Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

 

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

С современной точки зрения изменение степени окисления связано с переходом электронов. Поэтому, наряду с приведенным можно дать и такое определение окислительно-восстановительных реакций: это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Окислением называется процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Например:

Al - 3e^- = Al³⁺;

H₂ - 2e^- = 2H⁺;

Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺.

При окислении степень окисления повышается.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

S + 2e^- = S^2-;

Cl₂ + 2e^- = 2Cl^-;

Fe³⁺ + e^- = Fe²⁺.

При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. В процессе реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. В процессе реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы или ионы представляют собой определенные вещества, то и эти вещества соответственно называют окислителями или восстановителями. Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Эквиваленты окислителя и восстановителя. Окислитель и восстановитель реагируют между собой в отношении их окислительно-восстановительных эквивалентов.

Эквивалентом окислителя называется такое количество его, которое отвечает одному присоединенному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Чтобы определить эквивалент окислителя, надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя.

Эквивалентом восстановителя называется такое количество его, которое отвечает одному отданному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Для определения эквивалента восстановителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

Типы окислительно-восстановительных реакций. Обычно различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, диспропорционирования и внутримолекулярные. При межмолекулярных окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитель находятся в различных веществах. Например:

2KI + 2FeCl₃ = I₂ + 2FeCl₂ + 2KCl

В реакции взаимодействия хлора с водой изменяется степень окисления только хлора:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

При этом один из атомов хлора отдает электрон (окисляется), а другой присоединяет его (восстанавливается). Очевидно, что из двух атомов хлора один является восстановителем, а другой - окислителем. Рассмотренная реакция относится к реакциям диспропорционирования. У таких реакций восстановитель и окислитель - атомы одного элемента и содержатся в одном веществе. Известны и такие окислительно-восстановительные реакции, в которых восстановитель и окислитель также содержатся в одном веществе, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов. Такие реакции называются реакциями внутримолекулярного окисления - восстановления. Примеры - хорошо известная реакция разложения бертолетовой соли:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

или реакция разложения бихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

 

Опыт 1: Окислительно-восстановительные свойства простых веществ.

а) В пробирку поместить кусочек медной проволоки и прилить 1-2 мл концентрированной азотной кислоты. Пробирку подогреть на спиртовке (тяга!). Что происходит? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом.

б) В пробирку налить 1-2 мл бромной воды и добавить немного цинковой пыли. Содержимое пробирки взболтать и дать отстояться. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

Опыт 2: Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций.

В три пробирки налить по 1-2 мл 0,05 М раствора перманганата калия. В первую добавить несколько капель концентрированной серной кислоты, во вторую - дистиллированной воды, в третью - концентрированного раствора едкого натра. Во все три пробирки прилить двукратный объем 1 М раствора сульфита натрия. Что происходит? Написать уравнения реакций, пользуясь электронно-ионным методом. Вычислить эквиваленты окислителя и восстановителя в этих реакциях. В третью пробирку добавить дистиллированной воды до исчезновения изумрудно-зеленой окраски. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом. К какому типу ОВР относится эта реакция?

Опыт 3: Окислительно-восстановительная двойственность.

В две пробирки налить по 1-2 мл подкисленного раствора нитрита натрия. В одну из них добавить несколько капель раствора перманганата калия, в другую - йодида калия и крахмала. Что происходит? Написать уравнения реакций, пользуясь электронно-ионным методом. В чем состоит условие проявления веществом окислительно-восстановительной двойственности? Вычислить эквиваленты окислителей и восстановителей в проведенных реакциях.

Опыт 4: Окислительные и восстановительные свойства перекиси водорода.

а) В пробирку налить 1-2 мл раствора пероксида водорода и добавить немного оксида марганца (IV). Что происходит? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом. К какому типу ОВР относится эта реакция?

б) К 1-2 мл раствора иодида калия добавить такое же количество 2н. раствора серной кислоты и затем по каплям прибавлять раствор пероксида водорода до появления желтой окраски. Что является продуктом реакции и как это определить? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом.

в) К 1-2 мл раствора перманганата калия добавить такое же количество 2н. раствора серной кислоты и затем по каплям добавлять раствор пероксида водорода до обесцвечивания раствора в пробирке. Испытать тлеющей лучинкой выделяющийся газ. Написать уравнение реакции, пользуясь методом электронно-ионного баланса.

Опыт 4: Внутримолекулярное окисление-восстановление.

На керамическую плитку поместить 1-2 г кристаллов бихромата аммония и прикоснуться к нему сильно нагретым в пламени спиртовки кончиком стеклянной палочки. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, пользуясь методом электронного баланса.

 

ВОПРОСЫ САМОКОНТРОЛЯ ПО ТЕМЕ

"ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)".

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными и чем они отличаются от обменных реакций?

2. В чем сущность процессов окисления и восстановления?

3. Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И.Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?

4. Назвать часто применяемые окислители и восстановители.

5. Как определяются эквиваленты окислителя и восстановителя?

6. Пользуясь таблицами стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определить, будут ли протекать следующие реакции:

Ag + H₂SO_4(разб.) ® Sn + H₂SO_4(разб.) ® …

Mn(OH)₂ + H₂O₂ ® NaNO₂ + O₃ ® …

KМnO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ®

Для тех, которые будут протекать, написать уравнения реакций.

7. Написать уравнения реакций, пользуясь методом электронно-ионного баланса:

SO₂ + Br₂ + H₂O ® FeCl₃ + H₂S ®

As₂S₃ + HNO_3(конц.) ® K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ ®

H₂O₂ + CaOCl₂ ® NO₂ + Ca(OH)₂ ®

SnCl₂ + Na₂SO₃ + HCl ® Zn + HNO_{3(очень разб.)} ®

Fe + HCl ® Cl₂ + KOH ®

8. Написать уравнения реакций, пользуясь методом электронного баланса:

NH₃ + O₂ ® KМnO₄ ®

(NH₄)₂Cr₂O₇ ®

9. В 1 л раствора содержится 8 г хлорной кислоты. Вычислить ее нормальность в реакции с:

а) едким натром, б) сернистым газом.

10. 0,8 г раствора пероксида водорода выделили из подкисленного раствора иодида калия 0,3 г йода. Вычислить процентную концентрацию раствора пероксида водорода.

11. Сколько мл 5%-ного раствора йодноватой кислоты (плотность 1,02) потребуется для окисления 40 мл 8%-ного раствора йодистоводородной кислоты (плотность 1,06)?

12. Сколько грамм нитрита калия можно окислить 30 миллиграммами 0,02н. подкисленного раствора перманганата калия?

13. Какие объемы сероводорода и сернистого газа (н.у.) должны прореагировать, чтобы получилось 100 кг серы?

 

Перечень вопросов для подготовки к экзамену

По курсу «Общая химия».

1. Основные понятия и законы стехиометрии. Атомные и молекулярные массы. Моль. Постоянная Авогадро.

2. Закон эквивалентов. Фактор эквивалентности. Атомные и молярные массы эквивалентов.

3. Периодический закон. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Физический смысл номера периода и группы. Правила Клечковского.

4. Развитие представлений о сложной структуре атома. Явление радиоактивности. Модели атома. Атомные спектры.

5. Нахождение электрона в атоме. Постулаты Бора. Уравнение Шредингера. Волновая функция.

6. Представление об электроне как о частице и волне. Принцип неопределенности Гейзенберга, уравнение волны Де-Бройля. Электронное облако.

7. Заполнение электронных оболочек в атомах. Принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Гунда (Хунда), правила Клечковского. Привести примеры.

8..Квантово-механическая теория строения атома. Квантовые числа. Форма и ориентация орбиталей. Принцип Паули. Правило Хунда.

9. s-, p-, d-элементы, их валентные электроны. Энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.

10. Основные типы химической связи. Отличительные особенности ионной связи от других связей (ковалентной, металлической). Существует ли в природе чистая ионная связь. Когда химическая связь считается ионной? Приведите примеры соединений с ионной связью.

11. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Понятие валентности.

12. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры. В чем ограниченность данной теории.

13. Основные положения теории гибридизации. Как теория гибридизации объясняет пространственное строение молекул (на примере молекулы аммиака)?

14. Направленность ковалентной связи. Перекрывание негибридных орбиталей. Изобразить перекрывание орбиталей в предложенных молекулах.

15. Основные характеристики связи: длина, энергия, валентные углы. Полярность связи. Дипольный момент связи.

16. Скорость химической реакции. Зависимость константы реакции от энергетического и стерического факторов. Понятие об активном комплексе. Энергия активации.

17. Скорость химических реакций. Константа скорости. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние температуры. Правило Вант-Гоффа.

18. Скорость химической реакции. Физический смысл константы скорости реакции. Ее зависимость от температуры. Правило Вант-Гоффа.

19. Обратимость химических реакций. Закон действия масс. Константа равновесия.

20. Константа равновесия в реакции гидролиза. Факторы, влияющие на равновесие реакции гидролиза. Пояснить на примерах.

21. Катализаторы и ингибиторы. Механизм их действия. Пояснить графически.

22. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Биологические катализаторы. Принцип их действия. Ферменты, коферменты. Привести примеры.

23. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие о механизме каталитической реакций.

24. Общие сведения о растворах. Классификация по агрегатному состоянию, другим признакам. Растворители. Растворимость. Растворы электролитов и неэлектролитов.

25. Осмос. Осмотическое давление. Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации.

26. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Осмос в природе.

27. Растворы как фазы переменного состава. Понижение давления пара растворителя над раствором. Законы Рауля. Эбуллиоскопия и криоскопия. Физический смысл эбуллио- и криоскопических постоянных. Физико-химическое объяснение данных явлений.

28. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационные, индукционные, дисперсионные.

29. Водородная связь. Образование, энергия связи. Внутримолекулярная и межмолекулярные связи. Водородная связь в биологических объектах.

30. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Активность и коэффициент активности.

31. Степень диссоциации электролитов. Сильные и слабые электролиты. Факторы, влияющие на степень диссоциации. Кажущаяся степень диссоциации.

32. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент, его физический смысл. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

33. Вода как важнейший растворитель. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, их взаимосвязь.

34. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Методы измерения рН.

35. Буферные растворы, их типы. Принцип действия буферных растворов. Буферная емкость.

36. Растворимость. Произведение растворимости. Их взаимосвязь.

37. Гидролиз солей. Ионные уравнения реакций гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Константа и степень гидролиза.

38. Гидролиз солей. Виды гидролиза. Привести примеры.

39. Вывод формулы для расчета рН раствора соли, подвергающейся гидролизу по катиону.

40. Вывод формулы для расчета рН раствора соли, подвергающейся гидролизу по аниону.

41. Гидролиз солей. Расчет рН растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой (с выводом).

42. Гидролиз солей образованных многозарядным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. По каким ступеням протекает гидролиз и почему?

43. Окислительно-восстановительные реакции, их классификация. Важнейшие окислители и восстановители.

44. Окислительно-восстановительные реакции. Направление протекания реакций. Окислительно-восстановительные потенциалы. Зависимость значений потенциалов от внешних условий. Уравнение Нернста. Пояснить на примере предложенной реакции.

45. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста. Направление окислительно-восстановительных реакций.

46. Электродные потенциалы. Водородный электрод. Ряд напряжений. Гальванические элементы. Химические источники электрической энергии.

47. Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Физические свойства металлов.

48. Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Химические свойства металлов.

49. Особенности строения атомов металлических элементов. Способы получения металлов.

50. Положение неметаллов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Способы получения неметаллов.

51. Физические свойства и строение неметаллов.

52. Химические свойства неметаллов. Зависимость окислительных свойств неметаллов от положения внутри периода и группы.

53. Соединения неметаллов с водородом, их химические свойства.

54. Соединения неметаллов с кислородом, их химические свойства.

 

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ.

Основная литература

1. Глинка, Н. Л. Общая химия: учебник / Н. Л. Глинка. - 2-е изд., перераб. и доп. - Москва: Юрайт, 2011. - 886 с.

Дополнительная литература

1. Кертман, А.В. Избранные главы химии: учебное пособие / А.В. Кертман. - Тюмень: ТюмГУ. 2001. - 184 с.

2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. - Л.: Химия. 1983. - 280 с.

3. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник / Н.С. Ахметов. - М.: Высш. школа. 1981. - 679с.

4. Некрасов, Б.Б. Основы общей химии: учебник / Б.Б. Некрасов. - М.: Химия. 1973. Т.1. - 656 с.

5. Угай, Я.А. Общая химия: учебник / Я.А. Угай. - М.: Высш. школа. 1997. - 527 с.

 

 

Александр Витальевич Кертман

Татьяна Михайловна Бурханова

 

 

ОБЩАЯ ХИМИЯ

 

Учебно-методический комплекс:

Методические указания для студентов 1 курса

направления 020400.62 «БИОЛОГИЯ»

 

Подписано в печать. Тираж экз.

Объем 2.375 усл. печ. л. Формат 60´84/16. Заказ №

Издательство Тюменского государственного университета

625003, г. Тюмень, Семакова, 10

 

РОССИЙСКАЯ ФЕДЕРАЦИЯ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

«УТВЕРЖДАЮ»

Проректор по учебной работе

_____________________ /Волосникова Л.М./

«_____» _____________ 2013 г.

 

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Учебно-методический комплекс:

Методические указания для студентов 1 курса

направления 020400.62 «БИОЛОГИЯ»

 

«ПОДГОТОВЛЕНО К ИЗДАНИЮ»:

Авторы работы _____________________ /Кертман А.В./

_____________________ /Бурханова Т.М./

«___» __________ 2013 г.

 

Рассмотрено на заседании кафедры неорганической и физической химии от «___» ___________ 2013 г. № протокола ___

Соответствует требованиям к содержанию, структуре и оформлению.

«РЕКОМЕНДОВАНО К ПЕЧАТНОМУ ИЗДАНИЮ»:

Объем 33 стр.

Зав. кафедрой________________ /Андреев О.В./

«___» __________ 2013 г.

 

Рассмотрено на заседании УМК Института биологии

«____» ______________ 2013 г., протокол № ____

Соответствует ФГОС ВПО и учебному плану образовательной программы.

«СОГЛАСОВАНО»:

Председатель УМК _________________ /Фролова О.В. /

«____»___________ 2013 г.

 

«СОГЛАСОВАНО»:

Директор ИБЦ __________________ /Еманов А.Г./

«____»___________ 2013 г.

 

«СОГЛАСОВАНО»:

И. о. зав. методическим отделом УМУ __________________ /Поротова С.С./

«____»___________ 2013 г.