40.Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.
Восстановители |
Окислители |
Металлы |
Галогены |
Водород |
Перманганат калия(KMnO4) |
Уголь |
Манганат калия (K2MnO4) |
Окись углерода (II) (CO) |
Оксид марганца (IV) (MnO2) |
Сероводород (H2S) |
Дихромат калия (K2Cr2O7) |
Оксид серы (IV) (SO2) |
Хромат калия (K2CrO4) |
Сернистая кислота H2SO3 и ее соли |
Азотная кислота (HNO3) |
Галогеноводородные кислоты и их соли |
Серная кислота (H2SO4) конц. |
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 |
Оксид меди(II) (CuO) |
Азотистая кислота HNO2 |
Оксид свинца(IV) (PbO2) |
Аммиак NH3 |
Оксид серебра (Ag2O) |
Гидразин NH2NH2 |
Пероксид водорода (H2O2) |
Оксид азота(II) (NO) |
Хлорид железа(III) (FeCl3) |
Катод при электролизе |
Бертоллетова соль (KClO3) |
Металлы |
Анод при электролизе |
Окислительно-восстановительная двойственность – это способность элемента в зависимости от условий быть как окислителями, так и восстановителями (элементы в промежуточной степени окисления).
41.Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
Стандартный электродный потенциал – это потенциал обратимого электрода, при отношение окисленной и восстановленной форм под логарифмом равно единице. Он представляет собой величину, характерную для данного электродного процесса и зависит от температуры и природы растворителя.
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
2.Химия неорганических соединений. Биологическая роль, применение в ветеринарии.
1. Общая характеристика подгруппы галогенов
Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами. В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.
2. Способы получения галогенов. Применение.
В лаборатории:
Получение хлора. Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO2, KMnO4, PbO2, K2Cr2O7 и другие:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O.
Бром и йод получают действием окислителя на бромиды или йодиды в кислой среде:
MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O;
2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2NaHSO4 + 2H2O.
В промышленности:
Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF2, фтор выделяется на аноде.
Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.
Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2.
Основные источники получения йода – морские водоросли и нефтяные буровые воды:
2NaI + MnO2 + 3H2SO4 = I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O.
Применение: галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов. Бром, хлор, фтор и йод служат химическими промежуточными звеньями, отбеливающими и дезинфицирующими средствами. Бром и хлор применяются в текстильной промышленности для отбеливания и предотвращения усадки шерсти. Бром также используется в процессах экстракции золота и при бурении нефтяных и газовых скважин. Он применяется как антипирен в производстве пластмасс и как промежуточное звено в производстве гидравлических жидкостей, хладагентов, влагопоглотителей и средств для завивки волос. Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей.