Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Март 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция11 начало


Девиз: «КТО-ТО ТЕРЯЕТ (ВОССТАНОВИТЕЛЬ),
А КТО-ТО НАХОДИТ (ОКИСЛИТЕЛЬ)»
ЛЕКЦИЯ 10.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
План:
1. Окислительно-восстановительные реакции.
2. Растворение металлов. Образование двойного электри-
ческого слоя.
3. Водородный электрод. Схема гальванического элемента
(Сu/H2). Стандартный электродный потенциал.
4. Электродвижущая сила (ЭДС).
Oкислител ьно -восстановител ьные реакции (ОВР)
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окис-
ления атомов в молекулах реагирующих веществ, называют-
ся ОВР. При сгорании или медленном окислении на воздухе
алюминия происходит его окисление кислородом.
Аl + O2 = Al2O3
при этом нейтральный атом А1 изменяет степень окисления на
3+. Это происходит в результате полуреакции отдачи электронов
окисления.
Восстановитель - Al - 3е → Аl3+ - окисление
Степень окисления (3+) показывает сколько электронов от-
дано другому атому при условии, что соединение имело бы чис-
то ионный характер. Окисление не бывает без восстановления,
подобно тому как притяжение не бывает без отталкивания и
действие без противодействия.
Окислитель -O2 + 4е → 2O2- – восстановление.
Принятие электронов – процесс восстановления. Метод урав-
нивания ОВР называется электронным балансом (см. пример):
4 Al0 - 3ē → Al3+
3 O2
0 + 4ē →2O2-
4Al + 3O2 →2Al2O3
11 0 111
Рассмотрим реакцию, проходящую в водном растворе
Zn0 + H+1Cl-1 → Zn2+Cl2
1- + H2
0↑
1. Раcставим степени окисления всех элементов
2. Выберем те атомы, которые меняют степень окисления (Zn, H)
3. Запишем полуреакции окисления и восстановления
1 | Zn0 - 2ē → Zn2+
1 | 2H+ + 2ē → H2
0
4. Уравняем реакцию
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Если слить подкисленные растворы КМпО4, имеющего
красно-фиолетовую окраску и NaNO2, то через некоторое вре-
мя раствор обесцвечивается. Качественный анализ смеси по-
казывает, что в ней содержится ничтожно мало ионов NO2
- и
МnO4
- значительное количество ионов NO3
- и Мп2
+. Очевидно,
произошло превращение NO2
-, МпO4
- → NO3
-, Мп2
+, которые не
имеют характерной окраски.
В отдельности растворы КМпО4 и NaNo2 могут хранить-
ся долго без изменения, следовательно, наблюдаемая реакция
обусловлена двумя взаимосвязанными переходами, в результа-
те которых изменяется степень окисления азота и марганца.
NO2
- → NO3
- ; МпO4- → Мп2
+
Для составления уравнения ОВР, протекающей в водном
растворе, удобно пользоваться методом электронно-ионного
баланса. Сначала составим уравнение полуреакций окисления
и восстановления. Число атомов азота в левой и правой части
одинаковое, а кислорода разное. Для уравнивания атомов кис-
лорода в левую часть запишем H2O, т.к. реакция идет в водном
растворе:
NO2
- + H2O → NO3
-
Для уравнивания атомов водорода справа приписываем не-
достающее число в виде ионов водорода (вот почему реакция
протекает в кислой среде).
NO2
- + H2O → NO3
- + 2H+
Теперь уравниваем сумму зарядов слева и справа.
Восстановитель – NO2
- + H2O - 2e → NO3
- + 2H+ – окисле-
ние.
Аналогичные операции проводим для ионного уравнения
перехода перманганат-иона в двухвалентный ион марганца:
окислитель – МпO4
- + 8H+ + 5e = Мп2
+ + 4Н2О – восстановле-
ние.
Как и по закону сохранения массы сумма электронов отдан-
ных восстановителем должна равняться сумме зарядов приня-
тых окислителем, поэтому:
5NO2
- + 5H2O - 10ē → 5NO3
- + 10H+
2МпO4
- + 16H+ + 10ē = 2Мп2
+ + 8Н2О
и подставляя в уравнение, сокращая одноименные ионы и мо-
лекулы:
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
В конце проверяем правильность составления по равенству
атомов кислорода в левой и правой части ОВР.
Растворение металлов .
Обра зование двойного электрического слоя .
Растворимость одного вещества в другом - свойство, прису-
щее всем веществах. Растворимость может быть неограничен-
ной и крайне малой, что зависит от термодинамических свойств
растворяемого вещества и растворителя. Даже при чрезвычай-
но малой растворимости одного вещества в другом всегда имеет
место переход веществ через поверхность их контакта. Любой
металл растворяется в воде, однако, растворимость в ряду ме-
таллов изменяется в очень широких пределах. Например, ще-
лочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом из
воды образуется водород, а в растворе - гидроксиды металлов:
2M + 2H2O → 2MOH + H2 + Q
Серебро практически не реагирует с водой, тем не менее,
процесс перехода частиц серебра в воду происходит, и получа-
ется так называемая “серебряная вода”. Таким образом, одни
металлы активно растворяются в воде, другие - крайне мало.
Ответ на вопрос, чем обусловлена различная растворимость
металлов в воде, дает отрасль химической науки – электрохимия.
Рассмотрим особую группу гетерогенных процессов - элек-
трохимические реакции, протекающие на границе раздела
фаз, в частности металл - вода (или раствор соли металла). Эти
реакции характеризуются переносом заряда и вещества через
границу раздела фаз твердое вещество - жидкость.
112 113
Из медной пластинки -Cu2+ ионы переходят в воду. При этом
в кристаллической решетке металла окажется избыток элект-
ронов и пластина приобретает отрицательный заряд. Между
отрицательно заряженной пластиной и перешедшими в раствор
положительными ионами возникает электростатическое при-
тяжение, что препятствует дальнейшему переходу ионов меди в
раствор, т.е. процесс растворения металла прекращается.
Одновременно развивается противоположный процесс:
ионы меди из раствора, подойдя к поверхности пластины, при-
нимают от нее электроны и переходят в нейтральное состоя-
ние.
Через некоторое время устанавливается состояние динами-
ческого равновесия, при котором скорость перехода ионов из
металла в раствор равна скорости разряжения ионов из раство-
ра на металле.
При контакте металла с раствором его соли , эти две со-
прикасающиеся фазы приобретают противоположные заряды,
в результате на поверхности раздела фаз образуется двойной
электрический слой и между металлом и раствором возникает
разность электрических потенциалов. Система, состоящая из
электрического проводника и раствора (или расплава) электро-
лита, в который погружен проводник, называется электродом.
Так, медная пластина, опущенная в водный раствор СuSО4 -
типичный электрод.
Состояние равновесия электродного процесса определяется
электродным потенциалом E представляющим собой разность
потенциалов на границе металл – электролит. Непосредствен-
но измерить абсолютное значение электродного потенциа-
ла нельзя, но его можно определить сравнением с известным
потенциалом другого электрода при стандартных условиях –
электрода сравнения. В качестве электрода сравнения применя-
ют водородный электрод.
Водородный электрод. Схема гальванического
элемента (Сu/H2). Стан дартный электро дный
потенциал .
Водородный электрод представляет собой платиновую плас-
тину, опущенную в раствор кислоты (обычно HCl или Н2SО4,
через который пропускается газообразный водород
Рис. 1 - Принципиальная схема водородного электрода
Действие этого электрода соcтоит в следующем:
Рис. 2 – Схема гальванического элемента,
состоящего из медного и водородного электродов
Газообразный водород не проводит электрического тока, но,
адсорбируясь в водном растворе на поверхности платины
В избранное