Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

Степени окисления атомов и
порядок их определения. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакции на

основе
метода электронного баланса.

2. Комплексные соединения металлов, их состав и
поведение (устойчивость) в растворах. Константа
нестойкости комплексных ионов.

3. Заключение по разделу “Общая и неорганическая
химия”.

2

атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе

метода электронного баланса. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

3

предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления: Cl+7, Mo+6, F–1
Заряд

иона в растворе: Ba2+, Na+, S2– (обозн. арабскими цифрами)
Степень окисления:
простых веществ равна 0;
атома водорода и щелочных металлов в соединениях равна +1 (исключение для H -
гидриды металлов (-1);
атома кислорода в соединениях -2 (исключение – Н2О2 и F2О);
атомы шелочноземельных металлов +2 (за исключением Hg); Al и В +3;
атома F в соединениях (-1).
SO32-≠SO42-

4

с валентностью (числом ковалентных связей, обозн. римскими цифрами)
HI–OII–OII–HI
5

электроотрицатель-ностью (F2, O2, Cl2 и т.д.)

Сложные вещества – содержащие элементы

в высоких степенях окисления (КMnO4 , К2Cr2O7, НNO3 и т.д.)

Восстановители:
Простые вещества – содержащие элементы с низкой электроотрицатель-ностью (металлы, С, H2 и т.д.)

Сложные вещества – содержащие элементы в низких степенях окисления (NH3, H2S, AsH3 и т.д.)

6

(НСlO - хлорноватистая кислота – соли гипохлориты)

HClO

+ H2S = HCl + S + H2O

2e–

7

+1

-2

-1

0

той же молекуле)
2Hg+2O–2 = O20 + 2Hg0

Дисмутация (диспропорционирование)
3Au+1F = Au+3F3

+ 2Au0

Au+1

Au0

Au+3

8

+ O20 = 2Mg+2O–2

PbS–2 + 4H2O2–1 = PbS+6O4 + 4H2O–2

2H2S–2

+ S+4O2 = 3S0 + 2H2O

S0

S+4

S–2I

n

9

реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени

окисления.
2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления.
3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда.
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов.
5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов.

MnCO3 + KClO3  MnO2 + KCl + CО2


Mn+2 → Mn+4
Cl+5 → Cl–1

Mn+2 – 2e– = Mn+4
Cl+5 + 6e– = Cl–1

н.о.к. 6
Mn+2– 2e– = Mn+4 | 3
Cl+5 + 6e– = Cl–1 | 1



3MnCO3 + KClO3  3MnO2 + KCl + CО2

3MnCO3 + KClO3  3MnO2 + KCl + 3CO2

10

KJ  FeСl2 + KCl + J2
Fe+3 + 1e–

= Fe+2
окислитель н.о.к. 2
2J-1 - 2e– = J20
восстановитель


2FeСl3 + 2KJ  2FeСl2 + 2KCl + J2

2 пр. восстановления

1 пр. окисления

11

KMnO4 + Н2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 +

Н2O

S+4 – 2e– = S+6
восстановитель н.о.к. 10
Mn+7 + 5e– = Mn+2
окислитель

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3Н2SO4  5Na2SO4 + 2MnSO4
+ K2SO4 + 3Н2O

5 пр. окисления

2 пр. восстановления

12

KMnO4 + Н2O  Na2SO4 + MnO2 + KOН

S+4 –

2e– = S+6
восстановитель н.о.к. 6
Mn+7 + 3e– = Mn+4
окислитель

3Na2SO3 + 2KMnO4 + Н2O  3Na2SO4 + 2MnO2
+ 2KOН

3 пр. окисления

2 пр. восстановления

13

KMnO4 + NaOН  Na2SO4 + K2MnO4 + Н2O

S+4 –

2e– = S+6
восстановитель
Mn+7 + 1e– = Mn+6
окислитель


Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOН  Na2SO4 + K2MnO4 +Na2MnO4 +Н2O

1 пр. окисления

2 пр. восстановления

14

+ K2SO4 + 3H2O

3Na2SO3 +2 КMnO4 + H2O  2MnO2

+ 2Na2SO4 + 2KOH

Na2SO3 + 2КMnO4 + 2КOH  + 2К2MnO4 + Na2SO4 +H2O

(СМ. ЛАБОРАТОРНУЮ РАБОТУ)

MnO4–
–

Mn2+

MnO42–

MnO2

H+

OH–

H2O

15

O2  Fe2O3 + SO2
Fe+2 – 1e– = Fe+3

S–2 – 6e– = S+4
восстановители
O2 + 4e– = 2O-2
окислитель

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2

–7e–

+4e–
–

4 пр. окисления

7 пр. восстановления

16

реагентов и продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду.
2. Записывают

формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде.
3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда.
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов.
5. Составляют ионное уравнение реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами.

K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S  S + Cr2(SO4)3 ...
Ок Среда Вс

Cr2O72– + H+ + H2S  S + Cr3+ + H2O
Cr2O72– (Оф) → Cr3+ (Вф)
H2S (Вф) → S (Оф)

Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O
H2S – 2e– = S + 2H+


н.о.к. 6
Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O | 1
H2S – 2e– = S + 2H+ | 3


Cr2O72– + 8H+ + 3H2S = 3S + 2Cr3+ + 7H2O

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

17

2H+ = H2O
Щелочная среда
[HI] + OH– = H2O
[OII] + H2O

= 2OH–

Пример
[Cr(OH)6]3–  CrO42–

Щелочная среда
6[HI] + 6OH– = 6H2O
2[OII] + 2H2O = 4OH–

[Cr(OH)6]3– + 2OH– – 3e– = CrO42– + 4H2O

18

+ H2O
Br– + Fe3+ ≠ Br2 + Fe2+
Br2 + Fe2+

 Br– + Fe3+

Количественная мера окислительной способности Ок (и восстановительной способности Вс) – электродный потенциал φ (греческая буква “фи”)

19

равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы (Оф) и обратная

ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы (Вф)

Zn

Zn2+ + 2e– Zn

20

+ Оф(2)
Оф(1) + n1e– Вф(1)
Вф(2)

– n1e– Оф(2)

(-) Fe l Fe+2 ll Cu+2 l Cu (+)
(гальванический элемент)

Оф(1)/Вф(1) Оф(2)/Вф(2)
φ1 φ2

Δφ = φ1 – φ2

Δφ > 0 
Δφ < 0 

21

кислоты с
с(Н+) = 1 моль/л и омываемый
газообразным водородом (р

= 1 атм)
при 298 К

φ°(H+/H2) = 0 В (условно!)

2H+ H2

+ 2e–

– 2e–

22

Вф + 2Н+
Δφ° = φ°(Оф/Вф) – φ°(Н+/Н2) =

φ°(Оф/Вф)
Данные приведены в справочниках
Стандартные условия:
ci = 1 моль/л (для каждого участника реакции в растворе)
pi = 1 атм (для каждого газообразного участника реакции)
Т = 298 К (обычно)
ст.у. ≠ н.у. (0°С, 1 атм)

23

в стандартных условиях, если
Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) >

0 В

ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если
Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) < 0 В

25

ne– = Вф



MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ +

4H2O



Во время протекания реакции φ измерить нельзя, но можно вычислить
По мере протекания реакции φ(Ок) , а φ(Вс) 
Когда φ(Ок) = φ(Вс), реакция прекращается

26

направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° >

0,4 В
ОВР протекает в обратном направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° < –0,4 В

27

+ 2Fe3+ = Г2 + 2Fe2+

Оф/Вф φ°, В Δφ°, В ст.у.
Fe3+/Fe2+ 0,77
F2/F–

2,86 –2,09 
Cl2/Cl– 1,36 –0,59 
Br2/Br– 1,07 –0,30 
I2/I– 0,54 +0,23 

28

растворах. Константа нестойкости комплексных ионов. Комплексные соединения
сложные вещества, образованные

из реально существующих более простых формульных единиц (частиц).
Включают внутреннюю сферу (ковалентные связи) и внешнюю сферу (ионные связи)

В растворе – диссоциация внешней сферы
Na[Al(OH)4] = Na+ + [Al(OH)4]–

29

Внешняя сфера
Внутренняя сфера
Лиганды
Комплексообразователь
Na3[Co(NO2)6]
30

лигандов
Анионные
Cl– хлоро, H– гидридо, OH– гидроксо, O2– оксо, S2– тио

Нейтральные
H2O аква, NH3 амин
Катионные
H+ гидро
Комплексообразователь
Нейтральный или катионный комплекс
русский корень
Анионный комплекс
латинский корень

31

,
Тетрароданомеркурат(II) аммония
(NH4)2[Hg(SCN)4]
32

[Fe(CN)6]3-

[Cu(NH3)4]SO4 = [Cu(NH3)4]2+ + SO42-

[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]+ + Cl-
34

Ag+ + NH3
[Ag+]

[NH3]2
KH = = 9,3.10-8
[ [Ag(NH3)2]+ ]

Диссоциация комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя) количественно характеризуется константами нестойкости комплексов Kн .

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3

35

кристаллическом состоянии, так и в растворе,
особенностью которых

является наличие центрального атома (акцептора электронов), окруженного лигандами (донорами электронов).

В растворе лиганды способны ступенчато и обратимо отщепляться от центрального атома по гетеролитическому типу.

37

в состав небелковой части молекулы гемоглобина, хлорофилла и ряда других

ферментов.

z раз меньшая, чем формульная единица z – эквивалентное число (≥1)
Формульная

единица
n, моль
M, г/моль
VM, л/моль
с, моль/л (М)

Эквивалент
neq = z n, моль-экв
Meq = M / z, г/моль-экв
Veq = VM /z, л/моль-экв
ceq = z c, моль-экв/л (н., N)

Закон эквивалентов
Для реакции aA + bB + ... = dD + eE + ...

neq(A) = neq(B) = neq(D) = neq(E) = ...

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
6. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
7. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
8. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
16. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
17. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
18. Гидролиз солей
19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия s,p,d-и f-элементов таблицы Менделеева
22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.

др. Химия. Учебное пособие/.
М.: Академия, 2012.

2. И.К. Циткович. Курс

аналитической химии. –
Изд. “Лань”, 2007.

3. И.И. Грандберг. Н.Л. Нам. Органическая химия.-
Дрова, 2009.

Дополнительная:
Г.П. Хомченко, И.К. Циткович. Неорганическая
химия. – М.. Высшая школа, 2009.

Методические указания для самостоятельной работы

20