рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Химия
/
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) - раздел Химия, С.А. Панов ХИМИЯ Для Подбора Коэффициентов В Уравнениях Окислительно-Восстановительных ...

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных

реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

1) записывают формулы реагентов данной реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

2) устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ − окислитель, H₂S – восстановитель, H₂SO₄ − кислая среда).

3) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

4) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно в условии задачи (так, здесь дихромат-ион переходит в катионы хрома (III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O		восстановление, окислитель
H₂S − 2e⁻ = S(т) + 2H⁺		окисление, восстановитель

5) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись:

Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S₍_т₎

6) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S₍_т₎ + K₂SO₄

7) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

8) окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇²⁻ и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺/Н₂О (для кислой среды) и ОН⁻/Н₂О (для щелочной среды).

9) Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислой среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислой среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда [O²⁻] + 2H⁺ = H₂O
щелочная среда [O²⁻] + H₂О = 2 ОН⁻

10) Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислой среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда H₂O = [O²⁻] + 2H⁺
щелочная среда 2 ОН⁻= [O²⁻] + H₂О

Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н⁺ и ОН⁻.

Для кислой среды:	избыток nО + 2nH⁺ → nH₂O недостаток nО + nH₂O → 2nH⁺
Для щелочной среды:	избыток nО + nH₂O → 2nОH^- недостаток nО + 2nОH^- → nH₂O
Для нейтральной среды:	избыток nО + nH₂O → 2nОH^- недостаток nО + nH₂O → 2nH⁺

Скорость химической реакции
Для гомогенных реакций:

Для гетерогенных реакций:

где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t₂-t₁); V – объем газа или раствора; = с₁ – с₂ – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1) Природа реагирующих веществ

2) Концентрация веществ

3) Температура

4) Присутствие катализатора или ингибитора

5) Давление

6) Площадь соприкосновения

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

mA + nB = pC + qD– общий вид реакции

–кинетическое уравнение реакции

где - скорость химической реакции; с_А – молярная концентрация вещества «А»; с_В – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10^оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

–математическое выражение правила

где- скорость химической реакции при t₁; - скорость химической реакции при t₂; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10^оС.

Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.

Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.

Развернуть

Открыть в широком формате

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

С.А. Панов ХИМИЯ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ... РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ... ИМЕНИ Н И ПИРОГОВА...

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Х И М И Я
(учебно-методическое пособие) Москва С.А. Панов Химия:

ОБЩАЯ ХИМИЯ
Строение атома……………………………………………………………………………5 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева…………………………………………………………………………10 Химическая свя

СТРОЕНИЕ АТОМА
Химический элемент – это определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым положительным зарядом ядра.

R с возрастанием Z увеличивается (по группе).
2) Энергия (потенциал) ионизации (I) – это количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва е- от атома элемента (максимальна – у инертных газов, минимальна у

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.
Впервые Периодический закон был сформулирован 1 марта 1869 года русским ученым Д.И. Менделеевым. Первоначально, формулировка закона выглядела несколько иначе: свойства химических

Закономерности изменения свойств элементов
в малых периодах (II, III) - Заряд ядра атома элемента уве

Семейства химических элементов
s-элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня (первые 2 элемента каждого периода); p-элементы – последним заполняется p-

Характер оксидов и гидроксидов I-VII групп
Номер группы I II III IV V VI VII Оксиды, их характер

Ковалентная связь
Возникает в результате образования общих электронных пар (НеМе + НеМе).

Свойства ковалентной связи
Длина связи (l) – это расстояние между ядрами атомов, образующих связь. Энергия связи (Есв) – это энергия, необходимая для разрыва связи, измер

Типы гибридизации
Тип гибридизации Пространственная конфигурация молекулы Примеры sp Линейная CO2, C

Сравнительная характеристика кристаллических решеток
Признаки сравнения Ионная Атомная Молекулярная Металлическая Частицы, находящие

Правила определения степени окисления элемента в соединении
1) Свободные атомы и простые вещества имеют степень окисления, равную нулю (Са0, Na0, S0…). 2) Кислород в соединениях имеет степень окисления -2. Исключ

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции. Формулы продуктов устанавливаются экспериментально или на

Метод электронного баланса
Используют его, как правило, для составления уравнений простых окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно ра

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие
Реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях, называют обратимыми. Состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакц

РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Растворы –это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Пример: раствор H2SO

Способы выражения состава раствора
1) Массовая доля растворенного вещества в растворе (w):

Теория электролитической диссоциации (1887 г., Сванте Аррениус)
Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на «+» и «-» ионы – процесс электролитической диссоциации. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное дви

Реакции ионного обмена
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами – ионными реакциями, уравнение этой реакции – ионными уравнениями.

Гидролиз
Гидролиз – это реакция обменного (гидролитического) разложения веществ водой. Гидролизу подвергаются многие вещества: 1) Карбиды: CaC2 + 2H2

Случаи гидролиза солей
Кислота Основание Сильный электролит (NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2… Слабый электролит (NH4OH, Zn(OH

МЕТАЛЛЫ
I. Металл – химический элемент а) К металлам относятся: - Все элементы побочных групп (d- и f-семейства); - Элементы главных подгрупп I и II групп

III. Общие химические свойства металлов
Ме + НеМе → MexHeMey (соль) + Hal2 →

IV. Химические свойства щелочных металлов
Ме + H2 → MeH + Hal2, to → M

V. Химические свойства металлов IIА группы (щелочноземельные металлы)
Ме + H2, to → MeH2 + Hal2, t

VI. Бериллий и магний
Ме + H2, to, p → MgH2 (BeH2 – косвенное получение)

VII. Химические свойства алюминия
Al + H2 → не реагирует (AlH3 – косвенное получение) + Hal2

VIII. Химические свойства металлов побочных подгрупп
Fe + Hal2 → FeHal3 + O2, to →

IX. Основные способы получения металлов
Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд. 1) Пирометаллургия – получение металлов из руд реакциями восстановления при вы

X. Электролиз
Электролиз –это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Под действием

НЕМЕТАЛЛЫ
I. Неметалл – химический элемент а) К неметаллам относятся: - Элементы главных подгрупп IV-VIII групп, В и Н; - Водород и гелий (s-семейство), ост

IV. Химические свойства неметаллов
Cl2 + H2, hv → HCl + Me, to →

V. Химические свойства некоторых соединений неметаллов
H2S +O2 (изб.), to → S + H2O +O2

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ХИМИЧЕСКОГО СТРОЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ А.М. БУТЛЕРОВА
1) Атомы в молекулах соединены между собой в определенном порядке химическими связями согласно их валентности; углерод во всех органических соединениях четырехвалентен. 2)

Структурная изомерия
а) Изомерия углеродной цепи CH3-CH2-CH2-C

Реакции присоединения.
Реакции, в результате которых две или более молекул реагирующих веществ соединяются в одну, называют реакциями присоединения. В реакции присоединения вступают ненасыщенные соединения, такие, как, н

Реакции отщепления (элиминирования).
Реакции, в результате которых из молекулы исходного соединения образуются молекулы нескольких новых веществ, называют реакциями отщепления или элиминирования.