1 / 94

Кафедра неорганической химии

Федеральное агенство по образованию Московская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. Ломоносова. Кафедра неорганической химии. Савинкина Е.В. Лекции по общей и неорганической химии Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие Учебное пособие

ouida
Download Presentation

Кафедра неорганической химии

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Федеральное агенство по образованиюМосковская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. Ломоносова Кафедра неорганической химии Савинкина Е.В. Лекции по общей и неорганической химии Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие Учебное пособие Москва МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010

  2. УДК 546.04ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ) Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической химии МИТХТ (протокол № 3 от 10.11.2010) • Е.В. Савинкина 2010 • МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010 Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве учебного пособиядля студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020100 62 (Химия), 240100 62 (Химическая технология и биотехнология), 150600 62 (Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200500 62 (Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент). Один оптический диск Объем данных 2,9 Мб

  3. Рекомендуемая литература

  4. Введение Классификация и номенклатура неорганических веществ

  5. Химические частицы

  6. Вещество • ансамбль любых химических частиц или их совокупностей 1частица = 1 формульная единица Ar – вещество "аргон" (атомы) H2O – вещество "вода" (молекулы) NO3– – вещество "нитрат-ион" (ионы) KNO3 – вещество "нитрат калия" (совокупность катионов и анионов)

  7. H2SO4 серная кислота NO2 диоксид азота CuSO4.5H2O пентагидрат сульфата меди H2SO4.2H2O, или (H3O)2SO4 сульфат оксония N2O4 тетраоксид диазота CuSO4 сульфат меди Формульные единицы

  8. Обменные реакции в растворе Правило Бертолле: Обменные реакции в растворе протекают практически до конца, если один из продуктов • газ • осадок • слабый электролит

  9. Уравнения реакций: • молекулярное BaCO3(т) + H2SO4(разб.) = BaSO4 + CO2 + H2O CuSO4 + K2S = CuS + K2SO4 • ионное (сильные электролиты – в ионной форме) BaCO3(т) + 2H+ +SO42– = BaSO4 + CO2 + H2O Cu2+ + S2– = CuS (любая растворимая соль CuII+ любой растворимый сульфид)

  10. Составление уравнений AlCl3 + Na2S + H2O  Al(OH)3 + H2S + NaCl Al3+ + S2– + H2O  Al(OH)3 + H2S 2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S 2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

  11. Классы неорганических веществ Неорганические вещества Простые вещества Сложные вещества (соединения) Простые соединения Сложные (комплексные) соединения

  12. Неметаллы 22, включая 6 благородных газов Имеют высокие значения электроотрица-тельности (χ): F 4,1; O 3,5; N 3,1 Образуют анионы Металлы 11 типичных, остальные – "амфотерные" Имеют низкие значения электроотрицатель-ности (χ): K 0,91; Li 0,97; Ca 1,04 Образуют катионы Простые вещества

  13. Диагональ амфотерности (для А-групп) В Б-группах все элементы проявляют амфотерные свойства Входят в состав и катионов, и анионов

  14. Классификация простых соединений (по составу) основана на отношении • к кислороду • самый распространенный элемент на Земле • образует соединения со всеми элементами кроме He, Ne, Ar • к воде • самое распространенное соединение кислорода

  15. Классы неорганических соединений • Оксиды ЭхО–IIу Na2O, CO2, ZnO (OF2, H2O2 к оксидам не относятся) • Гидроксиды ЭхОу.nH2O NaOH, H2CO3, Zn(OH)2 • Соли Na2CO3, NaHCO3, Zn2CO3(OH)2 • Бинарные соединения NH3, OF2, CaC2

  16. Гидроксиды • Э(ОН)n образуют не все элементы (SnO2.nH2O, SO2.nH2O и др.) Для n> 2:

  17. Гидроксиды • Основные NaOH, Mg(OH)2 • Амфотерные Pb(OH)2, AlO(OH) • Кислотные H2SO4, HNO3

  18. Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) • Большинство – в мета-форме • Не всегда Н замещается сразу: H3PO4 KH2PO4  K2HPO4  K3PO4

  19. Номенклатура кислородсодержащих кислот • Традиционные • H2CO3угольная кислота • CO32–карбонат • HCO3–гидрокарбонат и т.д. • Систематические НхЭОу "у"-оксо-Э(лат.корень)-ат(с.о. или заряд) водорода • H2XeO4тетраоксоксенонат(VI) водорода • H4I2O9нонаоксодииодат(VII) водорода • H2S4O6 гексаокостетрасульфат(2–) водорода

  20. Основные гидроксиды (основания) • Содержат гидроксидные группы, способные замещаться на кислотные остатки • Всегда в орто-форме • Номенклатура: • LiOH гидроксид лития • Cr(OH)2гидроксид хрома(II)

  21. Важнейшее химическое свойство кислотных и основных гидроксидов • взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция нейтрализации, или солеобразования) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

  22. Амфотерные гидроксиды • Проявляются свойства и кислотных, и основных гидроксидов • Основные свойства 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O • Кислотные свойства Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] • В орто- и мета-формах • Al(OH)3ортогидроксид алюминия • AlO(OH) метагидроксид алюминия

  23. Оксиды • Продукты полной дегидратации гидроксидов (реальной или мысленной) • Кислотные H2SO4 = H2O + SO3 триоксид серы (ангидрид серной кислоты) • Основные 2LiOH = H2O + Li2O оксид лития • Амфотерные 2FeO(OH) = H2O + Fe2O3оксид железа(III) • Li2O + SO3 = Li2SO4

  24. Соли • Средние Ba3(PO4)2ортофосфат бария • Кислые (содержат Н) Ba(H2PO4)2дигидроортофосфат бария • Основные (содержат ОН или О) CoNO3(OH) гидроксид-нитрат кобальта(II) • Двойные (содержат > 1 катиона) KAl(SO4)2сульфат алюминия-калия • Смешанные (содержат > 1 аниона) Na3CO3(HCO3) гидрокарбонат-карбонат натрия

  25. LiH гидрид лития Mg3P2дифосфид тримагния NF3трифторид азота CS2дисульфид углерода HBr бромоводород PCl5пентахлорид фосфора Br3N нитрид триброма SF6гексафторид серы Бинарные соединения

  26. Комплексные соединения Внешняя сфера Внутренняя сфера Na3[Co(NO2)6] Лиганды Комплексообразователь Координационное число (КЧ) 6 Дентатность лиганда 1 Заряд комплекса 3–

  27. Комплексные соединения • сложные частицы, образованные из реально существующих более простых • Включают внутреннюю сферу (ковалентные связи) и внешнюю сферу (ионные связи) • В растворе – диссоциация внешней сферы Na[Al(OH)4] = Na+ + [Al(OH)4]–

  28. Номенклатура комплексных соединений • Число лигандов моно, ди, три, тетра, пента и т.д. • Названия лигандов • Анионные Cl–хлоро, H–гидридо, OH–гидроксо, O2– оксо, S2–тио • Нейтральные H2O аква • Катионные H+гидро • Комплексообразователь • Нейтральный или катионный комплекс русский корень • Анионный комплекс латинский корень • Степень окисления

  29. Примеры • [Cu(H2O)4]2+катион тетрааквамеди(II) • [Zn(OH)4]2–тетрагидроксоцинкат-ион • [Cr(H2O)5OH]2+катион гидроксопентааквахрома(III) • K[BF4] тетрафтороборат калия

  30. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) Химические реакции Без изменения степени окисления (обменные) С изменением степени окисления (ОВР)

  31. Степень окисления • формальный (условный) заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов • Степень окисления: ClVII, MoVI, F–I (римские цифры) • Заряд ионав растворе: Ba2+, Na+, S2– (арабские цифры)

  32. Степень окисления • не совпадает с истинным зарядом атома в соединении H+0,17Cl–0,17 • не совпадает с валентностью (числом ковалентных связей) H–O–I–O–I–H

  33. Изменение степени окисления • =перераспределение электронной плотности ("передача электронов") • HClO + H2S = HCl + S + H2O 2e–

  34. Подбор коэффициентов в уравнениях ОВРМетод электронного баланса • 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления • 2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления • 3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда • 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов • 5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции • 6. Уравнивают числа остальных атомов • MnCO3 + KClO3MnO2 + KCl + ... • MnII→ MnIV • ClV→ Cl–I • MnII – 2e– = MnIV • ClV + 6e– = Cl–I • н.о.к. 6 • MnII – 2e– = MnIV | 3 • ClV + 6e– = Cl–I | 1 • 3MnCO3 + KClO3 3MnO2 + KCl + ... • 3MnCO3 + KClO33MnO2 + KCl + 3CO2

  35. Подбор коэффициентов в уравнениях ОВРМетод электронного баланса FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 • FeII– 1e– = FeIII • 2S–I – 10e– = 2SIV • O2 + 4e– = 2O–II 4FeS2 + 11O2= 2Fe2O3 + 8SO2 –11e– 4 +4e– 11

  36. 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду 2. Записывают формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде 3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов 5. Составляют ионное уравнение реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S  S + ... ОкСредаВс Cr2O72– + H+ + H2S  S + Cr3+ + H2O Cr2O72– (Оф) → Cr3+ (Вф) H2S (Вф) → S (Оф) Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O H2S – 2e– = S + 2H+ н.о.к. 6 Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O | 1 H2S – 2e– = S + 2H+ | 3 Cr2O72– + 8H+ + 3H2S = 3S + 2Cr3+ + 7H2O K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4 Подбор коэффициентов в уравнениях ОВРМетод электронно-ионных полуреакций

  37. Кислотная среда [HI] = H+ [O–II] + 2H+ = H2O Щелочная среда [HI] + OH– = H2O [O–II] + H2O = 2OH– Подбор числа атомов водорода и кислорода Пример [Cr(OH)6]3–  CrO42– Щелочная среда 6[HI] + 6OH– = 6H2O 2[O–II] + 2H2O = 4OH– [Cr(OH)6]3– + 2OH– – 3e– = CrO42– + 4H2O

  38. Типы ОВР • Внутримолекулярные реакции 2HgIIO–II = O02 + 2Hg0 • Дисмутация (диспропорционирование) 3AuIF = AuIIIF3 + 2Au0 • Конмутация (синпропорционирование) N–IIIH4NIIIO2 = N02 + 2H2O AuIII AuI Au0 N–III N0 NIII

  39. Типы ОВР • Межмолекулярные реакции 2Mg0 + O02 = 2MgIIO–II PbS–II + 4H2O–I2 = PbSVIO4 + 4H2O–II • Конмутация • 2H2S–II + SIVO2 = 3S0 + 2H2O • Дисмутация • 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 S–II S0 SVI NIII NIV NV

  40. Окислители: Простые вещества – элементы с высокой электроотрицатель-ностью (F2, O2, Cl2и т.д.) Сложные вещества – содержащие элементы в высоких степенях окисления (Fe3+, CrVI2O72–, MnVIIO4–и т.д.) Окислительная активность возрастает в кислотной среде Восстановители: Простые вещества – элементы с низкой электроотрицатель-ностью (металлы, С, H2и т.д.) Сложные вещества – содержащие элементы в низких степенях окисления (Sn2+, S2–, NIIIO2–и т.д.) Восстановительная способность возрастает в щелочной среде Типичные окислители и восстановители

  41. Влияние среды • Продукты реакции • Формы соединений Cr(VI)/Cr(III): • кисл. Cr2O72–/Cr3+ • щел. CrO42–/[Cr(OH)6]3– • Направление реакции • кисл. IO3– + I–  I2 • щел. I2 IO3– + I– MnO4– H+ H2O OH– Mn2+ MnO42– MnO2

  42. Направление ОВР • Br– + PbO2 + H+  Br2 + Pb2+ + H2O • Br– + Fe3+≠ Br2 + Fe2+ • Br2 + Fe2+  Br– + Fe3+ • Количественная мера окислительной способности Ок (и восстановительной способности Вс) – электродный потенциал φ

  43. Электродный потенциал φ • электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы (Оф) и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы (Вф) Zn Zn2+ + 2e– Zn

  44. Разность потенциалов Δφ • Оф(1) + Вф(2) Вф(1) + Оф(2) • Оф(1) + n1e–Вф(1) • Вф(2) – n1e–Оф(2) Δφ = φ1 – φ2 Δφ> 0  Δφ< 0  Оф(1)/Вф(1) Оф(2)/Вф(2) φ1φ2

  45. Стандартный водородный электрод Платиновый электрод, покрытый платиновым порошком, в водном растворе кислоты с с(Н+) = 1 моль/л и омываемый газообразным водородом (р = 1 атм) при 298 К + 2e– 2H+H2 – 2e– φ°(H+/H2) = 0 В (условно!)

  46. Стандартный потенциал полуреакции восстановления φ° • Оф + Н2 Вф + 2Н+ • Δφ° = φ°(Оф/Вф) –φ°(Н+/Н2) = φ°(Оф/Вф) • Данные приведены в справочниках • Стандартные условия: • ci = 1 моль/л (для каждого участника реакции в растворе) • pi= 1 атм (для каждого газообразного участника реакции) • Т = 298 К (обычно) ст.у. ≠ н.у. (0°С, 1 атм)

  47. Сравнение φ° • ЭХРН • Сила Ок и Вс Сила Ок Сила Вс

  48. Критерий протекания ОВР в стандартных условиях • ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) –φ°(Вс) > 0 В • ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) –φ°(Вс) < 0 В

  49. Уравнение Нернста • На практике стандартные условия не используются • Оф + ne– = Вф • MnO4–+ 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O • Во время протекания реакции φ измерить нельзя, но можно вычислить • По мере протекания реакции φ(Ок) , а φ(Вс)  • Когда φ(Ок) = φ(Вс), реакция прекращается

  50. Критерий полноты протекания ОВР • ОВР протекает в прямом направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ°> 0,4 В • ОВР протекает в обратном направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ°< –0,4 В • Можно изменить направление ОВР, меняя условия, если 0 < Δφ°< 0,4 В (в ст.у. ) или –0,4 <Δφ°< 0 В (в ст.у. )

More Related