Справочные материалы по химии (стр. 8 )

Постоянную степень окисления имеют:

I группа главная подгруппа +1, II группа главная подгруппа +2, Н+, О–2, ОН–, Al3+, Zn2+.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции в которых элементы меняют степень окисления (СО) за счет передачи электронов.

Алгоритм решения окислительно-восстановительных реакций

1.  Проставляем степень окисления (СО) у каждого элемента в реакции.

2.  Находим элементы, которые меняют степень окисления.

3.  Выделяем ионы или молекулы, в которых находятся элементы с изменившейся степенью окисления.

4.  Подписываем окислитель, восстановитель.

СО↓ – окислитель, принимает +ē , процесс восстановления СО↑ – восстановитель, отдает –ē, процесс окисления

5.  Записываем две полуреакции, в которых сильные электролиты пишем в виде ионов (Mg2+, Сl–, , PO43– и т. д.), а слабые – в виде молекул (оксиды (SO2, NO), Cl2, Н2S, Cu и т. д.).

6.  Определяем среду реакции (если присутствует кислота – кислая среда, гидроксид – щелочная среда).

7.  Если в полуреакциях присутствует кислород, то для уравнивания кислой среды используем Н+ и Н2О, а для щелочной – ОН– и Н2О.

Кислая среда: добавляем nН2О, где недостаток О → 2nН+

Щелочная среда: добавляем nН2О, где избыток О → 2nОН–

8.  Каждую полуреакцию уравниваем (левая часть полуреакции = правой), записываем число отданных и принятых электронов.

9.  Уравниваем число принятых и отданных электронов, выставляем коэффициенты перед полуреакциями.

10.  Подписываем процесс окисления и процесс восстановления.

11.  Записываем суммарное ионное уравнение с учетом коэффициентов.

12.  Переносим коэффициенты из ионного в молекулярное уравнение, приводим подобные (левая часть реакции = правой )

Коррозия: окисление (разрушение) металла под действие окружающей среды Анод – левее в ряду напряжений металлов. Катод – правее. Анодное покрытие (левее в ряду напряжений; лучше, т. к разрушается верхний слой). Катодное покрытие (правее в ряду напряжений).
влажная среда, щелочная среда	/А/: Мe0 – nē→Мen+ процесс окисление /K/: 1/2O2 +H2O+2ē→2OH— процесс окисление
кислая среда	/К/: 2H++2ē→H2↑ – процесс окисление
На примере коррозии Fe–Cu А(Fe): Fe0-2e→Fe2+ K(Cu): 1/2O2 +H2O+2e→2OH-– влажная среда, щелочная среда K(Cu): 2H++2e→H2↑ – кислая среда Продукты: в щелочной среде 4Fe(OH)2+ О2 + 2Н2О = 4 Fe(OH)3, Fe(OH)3→ Fe2O3 + H2O.(ржавчина) Продукты в кислой среде: FeSO4

.

Электролиз
на аноде:	на катоде:
- для кислородосодержащих кислотных остатков: нейтральная и кислая среда 2H2O – 4ē = O2 + 4H+ щелочная среда 4ОН- - 4ē = О2 +2Н2О - для бескислородных: 2Cl - - 2ē = Cl2	-для активных металлов до Аl: 2Н2О + 2ē = 2ОН - + Н2 - от Al до Н: Меn+ +nē = Ме0 2Н2О + 2ē = 2ОН - + Н2 - для металлов после Н: Меn+ +nē = Ме0
Химическое уравнение электролиза K2SO4: K2SO4 + Н2 + О2 + КOН + Н2SO4.

http://ru. wikipedia. org/wiki/%DD%EB%E5%EA%F2%F0%EE%EB%E8%E7

По закону Фарадея: m = ЭIt/96 500, Q = It, Кл (израсходовано электричества)

где m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; Э - эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с. Vэ Н2 =11,2 л, Vэ О2 = 5,6 л

 

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

У анода анионы окисляются.

На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:

КАТод — КАТионы (ионы у катода)

АНод — АНионы (ионы у анода)

Гидролиз

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита (кислоты, основания, кислого или основного иона). При этом изменяется рН среды.

Если рассматривать соль как продукт взаимодействия кислоты с основанием, то в зависимости от их силы все соли делятся на четыре типа:

1.  Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием: NaCl, K2SO4.

2.  Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой: Na2CO3, K2S.

3.  Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой: ZnSO4, AlCl3.

4.  Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой: CH3COONH4.

Соли первого типа гидролизу не подвергаются, т. к. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты. В системе H2O = H+ + OH– равновесия не нарушается, поэтому в растворах этих солей рН = 7.

Соли, нерастворимые в воде, гидролизу не подвергаются.

Примеры:

1)  Гидролиз Na2S идёт по аниону, т. к. NaOH – сильное основание, а H2S – слабая кислота.

S2- + H2O = HS– + OH– pH>7

Na2S + H2O = NaHS + NaOH

2)  Гидролиз ZnCl2 идёт по катиону, т. к. Zn(OH)2 – слабое основание, а HCl – сильная кислота.

Zn2+ + H2O = ZnOH+ + H+ pH<7

ZnCl2 + H2O = ZnOHCl + HCl

3)  Гидролиз CH3COONH4 идёт и по катиону и по аниону, т. к. CH3COOH – слабая кислота, и NH4OH – слабое основание. pH в растворе этих солей определяется по степени диссоциации слабых электролитов.

CH3COONH4 + H2O = CH3COOН + NH4ОН.

Жесткость воды

Жесткость воды, совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней преимущественно катионов Са2+ (кальциевая жесткость воды) и Mg2+ (магниевая жесткость воды ).

Магниевую жесткость воды определяют из выражения: ЖMg = Жоб - ЖCa.

Электрохимический ряд напряжений металлов

УСИЛЕНИЕ ВОСCТАНОВИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ (свойства отдавать е)

 

Li

Cs

Rb

K

Ra

Ba

Sr

Ca

Na

La

Ce

Nd

Sm

Cd

Y

Mg

Lu

Sc

Pu

Th

Np

-3,04

-3,01

-2,98

-2,92

-2,92

-2,91

-2,89

-2,87

-2,71

-2,52

-2,48

-2,44

-2,41

-2,4

-2,37

-2,36

-2,25

-2,08

-2,07

-1,9

-1,86

Li+

Cs+

Rb+

K+

Ra2+

Ba2+

Sr2+

Ca2+

Na+

La3+

Ce3+

Nd3+

Sm3+

Cd3+

Y3+

Mg2+

Lu3+

Sc3+

Pu3+

Th3+

Np3+

Be

Ti

Hf

Al

Zr

Mn

Nb

B

Zn

Cr

V

Ga

Fe

Eu

Cd

In

Tl

Co

Ni

Mo

Sn

-1,85

-1,75

-1,7

-1,66

-1,63

-1,18

-1,1

-0,9

-0,76

-0,74

-0,54

-0,53

-0,44

-0,44

-0,40

-0,34

-0,33

-0,28

-0,25

-0,2

-0,14

Be2+

Ti3+

Hf4+

Al3+

Zr4+

Mn2+

Nb3+

B+3

Zn2+

Cr2+

V+4

Ga3+

Fe2+

Eu3+

Cd2+

In3+

Tl+

Co2+

Ni2+

Mo3+

Sn2+

Pb

D

H

Sb

Bi

As

Cu

Cu

I

Pt

Hg

Ag

Rh

Hg

Pd

Br

Pt

Cl

Au

Au

F

-0,13

-0,003

0,00

+0,2

+0,22

+0,3

+0,34

0,52

+0,54

+0,77

+0,79

+0,8

+0,8

+0,85

+0,92

+1,07

+1,2

+1,36

+1,5

+1,68

+2,65

Pb2+

2D+

2H+

Sb+3

Bi+3

As3+

Cu2+

Cu1+

2I–

Pt+4

Hg22+

Ag+

Rh3+

Hg2+

Pd2+

2Br–

Pt2+

2Cl–

Au3+

Au+

2F–

УСИЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ (свойства присоединять е)

Справочный материал находится в разработке.

По всем вопросам обращаться: *****@***ru

Дата обновления: 14.03.2013