Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции

Контрольные задачи | Контрольные задачи | Тема 6. Химическая кинетика и химическое равновесие | Контрольные задачи | Контрольные задачи | Тема 7. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. | Контрольные задачи | Тема 8. Ионно-молекулярные реакции обмена. | Контрольные задачи | Тема 9. Гидролиз солей |


Читайте также:
  1. D. ускоряющее ход реакции
  2. I. Ответные реакции потребителя
  3. II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.
  4. XII. ИММУНОПАТОЛОГИЧЕСКИЕ СОСТОЯНИЯ И РЕАКЦИИ: АЛЛЕРГИЯ
  5. Анаболические функции цикла лимонной кислоты. Реакции, пополняющие цитратный цикл.
  6. Аналитические реакции катиона натрия.
  7. Аналитические реакции на -ион.

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением сте­пеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычис­ленный на основании предположения, что молекула состоит только из ионов. Следует различать понятия «степень окисления» и «валентность». Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов на внешнем энергети­ческом уровне атома (для s- и р- элементов) или на внешнем и предвнешнем незавершенном f- подуровне (для d- элементов). Это число электронов атома, участвующих в образовании валентных связей. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное, отрица­тельное и нулевое значение (знак заряда + или ставится перед численным значением степени окисления). Часто степень окисления атома численно равна валентности, например, в молекуле НСl валентность атома хлора равна 1, а степень окисления равна -1, но иногда может и не совпадать, так, в молекуле хлора его валентность равна 1, а сте­пень окисления - нулю.

Для правильного составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует руководст­воваться следующими положениями:

- степень окисления атома элемента в молекуле простого вещества равна нулю;

- степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов, равна +1;

- степень окисления атома кислорода во всех соединениях (кроме пероксидных и OF2) равна -2.

- атомы большинства металлов, обладающих значением электроотрица­тельности, меньшей 2,1, во всех соединениях проявляют только положительные степени окисления;

- сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, восстановление – процесс присоединения электронов. При окислении степень окисления элемента повышается, при восстановлении – понижа­ется. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называют восста­новителем; вещество, в состав которого входит восстанавливаю­щийся эле­мент, – окислителем. О том, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладает данное вещество, можно судить на основании степени окисления элемента в данном соединении.

Атомы s- и d- элементов в своей низшей степени окисления (нулевой) имеют на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Атомы р- элементов IV-VII групп в своей низшей степени окисления на внешнем энергетическом уровне имеют 8 электронов. И в том и в другом случае атом элемента в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и является только восстановителем. Атом элемента в своей высшей степени окисления не имеет ни одного валентного электрона (у атомов s- и р- элементов отданы все электроны внеш­него энергетического уровня, у атомов d- элементов и часть электронов с предвнешнего недостроенного d- подуровня). Следовательно, дальнейшая отдача электронов таким атомом невозмож­на, и атом элемента в своей высшей степени окисления может быть только окислителем.

Если атом элемента находится в своей промежуточной степени окисле­ния, то возможны как процесс дальнейшей отдачи электронов, так и процесс присоединения, т. е. атом обладает окислительно-восстанови-тельной двойст­венностью – возможностью вступать в реакции как с восстановителями, так и с окислителями.

Масса молярного эквивалента окислителя (восстановителя) в ОВР находится путем деления молярной массы вещества на число принятых (отданных) электронов.

ОВР, как правило, классифицируют по двум признакам.

В основе первого способа лежит изменение числа структурных химических единиц в ходе химической реакции:

1. Соединение: Fe + S = FeS;

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3;

Na2O2 + SO2 = Na2SO4.

 

2. Разложение: (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O;

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

3. Замещение

(вытеснение, обмен): Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr;

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2;

2KJ + Cl2 = 2KCl + J2.

 

Второй способ классифицирует ОВР как межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования:

Гетеромолекулярные. Атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных структурных химических единиц (молекул, ионов, радикалов и т.д.)

Гетероатомные. Атомы, изменяющие степень окисления, относятся к разным элементам:

0 +6 +2 +4

Cu + 2 H2S O4 = Cu S O4 + S O2 + 2 H2O

 

S – окислитель, Cu – восстановитель.

Гомоатомные. Атомы, изменяющие степень окисления, относятся к одному и тому же элементу:

-2 +4 0

2 H2S + S O2 = 3 S + 2 H2O

 

S – окислитель и восстановитель.

Такие реакции называют реакциями контрдиспропорционирования (конмутации).

Гомомолекулярные. Атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной и той же структурной химической единицы. Такие реакции называют реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления.

Гетероатомные. Атомы, изменяющие свою степень окисления, относятся к разным элементам:

-3 +6 t 0 +3

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O

 

Cr – окислитель, N – восстановитель.

Гомоатомные. Атомы, изменяющие свою степень окисления, относятся к одним и тем же элементам:

0 -1 +5

3 Cl2 + 6 KOH = 5 K Cl + K Cl O3 + 3 H2O

  -1
  Cl2 + 2ē =2 Cl
      +5
  Cl2 - 10ē = 2 Cl

 

Cl2 – окислитель и восстановитель.

Такие реакции называются реакциями диспропорционирования (внутримолекулярной дисмутации).

 

-3 +3 t 0

NH4NO2 = N2 + 2 H2O

N – окислитель и восстановитель.

Такие реакции называют реакциями внутримолекулярной конмутации.

+7 -2 t +6 +4 0

2 K MnO4 = K2Mn O4 + MnO2 + O2

  +7 +6 или       +7 +6 +4
  Mn + ē = Mn   2 Mn + 4ē = Mn + Mn
+7 +4   -2 0
Mn + 3ē = Mn   2 O - 4ē = O2
  -2 0    
  2 O - 4ē = O2    

Такие реакции называют смешанными гомомолекулярными реакциями.

Приведенный способ классификации в значительной мере облегчает подбор коэффициентов в ОВР.

Пример 1. Составьте методом электронного баланса уравнение реакции, протекающей по схеме:

0 +5 2+ 1+

Zn + HNO3 ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O.

Решение. Коэффициенты находят с помощью метода электронного баланса, которые отражают изменение степеней окисления восстановителя и окислителя. Степень окисления цинка изменяется с 0 до +2 (Zn - восстановитель), азота с +5 до +1 (N – восстановитель). Так как в молекуле N2O два атома азота, то в уравнении полуреакции необходимо также брать 2N. Общее кратное число электронов равно 4. Переносим полученные коэффициенты в уравнения полуреакций, находим коэффициенты для других веществ подбором их в соответствии с законом сохранения атомов в химических реакциях, получаем уравнение:

    +5 +1
    2N + 8ē ® 2N
    0 +2
    Zn -2ē ® Zn
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

Пример 2. Составьте методом электронно-ионного баланса уравнение реакции, протекающей по схеме:

K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + …

Решение:

- определите степени окисления атомов окислителя и восстановителя (см. пример 1);

- составьте ионную схему реакции, записав только те ионы и молекулы, которые участвуют в окислительно-восстановительном процессе:

Cr2O72- + SO32- + H+ ® Cr3+ + SO42- + H2O

- составьте электронно-ионные уравнения полуреакций, уравняв заряды, число атомов окислителя, восстановителя, кислорода и водорода при помощи соответствующих правил:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O

SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+

 

- найдите коэффициента баланса для полуреакций восстановления и окисления, исходя из равенства принятых и отданных электронов (см. пример 1):

  Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
  SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+

 

 

- сложите левые и правые части полуреакций, предварительно умножив их на соответствующие коэффициенты баланса и приведите подобные члены в полученном ионном уравнении:

Cr2O72- + 3SO32- + 14H+ + 3H2O = 2Cr3+ + 3SO42- + 7H2O + 6H+

Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ = 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O

- составьте молекулярное уравнение ОВР, перенося в него коэффициенты ионного уравнения с учетом молекулярных формул веществ и добавляя формулы веществ, образовавшихся в ходе побочных обменных реакций:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

- проверьте правильность подбора коэффициентов в уравнении реакции по кислороду и водороду: сумма атомов кислорода слева и справа равна 32, сумма атомов водорода + 4H2O – 8.

Правила составления уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса в кислой, щелочной и нейтральной средах:

Среда Недостаток или избыток кислорода Правила для составления уравнений полуреакций   Пример
    кислая   недостаток SO32- ® SO42- Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды с образованием двух ионов водорода*: ROn+ H2O–2ē = ROn+1+ 2H+     SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+
pH<7   избыток MnO4- ® Mn2+ Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с двумя ионами водорода с образованием молекулы воды: ROn + 2H++ 2ē = ROn-1+H2O     MnO4-+8H++5ē = Mn2++ 4H2O
  щелочная   недостаток NO2- ® NO3- Каждая недостающая частица кислорода берется из двух гидроксильных групп с образованием молекулы воды: ROn+2OH--2ē = ROn+1+ H2O     NO2- + 2OH- - 2ē = NO3- + H2O
pH>7   избыток BrO3- ® Br- Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп: ROn+H2O+2ē = ROn-1+2OH-     BrO3- + 3H2O + 6ē = Br- + 6OH-
  нейтральная   недостаток NO2- ® NO3- Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды с образованием двух ионов водорода: ROn+H2O–2ē = ROn+1 + 2H+     NO2- + H2O - 2ē = NO3- + 2H+
  pH»7   избыток MnO4- ® MnO2 Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп: ROn+H2O+2ē = ROn-1+2OH-     MnO4-+2H2O+3ē=MnO2¯+4OH-

* ROn – кислородсодержащая структурная единица (атом, молекула, ион, радикал).

Контрольные задачи:

Для всех заданий:

- укажите восстановитель и окислитель в указанных реакциях;

- исходя из степени окисления атомов окислителя и восстановителя охарактеризуйте их (только окислительные, только восстановительные свойства или окислительно-восстановительная двойственность);

- составьте методами электронного и электронно-ионного баланса уравнения реакций, протекающей по указанным схемам;

- рассчитайте массы молярных эквивалентов окислителя (восстановителя) в ОВР.

1. Sn + H2SO4 ® SnSO4 + SO2 + H2O;

H2S + H2SO3 ® S + H2O.

2. KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl;

Ca + HNO3 ® Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

3. Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2;

Zn + H2O + NaOH ® Na2[Zn(OH)4] + H2.

4. Sn + H2O + KOH ® K2[Sn(OH)4] + H2;

Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2.

5. KJ + KNO2 + H2SO4 ® J2 + NO + K2SO4 + H2O;

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 +K2SO4 + H2O.

6. MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O;

KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O +KCl.

7. Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S + H2O;

Pb + HNO3 ® Pb(NO3)2 + NO + H2O.

8. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O;

KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl.

9. Hg + HNO3 ® Hg(NO3)2 + NO + H2O;

K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

10. PbO2 + HCl ® PbCl2 + Cl2 + H2O;

Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.

11. Zn + H2O + KOH ® K2[Zn(OH)4] + H2;

Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.

 

12. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 +K2SO4 + H2O;

Fe + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O.

13. Mg + H2SO4 ® MgSO4 + H2S + H2O;

Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O.

14. Zn + H2O + KOH ® K2[Zn(OH)4] + H2;

Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.

15. KJ + KNO2 + H2SO4 ® J2 + NO + K2SO4 + H2O;

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O.

16. MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O;

K2CrO4+ HCl ® CrCl3 + Cl2 + H2O +KCl.

17. Sn + H2SO4 ® SnSO4 + H2S + H2O;

Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O.

18. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O;

Zn + H2O + LiOH ® Li2[Zn(OH)4] + H2.

19. Hg + HNO3 ® Hg(NO3)2 + NO + H2O;

K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

20. S + KOH ® K2S + K2SO3 + H2O;

KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2.

21. Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O;

Cl2 + KOH(хол.) ® KClO + Kl + H2O.

22. SO2 + H2S ® S + H2O;

I2 + H2S ® HI + S.

23. KClO3 ® KCl + KClO4;

Cl2 + KOH(гор.) ® KClO3 + KCl + H2O.

24. K2MnO4 + Cl2 ® KMnO4 + KCl;

Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S + H2O.

25. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O;

Zn + H2O + NaOH ® Na2[Zn(OH)4] + H2.

 

 


Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 136 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Контрольные задачи| Тема 11. Электрохимия

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.02 сек.)