Химия. Сборник задач и упражнений. Часть II. Лямина Г.В - 5 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

9
3. Реакции диспропорционирования (дисмутации) – ОВР, в
которых один элемент одновременно повышает и понижает
степень окисления.
Cl
2
0
+ 2KOH = KCl
+1
O + KCl
–1
+ H
2
O,
Cl
2
0
+ 2е
–
= 2Cl
+1
– процесс восстановления, Cl
2
0
– окислитель,
Cl
2
0
– 2е
–
= 2Cl
–1
– процесс окисления, Cl
2
0
– восстановитель.
3HN
+3
O
2
= HN
+5
O
3
+ 2N
+2
O + H
2
O,
N
+3
+ 1е
–
= N
+2
– процесс восстановления, N
+3
– окислитель,
N
+3
– 2е
–
= N
+5
– процесс окисления, N
+3
– восстановитель.
4. Реакции конпропорционирования (конмутации) – ОВР
между двумя веществами, в которых атомы одного и того же
элемента имеют разные степени окисления.
2H
2
S
–2
+ H
2
S
+4
O
3
= 3S
0
+ 3H
2
O,
S
+4
+ 4е
–
= S
0
– процесс восстановления, S
+4
– окислитель,
S
–2
– 2е
–
= S
0
– процесс окисления, S
–2
– восстановитель.
Типичные окислители
1. Неметаллы: F
2,
Cl
2,
Br
2,
I
2,
O
2
, водород в степени окис-
ления +1.
2. Ионы металлов в высшей степени окисления, Fe
+3
,
Cu
+2
, Hg
+2
.
3. Кислородсодержащие кислоты: H
2
SO
4
, HNO
3,
HMnO
4
и
их соли: Na
2
SO
4
, KMnO
4
, K
2
CrO
7
.
4. Кислородсодержащие кислоты галогенов: HClO, HClO
3
,
HBrO
3
.
Типичные восстановители
1. Активные металлы: щелочные, щелочноземельные ме-
таллы, Zn, Al, Fe.
2. Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HJ, H
2
S.
3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов:
NaH, CaH
2
.
4. Металлы в низшей степени окисления: Sn
+2
, Fe
+2
, Cu
+
.
10
Ряд веществ, имеющих элементы, находящиеся в проме-
жуточных степенях окисления, способны проявлять как окис-
лительные, так и восстановительные свойства (окислительно-
восстановительная двойственность). Например, кислород в
пероксиде водорода H
2
O
2
в присутствии восстановителей мо-
жет понижать степень окисления от –1 до –2 (окислитель); а
при взаимодействии с окислителями – повышать степень окис-
ления от –1 до 0 (восстановитель).
5H
2
O
2
–1
+ J
2
0
= 2HJ
+5
O
3
+ 4H
2
O
–2
,
H
2
O
2
– окислитель;
3H
2
O
2
–1
+ 2KMnO
4
= 2MnO
2
+ 2KOH + 3O
2
0
+ 2H
2
O,
H
2
O
2
– восстановитель.
9.3. Основные понятия электрохимических процессов
Электрохимическими процессами называют процессы
взаимного превращения химической и электрической форм
энергии. Электрохимические процессы можно разделить на две
основные группы: процессы превращения химической энергии
в электрическую (в гальванических элементах); процессы пре-
вращения электрической энергии в химическую (электролиз).
Электрохимические реакции, протекающие в гальваниче-
ских элементах и при электролизе, проходят на границе раздела
веществ, имеющих ионную (например, растворы электролитов)
и электронную проводимость (например, металлы).
Рассмотрим процессы, протекающие на границе раздела
металл – раствор соли металла. При погружении металла в рас-
твор начинается взаимодействие металла с компонентами раствора:
M ⇄ M
n+
+ nе
–
.
Прямая реакция – окисление металла и диффузия его гидрати-
рованных ионов в раствор, обратная реакция – восстановление
ионов металла из раствора на поверхности металлического кри-
сталла.
Рассмотрим случай, когда скорость прямой реакции

Страницы