Классификация химических реакций

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

Кафедра «Химия»

 

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий  кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н.            Ю.Перелыгин

«____»______________ 2012 г.

 

 

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ № 10

 

по дисциплине «Химия»

п о специальности 200100 «Приборостроение»

 

 

Тема № 6.    Окислительно-восстановительные реакции. Основы электрохимии

Занятие № 1. Окислительно-восстановительные реакции

 

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2012 г., протокол №_____

 

 

Г. Пенза

Содержание

     Введение

1. Классификация химических реакций.

2. Степень окисления химических элементов.

3. Процессы окисления и восстановления. Окислитель и восстановитель.

4. Окислительно-восстановительные свойства элемента в зависимости от степени окисления.

5. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодической системе.

6. Важнейшие окислители и восстановители.

7. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

8. Классификация ОВР.

9. Влияние среды на направление ОВР.

Заключение

Литература:

1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 1998. – с. 251 - 260.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

2. Оборудование и реактивы для демонстрации опытов «Химический вулкан» и «Выведение пятен от иодной настойки».

Цель занятия:

Знать: 1. Степень окисления. Связь между степенями окисления элемента и его положением в периодической системе.

2. Окислительно-восстановительная двойственность. Вещества, способные проявлять свойства и окислителей, и восстановителей.

3. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Типы окислительно-восстановительных реакций. Влияние среды на направление протекания ОВР.

Уметь: составлять уравнения ОВР методом электронного баланса.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации и использованием демонстрационных опытов.

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся перемещением электронов от одних частиц к другим, играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров окислительно-восстановительных процессов, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. Процессы горения топлива, протекающие в топках котлов тепловых электростанций и в двигателях внутреннего сгорания ракет, являются примерами технически важных окислительно-восстановительных реакций. Не будет преувеличением утверждать, что не существует такой области техники, где не были бы задействованы окислительно-восстановительные процессы, и знание основных закономерностей протекания этих процессов является необходимым для будущего инженера.

 

Степень окисления элементов

Окислительно-восстановительные свойства элемента в зависимости от степени окисления

Азот N – неметалл

С.о.(N) = 0 – промежуточная.

  и о-ль, и в-ль

С.о.(N) = +5 – высшая;

   только о-ль

 

 

C.о.(N) = - 3 – низшая;

только в-ль

Марганец Mn - металл

С.о.(Mn) = 0 – низшая;

Только в-ль, так как металл.

С.о.(Mn) = +7 – высшая;

 только о-ль

 

C.о.(Mn) = + 2 – промежуточная;

и о-ль,

и в-ль

 

Выводы: 1)Если элемент находится в низшей степени окисления, в окислительно-восстановительных реакциях он может быть только восстановителем (может только отдавать электроны);

2) Если элемент находится в высшей степени окисления, он может быть только окислителем (может только принимать электроны);

3) Если элемент находится в промежуточной степени окисления, он может быть и восстановителем, и окислителем.

 

5. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов (простых веществ) в периодической системе

Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, то есть состоящими из одного элемента, так и сложными. Рассмотрим, как изменяются окислительно-восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами, в периодах и группах. Мы уже с Вами знаем, что металлы, содержащие на внешнем уровне один или два (редко – три) электрона, могут только отдавать электроны, то есть обладают только восстановительными свойствами. Неметаллы, имеющие на внешнем уровне от четырех до восьми электронов, могут не только отдавать, но и принимать электроны, то есть проявляют себя как окислители, так и восстановители.

В периодах слева направо восстановительные свойства простых веществ, образуемых элементами, понижаются, а окислительные – возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий – самый активный в периоде восстановитель, а хлор – самый активный в периоде окислитель.

У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера увеличиваются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители – щелочные металлы, а наиболее активные из них – франций и цезий. Лучшие окислители – галогены. Элементы главных подгрупп IV – VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью.

Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержатся один или два электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями.

Все сказанное можно выразить схемой:

Изменение окислительных свойств элементов в периодической системе

В периодах   с

В главных подгруппах

Fr – самый сильный восстановитель

F – самый сильный окислитель

В побочных подгруппах расположены только металлы, они характеризуются только восстановительными свойствами, которые изменяются немонотонно.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Итак, в окислительно-восстановительных реакциях происходит перемещение электронов от одних частиц к другим (изменение степени окисления элементов). Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют различные методы, в частности, метод электронного баланса. Можно предсказать направление окислительно-восстановительных реакций, если известно изменение энергии Гиббса этой реакции.

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

Кафедра «Химия»

 

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий  кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н.            Ю.Перелыгин

«____»______________ 2012 г.

 

 

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ № 10

 

по дисциплине «Химия»

п о специальности 200100 «Приборостроение»

 

 

Тема № 6.    Окислительно-восстановительные реакции. Основы электрохимии

Занятие № 1. Окислительно-восстановительные реакции

 

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2012 г., протокол №_____

 

 

Г. Пенза

Содержание

     Введение

1. Классификация химических реакций.

2. Степень окисления химических элементов.

3. Процессы окисления и восстановления. Окислитель и восстановитель.

4. Окислительно-восстановительные свойства элемента в зависимости от степени окисления.

5. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодической системе.

6. Важнейшие окислители и восстановители.

7. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

8. Классификация ОВР.

9. Влияние среды на направление ОВР.

Заключение

Литература:

1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 1998. – с. 251 - 260.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

2. Оборудование и реактивы для демонстрации опытов «Химический вулкан» и «Выведение пятен от иодной настойки».

Цель занятия:

Знать: 1. Степень окисления. Связь между степенями окисления элемента и его положением в периодической системе.

2. Окислительно-восстановительная двойственность. Вещества, способные проявлять свойства и окислителей, и восстановителей.

3. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Типы окислительно-восстановительных реакций. Влияние среды на направление протекания ОВР.

Уметь: составлять уравнения ОВР методом электронного баланса.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации и использованием демонстрационных опытов.

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся перемещением электронов от одних частиц к другим, играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров окислительно-восстановительных процессов, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. Процессы горения топлива, протекающие в топках котлов тепловых электростанций и в двигателях внутреннего сгорания ракет, являются примерами технически важных окислительно-восстановительных реакций. Не будет преувеличением утверждать, что не существует такой области техники, где не были бы задействованы окислительно-восстановительные процессы, и знание основных закономерностей протекания этих процессов является необходимым для будущего инженера.

 

Классификация химических реакций

Химическая реакция – это взаимодействие реальных частиц (молекул, ионов, атомов), которое приводит к изменению их физико-химических свойств без изменения природы химических элементов.

В ходе химической реакции одни вещества (исходные, реагенты) превращаются в другие (продукты реакции).

Реакции неорганической химии классифицируются по признаку изменения числа реагентов и продуктов. Согласно этой классификации различают:

1) реакции разложения, в которых из одного исходного вещества образуется несколько продуктов реакции.

Пример.

2) реакции соединения, в которых из нескольких реагентов образуется один продукт.

Пример. ;

3) реакции замещения – реакции, в которых часть сложного вещества замещается простым веществом.

Пример.

4) реакции обмена – реакции, в которых реагенты обмениваются своими составными частями.

Пример.

Если в обмене участвуют протоны и гидроксильные группы, то такие реакции называют кислотно-основными или реакциями нейтрализации.

Одна и та же реакция может относиться одновременно к разным типам, в зависимости от признака, по которому проводят классификацию.

В отдельный класс выделяют окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся переносом электронов и приводящие к изменению степеней окисления атомов, входящих в состав реагентов.

 

Степень окисления элементов