Вопрос № 2. Важнейшие восстановители и их пожароопасные свойства

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

Проведения лекционного занятия

по дисциплине «Химия»

для курсантов 1 курса по специальности 280705.65 –

«Пожарная безопасность»

 

 

РАЗДЕЛ I

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

ТЕМА 1.5

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ЗАНЯТИЕ № 1.5.1

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

 

Обсуждена на заседании

кафедры гуманитарных и социально-экономических дисциплин

протокол №__ от «___»________2013г.

 

 

Владивосток

2013 г.

I. Цели занятия

Учебные: изучить окислительно-восстановительные реакции как основу процесса горения и большого числа производственных процессов. Привести классификацию подобных реакций, охарактеризовать пожароопасные свойства важнейших окислителей и восстановителей.

Воспитательная: воспитывать у обучаемых ответственность за подготовку к практической деятельности.

II. Расчет учебного времени

Содержание и порядок проведения занятия	Время, мин
ВВОДНАЯ ЧАСТЬ
ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ
Учебные вопросы
1. Понятие окислительно-восстановительных реакций и их классификация
2. Важнейшие восстановители и их пожароопасные свойства
3. Важнейшие окислители и их пожароопасные свойства
4. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
ЗАКЛЮЧИТЕЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

III. Литература

Основная

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное-М.: Интеграл-Пресс, 2007.-728 с.

Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк,

Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 –Пож. безопасность /Под. Ред. Проф. В.С. Артамонова/. СПб.: Санкт-Петербургский университет ГПС МЧС России, 2011. – 425 с.

3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. – 4-е изд.,- СПб: Изд-во «Лань», 2003. – 656 с.

Нормативно-правовые документы

1.СП 12.13130.2009. Определение категорий помещений, зданий и наружных установок по взрывопожарной и пожарной опасности.

IV. Учебно-материальное обеспечение

1. Технические средства обучения: телевизор, графопроектор, видеомагнитофон, DVD-проигрыватель, компьютерная техника, интерактивная доска.

2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева, демонстрационные плакаты, схемы.

 

 

 

V. Текст лекции

Тема 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

ВВОДНАЯ ЧАСТЬ (3 мин.)

Преподаватель проверяет наличие слушателей (курсантов), объявляет тему, учебные цели и вопросы занятия.

 

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций. Окисление - восстановление - один из важнейших процессов природы. Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других биологических процессов в основе своей являются окислительно-восстановительными реакциями. Эти реакции лежат в основе получения элементарных веществ (например, железа, хрома, марганца, золота, серебра, серы, хлора, иода и т.д.), сложных веществ (например, аммиака, щелочей, серной, азотной и других кислот), электролитического осаждения металлов, процессов, происходящих в гальванических элементах и аккумуляторах.

Горение представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий с выделением тепла и света.

ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ (85 мин)

Вопрос № 1. Понятие окислительно-восстановительных реакций и их

Классификация (35 мин).

 

Все многообразие химических реакций можно разделить на две группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления реагирующих веществ. К ним относятся:

1.1. Реакции обмена, например реакции нейтрализации:

_{+1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +5 -2 +1 -2}

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O;

К этому же типу относится реакция получения пены в химических огнетушителях типа ОХП, где после смешения водных растворов кислоты и гидрокарбоната натрия NaHCO₃ (питьевой соды) происходит химическая реакция, сопровождающаяся выделением углекислого газа CO₂, по уравнению:

_{+1 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2}

2NaHCO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CO₂ + 2H₂O.

 

1.2. Некоторые реакции соединения, например, реакция взаимодействия раствора гидроксида кальция (известковой воды) Са(ОН)₂ с углекислым газом CO₂ используется как для обнаружения углекислого газа, так и для поглощения углекислого газа из воздуха:

_{+2 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +2 +1+4 -2}

Ca(OH)₂ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂;

 

1.3. Некоторые реакции разложения, например, обжиг известняка, приводящий к получению негашеной извести CaO и углекислого газа:

_{+2 +4 -2 +2 -2 +4 -2}

CaCO₃ = CaO + CO₂ .

 

2. Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления реагирующих веществ. К данному типу относятся большое число реакций окисления - восстановления. Примерами некоторых из них являются:

2.1. Реакции горения, например, горение серы:

_{0 0 +4 -2}

S + O₂ = SO₂;

 

2.2. Некоторые реакции разложения, например, разложение нитрата аммония (аммонийной селитры) NH₄NO₃ при нагревании:

_{-3 +1 +5 -2 -3 +1 +3 -2 0}

NH₄NO₃ = NH₄NO₂ + O₂.

 

Образующийся нитрит аммония NH₄NO₂, в свою очередь, может подвергнуться дальнейшему разложению. При этом также протекает окислительно-восстановительная реакция разложения

_{-3 +1 +3 -2 0 +1 -2}

NH₄NO₂ =N₂ + 2H₂O.

 

2.3. Реакции замещения, например, вытеснение менее активных металлов из растворов их солей более активным металлом:

_{0 +2 +6 -2 0 +2 +6 -2}

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄.

 

Степень окисления

 

Степень окисления количественно характеризует состояние атома в соединении. При определении этого понятия условно предполагают, что в простейших ковалентных и ионных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а значение отрицательной степени окисления - числом притянутых электронных пар. Таким образом, при определении степени окисления принято считать, что соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов.

Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов.

Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например:

_{0 +1 -1 +1 -2 -3 +1}

F₂, KCl, Ag₂O, NH₃.

 

 

Степень окисления может быть выражена и дробным числом. Например, в магнитном железняке Fe₃O₄ степень окисления железа равна +8/3, а в молекуле глицерина C₃H₈O₃ степень окисления углерода составляет -2/3.

 

Значение степеней окисления изменяются в интервале от - 4 до + 7.

¾¾¾®

процесс окисления

повышение степени окисления

┼┼┼┼┼┼┼┼┼┼┼┼

-4 -3 -2 -1 0 +1+2 +3 +4 +5 +6 +7

¾¾¾

процесс восстановления

понижение степени окисления

 

Основные положения теории

окисления - восстановления

Современная теория окисления - восстановления основана на следующих основных положениях.

 

1. Окислением называется процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Степени окисления при этом повышаются, например:

 

Al - 3e^- = Al⁺³, H₂ - 2e^- = 2H⁺

Fe⁺² - e^- = Fe⁺³, 2Br^-- - 2e^- = Br₂

2. Восстановлением называется процесс присоединенияэлектронов атомом, молекулой или ионом. Степени окисления при этом понижаются, например:

S + 2e^- = S^-2, O₂ + 4e^- = 2O^-2

 

3. Восстановитель – вещество, содержащее элемент, который отдает электроны и повышает свою степень окисления. Во время реакции восстановитель окисляется.

 

Окислитель – вещество, содержащее элемент, который принимает электроны и понижает свою степень окисления. Во время реакции окислитель восстанавливается.

Например, в реакции

_{0 +2 0 +2}

C + PbO = Pb + CO

элементарный углерод (восстановитель), отдавая два электрона, окисляется до степени окисления +2, а свинец в степени окисления +2 (окислитель), принимая два электрона, восстанавливается до элементарного состояния.

В этой реакции процесс окисления и процесс восстановления можно выразить отдельными так называемыми электронными уравнениями:

_{0 +2}

С - 2е^- = С (окисление)

_{+2 0}

Pb + 2e^- = Pb (восстановление).

 

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением; восстановление всегда связано с окислением:

 

восстановитель - е^- «окислитель

окислитель + е^- «восстановитель.

 

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

 

(Все определения, формулы, графики и уравнения реакций даются под запись.)

 

Вопрос № 2. Важнейшие восстановители и их пожароопасные свойства

(15 мин.)

 

Восстановителями могут быть

- нейтральные атомы металлов (например, щелочные металлы, железо, алюминий, олово);

- нейтральные атомы неметаллов (водород, углерод);

- отрицательно заряженные элементарные ионы неметаллов (анионы бескислородных кислот, например, I ^-, S ^-2);

- положительно заряженные ионы металлов, способные повышать свою степень окисления (например, Fe⁺², Mn⁺², Sn⁺²);

- сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии промежуточной степени окисления (например, SO₃^-2, NO₂ ^-, SO₂, NO).

 

Восстановители, имеющие большое значение в технике

и лабораторной практике

Углерод. Широко применяется для восстановления металлов из оксидов.

 

C + ZnO = Zn + CO

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа, представляющего значительную пожарную опасность:

 

C + H₂O = CO + H₂

 

Оксид углерода (II). Играет важную роль в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов:

 

CO + 3 Fe₂O₃ = 2 Fe₃O₄ + CO₂

CO + Fe₃O₄ = 3 FeO + CO₂

FeO + CO = Fe + CO₂

Железо, цинк, алюминий и олово. Применяются в качестве восстановителей в производстве органических веществ, главным образом, при восстановлении нитросоединений.

Сернистая кислота и ее соли. Сернистая кислота H₂SO₃ и ее соли сульфиты (например, сульфит натрия Na₂SO₃) и гидросульфиты (NaHSO₃) применяются для восстановления: первые - в фотографии, вторые - для уничтожения следов хлора в отбеленных тканях:

 

NaHSO₃ + Cl₂ + H₂O = NaHSO₄ + 2 HCl

Тиосульфат натрия. Применяется в качестве восстановителя в красильном деле с целью освобождения отбеливаемого материала от избытка хлорноватистой кислоты:

 

Na₂S₂O₃ + 4 HOCl = 2 H₂SO₄ + 2 NaCl + 2 HCl

 

Металлический натрий. Как восстановитель может быть использован для получения в свободном виде элементов подгруппы титана:

 

4 Na + TiCl₄ = Ti + 4 NaCl

 

Водород. При обычных условиях благодаря прочности молекулы водород малоактивен, но при нагревании он реагирует со многими элементами.

Атомарный водород значительно более активен, чем молекулярный; в практике атомарный водород часто используется в момент выделения. Так, атомарный водород уже при обычных условиях взаимодействует с серой, мышьяком и т.д., восстанавливает многие металлы из их оксидов.

Водородотермия широко применяется в промышленности для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, гермения и т.д.

H₂ + CoO = Co + H₂O

 

Электрический ток. Катод при электролизе является восстановителем, при этом электрический ток является самым сильным восстановителем, поэтому с помощью электролиза получают щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий.

Кроме того, в качестве восстановителей часто применяются следующие вещества: фосфористая кислота H₃PO₃, щавелевая кислота H₂C₂O₄, муравьиная кислота HCOOH, аммиак NH₃, спирты, альдегиды, глюкоза.

 

(Все определения, формулы, графики и уравнения реакций даются под запись.)