Студопедия — Тема: Теория электролитической диссоциации. Окислительно-восстановительные реакции
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Тема: Теория электролитической диссоциации. Окислительно-восстановительные реакции






Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты -проводят электрический ток, неэлектролиты -проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.
Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)
Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).
К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.
Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.
Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.
Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус.Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.

 

 

Схема электролитической диссоциации.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности
Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:

NaCl Na+ + Cl-

Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.
Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

Сила электролитов.

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.
Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.

α =Nдисс/N

Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0< α ≤ 1(значение α =0 относится к неэлектролитам).
Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.)
Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Степень окисления

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

 

Например:

N2H4 (гидразин)

 

 

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

 

Примеры:

V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO2 + Na2O  Na2SO3

Реакции разложения

Cu(OH)2t  CuO + H2O

Реакции обмена

AgNO3 + KCl  AgCl + KNO3

NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O

B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg0 + O20  2Mg+2O-2

2KCl+5O3-2t  2KCl-1 + 3O20­

2KI-1 + Cl20  2KCl-1 + I20

Mn+4O2 + 4HCl-1  Mn+2Cl2 + Cl20­ + 2H2O

Такие реакции называются окислительно - восстановительными.

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H20 - 2ē  2H+

S-2 - 2ē  S0

Al0 - 3ē  Al+3

Fe+2 - ē  Fe+3

2Br - - 2ē  Br20

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

Mn+4 + 2ē  Mn+2

S0 + 2ē  S-2

Cr+6 +3ē  Cr+3

Cl20 +2ē  2Cl-

O20 + 4ē  2O-2

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

 

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 + O20  S+4O2-2

 

S - восстановитель; O2 - окислитель

Cu+2O + C+2O  Cu0 + C+4O2

CO - восстановитель; CuO - окислитель

Zn0 + 2HCl  Zn+2Cl2 + H20­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O

KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H2S-2 + H2S+4O3  3S0 + 3H2O

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O3-2  2KCl-1 + 3O20­

Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель

N-3H4N+5O3t  N2+1O­ + 2H2O

N+5 - окислитель; N-3 - восстановитель

2Pb(N+5O3-2)2  2PbO + 4N+4O2 + O20­

N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N-3H4)2Cr2+6O7t  Cr2+3O3 + N20­ + 4H2O

Cr+6 - окислитель; N-3 - восстановитель.

Диспропорционирование- окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

 

Cl20 + 2KOH  KCl+1O + KCl-1 + H2O

3K2Mn+6O4 + 2H2O  2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

3HN+3O2  HN+5O3 + 2N+2O­ + H2O

2N+4O2 + 2KOH  KN+5O3 + KN+3O2 + H2O

 

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A Электронный баланс- метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем

. Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + Cl2­ + H2O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn+7O4 + HCl-1  KCl + Mn+2Cl2 + Cl20­ + H2O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn+7 + 5ē  Mn+2

2Cl-1 - 2ē  Cl20

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn+7 + 5ē  Mn+2  
2Cl-1 - 2ē  Cl20  

––––––––––––––––––––––––

2Mn+7 + 10Cl-1  2Mn+2 + 5Cl20

 

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

 

2KMn+7O4 + 16HCl-1  2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

B Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

2Cl1- – 2ē  Cl20    
MnO41- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O  
7+   2+  

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl- + 2MnO41- + 16H+  5Cl20­ + 2Mn2+ + 8H2O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)

Типичные реакции окисления-восстановления

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4  6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O

электронный баланс

Mn+7 + 5ē  Mn+2  
S+4 – 2ē  S+6  

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O  
SO32- + H2O – 2ē  SO42- + 2H+  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O  2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32-  2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

 

Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.

 

Реакции в нейтральной среде

 

3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O  3K2S+6O4 +2Mn+4O2 + 2KOH

 

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6  
Mn+7 + 3ē  Mn+4  

 

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē  MnO2 + 4OH-  
SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH-  2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O

или 2MnO4- + H2O + 3SO32-  2MnO2 + 2OH- + 3SO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH  K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O

 

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6  
Mn+7 + 1ē  Mn+6  

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O  
MnO41- + ē  MnO42-  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO32- + 2OH- + 2MnO4-  SO42- + H2O + 2MnO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4.

Таким образом,

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.

1) K2Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4  K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 3S0 + 7H2O

2) электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3  
S-2 - 2ē  S0  

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O  
H2S0 - 2ē  S0 + 2H+  

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr2O72- + 8H+ + 3H2S  2Cr3+ + 7H2O + 3S0

2)

K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4  3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 7H2O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3  
Fe+2 – ē  Fe+3  

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O  
Fe2+ - ē  Fe3+  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+  2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

3)

K2Cr2+6O7 + 14HCl-1  3Cl20­ + 2KCl + 2Cr+3Cl3 + 7H2O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3  
2Cl-1 – 2ē  Cl20  

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O  
2Cl1- - 2ē  Cl20  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr2O72- + 6Cl- + 14H+  2Cr3+ + 3Cl20 + 7H2O

Окислительные свойства азотной кислоты

Окислителем в молекуле (см. также " Азотная кислота") азотной кислоты является N+5, который в зависимости от концентрации HNO3 и силы восстановителя (например, активности металла - см. также тему " Азотная кислота") принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N-3H3(NH4NO3);

1)

Cu0 + 4HN+5O3(конц.)  Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2­ + 2H2O

электронный баланс:

Cu0 – 2ē  Cu+2  
N+5 + ē  N+4  

 

метод полуреакций:

Cu0 – 2ē  Cu+2  
NO3- + 2H+ + ē  NO2 + H2O  

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu0 + 2NO3- + 4H+  Cu2+ + 2NO2 + 2H2O

2)

3Ag0 + 4HN+5O3(конц.)  3Ag+1NO3 + N+2O­ + 2H2O

 

 

электронный баланс:

Ag0 - ē  Ag+  
N+5 + 3ē  N+2  

 

метод полуреакций:

Ag0 - ē  Ag+  
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O  

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag0 + NO3- + 4H+  3Ag+ + NO + 2H2O

3)

5Co0 + 12HN+5O3(разб.)  5Co+2(NO3)2 + N20­ + 6H2O

электронный баланс:

Co0 - 2ē  Co+2  
2N+5 + 10ē  N20  

 

метод полуреакций:

Co0 - 2ē  Co+2  
2NO3- + 12H+ + 10ē  N2 + 6H2O  

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co0 + 2NO3- + 12H+  5Co2+ + N2 + 6H2O

4)

4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.)  4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O

 

 

электронный баланс:

Ca0 - 2ē  Ca+2  
N+5 + 8ē  N-3  

 

метод полуреакций:

Ca0 - 2ē  Ca+2  
NO3- + 10H+ + 8ē  NH4+ + 3H2O  

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca0 + NO3- + 10H+  4Ca2+ + NH4+ + 3H2O

При взаимодействии HNO3 с неметаллами выделяется, как правило, NO:

1)

3C0 + 4HN+5O3  3C+4O2­ + 4N+2O­ + 2H2O

электронный баланс:

C0 - 4ē  C+4  
N+5 + 3ē  N+2  

метод полуреакций:

C0 + 2H2O - 4ē  CO2 + 4H+  
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O  

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+  3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O

или 3C0 + 4NO3- + 4H+  3CO2 + 4NO + 2H2O

2)

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O  3H3P+5O4 + 5N+2

 

электронный баланс:

P0 - 5ē  P+5  
N+5 + 3ē  N+2  

метод полуреакций:

P0 + 4H2O - 5ē  PO43- + 8H+  
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O  

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3P0 + 12H2O + 5NO3- + 20H+  3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O

или 3P0 + 2H2O + 5NO3-  3PO43- + 4H+ + 5NO

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

1. Обычно пероксид водорода используют как окислитель:

H2O2 + 2HI-1  I20 + 2H2O

электронный баланс:

2I- - 2ē  I20  
[O2]-2 + 2ē  2O-2  

 

метод полуреакций:

2I- - 2ē  I20  
H2O2 + 2H+ + 2ē  2H2O  

––––––––––––––––––––––

2I- + H2O2 + 2H+  I2 + 2H2O

При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.

 

5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4  5O20­ + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O

электронный баланс:

[O2]-2 - 2ē  O20  
Mn+7 + 5ē  Mn+2  

 

метод полуреакций:

MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O  
H2O2 - 2ē  O2 + 2H+  

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO4- + 5H2O2 + 16H+  2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+

или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+  2Mn2+ + 8H2O + 5O2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Раздел 2 Неметаллические элементы и их соединения.







Дата добавления: 2014-10-22; просмотров: 2146. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Вычисление основной дактилоскопической формулы Вычислением основной дактоформулы обычно занимается следователь. Для этого все десять пальцев разбиваются на пять пар...

Расчетные и графические задания Равновесный объем - это объем, определяемый равенством спроса и предложения...

Кардиналистский и ординалистский подходы Кардиналистский (количественный подход) к анализу полезности основан на представлении о возможности измерения различных благ в условных единицах полезности...

Обзор компонентов Multisim Компоненты – это основа любой схемы, это все элементы, из которых она состоит. Multisim оперирует с двумя категориями...

Понятие метода в психологии. Классификация методов психологии и их характеристика Метод – это путь, способ познания, посредством которого познается предмет науки (С...

ЛЕКАРСТВЕННЫЕ ФОРМЫ ДЛЯ ИНЪЕКЦИЙ К лекарственным формам для инъекций относятся водные, спиртовые и масляные растворы, суспензии, эмульсии, ново­галеновые препараты, жидкие органопрепараты и жидкие экс­тракты, а также порошки и таблетки для имплантации...

Тема 5. Организационная структура управления гостиницей 1. Виды организационно – управленческих структур. 2. Организационно – управленческая структура современного ТГК...

Билет №7 (1 вопрос) Язык как средство общения и форма существования национальной культуры. Русский литературный язык как нормированная и обработанная форма общенародного языка Важнейшая функция языка - коммуникативная функция, т.е. функция общения Язык представлен в двух своих разновидностях...

Патристика и схоластика как этап в средневековой философии Основной задачей теологии является толкование Священного писания, доказательство существования Бога и формулировка догматов Церкви...

Основные симптомы при заболеваниях органов кровообращения При болезнях органов кровообращения больные могут предъявлять различные жалобы: боли в области сердца и за грудиной, одышка, сердцебиение, перебои в сердце, удушье, отеки, цианоз головная боль, увеличение печени, слабость...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.012 сек.) русская версия | украинская версия