39. Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций.

Виды окислительно-восстановительных реакций:

1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

4) Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

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

41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал при концентрации (активности) ионов металла, равной 1 моль/л.

II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии.

1. Общая характеристика подгруппы галогенов.

2. Способы получения галогенов. Применение.

В лаборатории:

1. Получение хлора. Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO₂, KMnO₄, PbO₂, K₂Cr₂O₇ и другие:

16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O.

2. 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:

1. Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF₂, фтор выделяется на аноде.

2. Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂.

3. Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂.

4. 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.