Навчальний посібник Київ-2005 Передмова



Сторінка1/16
Дата конвертації12.02.2017
Розмір2,2 Mb.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   16
Національний авіаційний університет
Інститут транспортних технологій
Кафедра хімії і хімічної технології

С.В. Іванов, І.І. Войтко, Н.В. Столярова

Окисно-відновні реакції у неорганічній,

аналітичній та органічній хімії, природі,

авіаційній і космічній техніці

Навчальний посібник

Київ-2005

Передмова
Серед хімічних перетворень найважливішу роль відіграють окисно-відновні процеси, які причиною ряду природних явищ: горіння, гниття, бродіння, перерозподілу енергії у природі, процесів обміну речовин у живих організмах. Людиною широко використовуються штучні окисно-відновні реакції – в енергетиці. Металургії,хімічній індустрії, біології, медицині, сільському господарстві, екології та в багатьох інших галузях. Що особливо важливо для студентів НАУ, так це те, що окисно-відновні процеси широко представлені в різноманітних транспортних засобах, починаючи від перших парових двигунів, моторів внутрішнього згорання та дизелів до сучасних реактивних і ракетних двигунів, а також рушіїв на базі електрохімічних генераторів енергії, таких як акумулятори і паливні елементи.

Проте часто у студентів виникають певні труднощі в розумінні суті окисно-відновних перетворень, передбаченні напрямку їх перебігу і визначенні продуктів реакції, а також підборі коефіцієнтів відповідних рівнянь. Для студентів спеціальностей, які вивчають аналкі вивчають аналзділи, пов’язані з використанням окисно-відновних реакцій в аналізі, наприклад, редоксиметрів, є найскладнішими для сприйняття. Досить специфічними і непростими для них є, а тому потребують окремого розгляду редоксперетворення, які відбуваються з речовинами органічної природи.

Метою даного посібника є суттєво зменшити вказані труднощі при вивченні курсів загальної, неорганічної, аналітичної та органічної хімії. Студентам усіх спеціальностей університету корисно буде розширити свої уявлення про ту важливу роль, яку виконують окисно-відновні процеси в авіаційній та космічній техніці. У посібнику цим питанням присвячено окремий розділ.

Зважаючи на дуже широке коло питань, які пов’язані з окисно-відновними реакціями, а також з обмеженим об’ємом посібника, автори свідомо не включили до нього розділи, що стосуються електрохімічних редокс перетворень, а саме електрохімічні джерела струму, електроліз, корозія металів. Ці розділи можуть у майбутньому стати предметом розгляду іншого посібника. На погляд авторів такий підхід до складання даного навчального посібника, коли в його рамках розглядається матеріал з різних галузей хімії, хімічної технології і техніки, є корисним і тому, що дозволить студентам, окрім усього іншого, переконатись у єдності хімічної науки і умовності поділу її на різні частини. Така побудова посібника відповідає сучасним методичним вимогам по розробці і впровадженню в учбовий процес інтегрованих міждисциплінарних видів робіт.



1. Найважливіші характеристики атомів елементів: потенціал іонізації, енергія спорідненості до електрона, електронегативність, ефективний заряд, ступінь окислення, валентність
Окиснення-відновлення можна розглядати іноді як процес перенесення електронів від одного атома до іншого, частіше ж як процес перерозподілу електронної густини між ними. Так чи інакше окиснення-відновлення має електронну природу. Саме тому доцільно насамперед розглянути ті характеристики атомів елементів, які є похідними від їх електронної будови.

Кожний хімічний елемент характеризують такі фізичні величини, як потенціал іонізації та енергія спорідненості до електрона. Потенціал іонізації – це найменша напруга електричного поля, при якій атоми відщеплюють електрони і перетворюються у позитивно заряджені іони. Часто використовують поняття енергії іонізації, під яким розуміють роботу, здійснену для відривання першого, другого, третього і т.д. електронів від спочатку нейтрального, а потім зарядженого атома (І1, І2, І3 і т.д.). Енергія іонізації виражається в еВ/атом або кДж/моль. Для атомів, наприклад, алюмінію, процес іонізації буде виглядати так:



І = І1 + І2 + І3, І1 < І2 < І3

Остання нерівність пояснюється тим, що відірвати другий і третій (в інших випадках і кожний наступний) електрони стає все важче і важче у зв’язку із зростанням додатного заряду іона. Метали мають малі значення іонізаційних потенціалів, неметали – значні. Максимуму вони досягають у галогенів і благородних газів. У головних підгрупах періодичної системи іонізаційні потенціали зменшуються зверху вниз.

Атоми багатьох елементів неметалів і металоїдів здатні самодовільно приєднувати електрони. Енергія, яка вивільняється при цьому, називається енергією спорідненості до електрона і виражається в тих же одиницях, що й енергія іонізації: еВ/атом або кДж/моль. Приклади таких процесів наведені нижче:



; ; ,

де Е1, Е2, Е3 - енергії спорідненості до електрона, що вивільняються при утворенні відповідних аніонів. Зрозуміло, що енергії спорідненості до електрона у неметалів значно більші, ніж у металів.

Потенціал (енергія) іонізації та енергія спорідненості до електрона визначають, відповідно, відновну та окисну здатність атомів елементів. Ясно, що атоми металів, які мають низькі значення І і Е, є відновниками, а атоми неметалів, у яких ці значення високі – окисниками.

Інтегральним показником, що вказує на здатність атома набувати у молекулі або кристалі сполуки певного заряду, є електронегативність. За Р.С.Маллікеном мірою електронегативності (Х) будь-якого елемента є півсума першого потенціалу іонізації (І1) та його енергії спорідненості до електрона (Е):



Проте користуватись абсолютними значеннями електронегативностей незручно. Тому Л.Полінг запропонував шкалу відносних значень електронегативностей, прийнявши електронегативність літію за одиницю. Ці величини для деяких елементів наведені у табл.1

Таблиця 1
Електронегативності деяких елементів за Л.Полінгом



H




2,1

Li

Be

B

C

N

O

F

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,1

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

0,9

1,2

1,5

1,8

2,1

2,5

3,0

K

Ca




Ge

As

Se

Br

0,8

1,0




1,8

2,0

2,4

2,8

Rb

Sr




Sn

Sb

Te

I

0,8

1,0




1,7

1,8

2,1

2,5

Cs

Ba




0,7

0,9

Завдяки різній електронегативності атоми чи іони елементів у молекулах або кристалах внаслідок електронної взаємодії з атомами чи іонами інших елементів набувають певного негативного або позитивного заряду. Такий реальний заряд атомів елементів у хімічних сполуках називають ефективним зарядом. Так, наприклад, у молекулі хлороводню ефективні заряди атомів водню і хлору становлять відповідно +0,17 і -0,17, у воді – водню і кисню відповідно +0,33 і -0,66. Може здаватись, що у сполуках з іонним зв’язком, наприклад, NaCl заряди іонів складають +1 і -1. Насправді, як встановлено сучасними методами дослідження, ефективні заряди складають на натрії+0,85 і на хлорі -0,85, тобто на 15% зв’язки є ковалентними.

В деяких випадках, зокрема при складанні рівнянь окисно-відновних реакцій зручніше користуватись не ефективним зарядом, а ступенем окислення елемента. Остання величина – це умовний заряд його атома у молекулі чи кристалі, якщо припустити. Що вони побудовані за допомогою чисто іонного зв’язку, тобто складаються тільки з елементарних катіонів та аніонів. Ступінь окислення познають арабською цифрою з відповідним знаком перед нею і розміщують над символом хімічного елементу. Ці величини досить просто обчислити, виходячи з електронейтральності хімічних сполук. Наприклад, ступінь окислення хрому у сполуці K2Cr2O7 обчислюється шляхом складання і розв’язання рівняння:

2 (+1) +2х +7 (-2) = 0

2х = 14-2

х = +6


При цьому спираються на ступені окислення деяких елементів, у яких вони сталі: F-1, O-2 (окрім сполук з фтором і пероксосполук), лужні метали -+1, лужноземельні метали та магній - +2, Al+3 тощо.

Дані таблиці 2 показують різницю між ефективними зарядами та ступенями окислення елементів.

Таблиця 2
Ефективні заряди та ступені окислення

атомів деяких хімічних елементів у їх сполуках



Ефективні заряди

Ступені окислення












































Валентність це здатність атомів того чи іншого елемента утворювати певну кількість хімічних зв’язків. Як правило (окрім донорно-акцепторних зв’язків), валентність визначається кількістю неспарених електронів, які існують у певному стані збудження атомів елементу.

Покажемо на прикладах різницю між валентністю і ступенем окислення. Атоми кисню, маючи на зовнішньому електронному шарі два неспарених електрона завжди проявляють валентність 2, утворюючи між собою і з атомами інших елементів два зв’язки; значень же ступенів окислення декілька:

-2



Вуглець в органічних сполуках чотиривалентний, але ступені окислення його різні, приймаючи навіть дробові значення:



Ступені окислення елементів не характеризують, як ефективний заряд і валентність, справжнього стану їх атомів у молекулах і кристалах сполук. Однак це поняття широко використовують при вивченні окисно-відновних перетворень, а також у систематиці неорганічних сполук.


2. Класифікація хімічних реакцій за ознакою стабільності і зміни ступенів окислення атомів елементів
Як відомо, є декілька підходів до класифікації хімічних реакцій. Одним з найважливіших є поділ цих різноманітних реакцій, які відбуваються у живій і неживій природі, а також штучно проводяться людьми, на дві групи: реакції невалентних перетворень та окисно-відновні реакції. При перебігу перших атоми жодного з елементів не змінюють ступінь окислення. До них належать, насамперед, реакції подвійного обміну, заміщення, сполучення, розкладу, полімеризації, поліконденсації, ізомеризації, наприклад:

Окисно-відновні реакції завжди супроводжуються зміною ступенів окислення:



але не завжди зміною валентності, наприклад:

Отже, окисно-відновні реакції можна визначити як такі, що відбуваються зі зміною ступенів окислення елементів. Причиною останньої є перерозподіл електронної густини між атомами в ході хімічних реакцій.

  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   16


База даних захищена авторським правом ©vaglivo.org 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка