Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Восстановительных реакций

Читайте также:
  1. II. МЕТОДЫ (МЕТОДИКИ) ПАТОПСИХОЛОГИЧЕСКОГО ИССЛЕДОВАНИЯ МЕТОДИКИ ДЛЯ ИССЛЕДОВАНИЯ ВНИМАНИЯ И СЕНСОМОТОРНЫХ РЕАКЦИЙ
  2. Биосинтез белка и нуклеиновых кислот. Матричный характер реакций биосинтеза. Генетическая информация в клетке. Гены, генетический код и его свойства
  3. Выработка условных реакций и ассоциационизм
  4. Вычисление стандартных электродных реакций, исходя из известных
  5. Закрепление и ратификация гипнотических реакций
  6. Изменение поведенческих реакций при стрессе

1. Определите возможные продукты реакции при нагревании серы с концентрированным раствором гидроксида калия. Составьте соответствующее уравнение окислительно-восстановительного процесса.

Решение. Гидроксид калия КОН не содержит атомов или ионов, способных к перераспределению электронов, так как степени окисления калия (+1), кислорода (-2) и водорода (+1) в КОН являются наиболее характерными для этих элементов.

Свободная сера, наоборот, находясь в промежуточной степени окисления (0), может проявлять и окислительные и восстановительные свойства. Будучи восстановителем, сера отдаст часть электронов (окисление), превратившись в частицу с большей степенью окисления (следующая после 0 это nS = +4 в анионе SO32-).

Таким образом, схема процесса окисления такова: S0 → SO32-. И поскольку переход осуществляется в условиях щелочной среды, то необходимый кислород атом серы отбирает у гидроксильной группы ОН (ион ОН богаче кислородом, чем молекула воды), передавая высвобождающиеся протоны молекулам воды. Согласно правилам уравнивания молекулярно-ионных уравнений, число ОН- групп вдвое превышает число недостающих атомов кислорода и тогда схема полу реакции будет иметь вид:

S0 + 6ОН → SO32– + 3Н2О.

Заряд левой части равен -6, а правой части -2, значит, система потеряла 4ē (-6 – (-2) = -4). Запишем уравнение полу реакции процесса окисления

вос-ль S0 + 6ОН - 4ē = SO32– + 3Н2О ок-ние.

Выступая в роли окислителя, сера присоединит электроны, восстановившись до состояния S2– по схеме S0 → S2–, а с учетом числа электронов (0 – (-2) = +2) получим уравнение полу реакции процесса восстановления:

ок-ль S0 + 2ē = S2–вос-ние.

Учитывая, что балансирующие коэффициенты равны 1 для процесса окисления и 2 для процесса восстановления, окончательно имеем:

S + 6ОН - 4ē = SO32– + 3Н2О –4 4 1

S + 2ē = S2– +2 2

 
 


S + 2S + 6OH = SO32– + 2S2– + 3H2O

или 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O.

Ответ: продуктами реакции являются соли калия сульфит и сульфат, образующиеся по уравнению 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O. Подобного рода реакция, в которой окислителем и восстановителем выступает одно и то же вещество, называется реакцией самоокисления-самовосстановления или диспропорционирования.

2. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между растворами натрия сульфита Na2SO3 и калия бихромата K2Cr2O7, протекающей в присутствии серной кислоты H2SO4.

Решение. В натрия сульфите степень окисления серы +4 (промежуточная), а в калия бихромате степень окисления хрома +6 (наивысшая). Следовательно, окислителем в этом процессе выступает K2Cr2O7, а восстановителем - Na2SO3. Поскольку реакция протекает в растворе, то обмен электронами осуществляют ионы. В кислотной среде анион-восстановитель SO32– окисляется до высшей степени окисления серы +6, превращаясь в анион SO42–, а анион-окислитель Cr2O72– восстанавливается до наименьшей степени окисления хрома +3, превращаясь в катион Cr3+. Высвободившиеся катионы калия К+, не участвующие в окислительно-восстановительном процессе, свяжутся анионами серной кислоты, образуя K2SO4, а катионы водорода Н+ связываются в молекулы слабого электролита – воды Н2О.

Сказанное позволяет нам составить схему окислительно-восстановительного процесса:

Na2SO3 + K2Cr2O7 + Н2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Теперь перепишем схему уравнения в ионном виде, соблюдая определённые правила (газообразные, труднорастворимые и слабо диссоциирующие вещества оставлять в молекулярном виде), и подчеркнём те ионы, которые изменили степень окисления:

2Na+ + SO3 2– + 2K+ + Cr2O7 2– + 2H+ + SO42–2Cr3+ + 3SO42– + 2Na+ + SO4 2– + 2K+ + SO42–

+ H2O.

Для выбранных пар ионов составим схемы полу реакций отдельно для процессов окисления и восстановления:

SO32– → SO42–

Cr2O72–→2Cr3+.

Дополним уравнения полу реакций, дописывая в той их части, где недостает атомов кислорода, соответствующее количество молекул воды, а в противоположной части – вдвое большее число протонов (помним, что среда кислотная). Получим:

SO32– + Н2О → SO42– + 2Н+

Cr2O72–+ 14Н+ → 2Cr3+ + 7Н2О.

Для определения количества электронов, участвующих в окислительном и восстановительном процессах, подсчитаем величину заряда левой и правой части каждой полу реакции и сбалансируем её с помощью электронов. Получим:

Вос-ль SO32– + Н2О – 2ē = SO42– + 2Н+ок-ние

Ок-ль Cr2O72–+ 14Н+ + 6ē = 2Cr3+ + 7Н2О вос-ние.

Оба процесса происходят одновременно и число электронов, отданных восстановителем, равно числу ē, принятых окислителем. Ясно, что балансирующим коэффициентом для первого уравнения является 3, для второго – 1. Теперь суммируем уравнения полу реакций, с учетом балансирующих коэффициентов:

SO32– + Н2О – 2ē = SO42– + 2Н+ –2 6 3

Cr2O72–+ 14Н+ + 6ē = 2Cr3+ + 7Н2О +6 1

 
 


3SO32– + 3Н2О + Cr2O72–+ 14Н+ = 3SO42– + 6Н+ + 2Cr3+ + 7Н2О.

Сократим однородные члены в левой и правой части уравнения и получим ионно-молекулярное уравнение в окончательном виде:

3SO32– + Cr2O72–+ 8Н+ = 3SO42– + 2Cr3+ + 4Н2О.

Полученные коэффициенты перенесём в исходную схему, превратив её в уравнение окислительно-восстановительной реакции:

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

3. Составьте уравнение реакции, протекающей при спекании оксида железа (3) с калия нитратом и калия гидроксидом по схеме:

Fe2O3 + KNO3 + KOH → K2FeO4 + KNO2 + H2O.

Решение. Для уравнивания реакций, протекающих при спекании, сплавлении, обжиге и других высокотемпературных условиях, применяется метод электронного баланса. Для этого определяем степени окисления элементов – участников окислительно-восстановительного процесса и по характеру их изменения выявляем окислитель и восстановитель:

Fe2+3O3 + KN+5O3 + KOH → K2Fe+6O4 + KN+3O2 + H2O

Fe+3 → Fe+6, степень окисления повысилась, значит, произошло окисление и оксид железа (3) – восстановитель; N+5 → N+3, степень окисления азота понизилась, значит, он восстановился, а нитрат калия – окислитель.

Теперь составляем уравнения электронного баланса:

Ок-ль N+5 + 2ē = N+3 +2 6 3 вос-ние

Вос-ль Fe+3 - 3ē = Fe+6 –3 2 ок-ние

 
 


3N+5 + 2Fe3+ = 3N+3 + 2Fe+6

Перенесём найденные коэффициенты в основное уравнение и подберем коэффициенты для остальных реагентов. Получим в окончательном виде:

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH= 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

4. Составьте уравнение реакции взаимодействия гидрида мышьяка (3) AsH3 (арсина) с концентрированной азотной кислотой HNO3, считая окисление восстановителя и восстановление окислителя предельно полными.

Решение. В гидриде мышьяка степень окисления мышьяка (+3) – промежуточная и степень окисления водорода (-1) – низшая, значит, в роли восстановителей в этом окислительно-восстановительном процессе участвуют оба элемента молекулы арсина. Полное окисление мышьяка достигается в анионе AsO43-, где его степень окисления nAs = +5, а водорода – в катионе Н+ или в молекуле Н2О, в которых nH = +1.

В азотной кислоте степень окисления азота (+5) – высшая, следовательно, кислота – окислитель. Восстановление аниона NO3- до низшей степени окисления азота (-3) в катионе NH4+ невозможно, так как в этом случае образуется новая окислительно-восстановительная пара с сильным окислителем AsO43- и сильным восстановителем NH4+, т.е. процесс пойдет в обратном направлении. Всего вероятней восстановление азотной кислоты НNO3до промежуточной степени окисления азота nN = 0 в молекуле N2.

Составим схемы соответствующих полу реакций, помня о том, что арсин AsH3 (как и другие гидриды) и концентрированная азотная кислота не подвергаются диссоциации:

AsH3 → AsO43- + H+

НNO3 → N20 + Н2О.

Поскольку реакция протекает в кислотной среде, для уравнивания числа элементов используются ионы Н+ и молекулы Н2О. В первой полу реакции в её левой части необходимо дописать 4 молекулы воды, а в правой – перед катионом водорода поставить коэффициент 11. Во второй полу реакции сначала слева перед кислотой поставим коэффициент 2, чтобы уравнять число атомов азота, справа перед молекулой Н2О поставим коэффициент 6, а слева – добавим 10 катионов Н+. Получим:

AsH3 + 4Н2О → AsO43– + 11H+

2НNO3 + 10Н+ → N20 + 6Н2О.

После этого с помощью электронов уравняем заряды и получим готовые уравнения полуреакций:

Вос-ль AsH3 + 4Н2О – 8ē = AsO43- + 11H+ ок-ние

Ок-ль 2НNO3 + 10Н+ + 10ē = N20 + 6Н2О вос-ние.

Наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов равно 40, и балансирующий коэффициент для первой полу реакции равен 5, а для второй – 4. Суммируем уравнения полу реакций, умножая их члены на соответствующие коэффициенты и сокращая однородные:

AsH3 + 4Н2О – 8ē = AsO43– + 11H+ –8 40 5

2НNO3 + 10Н+ + 10ē = N20 + 6Н2О +10 4

 
 


5AsH3 + 20Н2О + 8НNO3 + 40Н+ = 5AsO43– + 55H+ + 4N20 + 24Н2О;

далее

5AsH3 + 8НNO3 = 5AsO43– + 15H+ + 4N20 + 4Н2О;

и в окончательном виде

5AsH3 + 8НNO3 = 5Н3AsO4+ 4N20 + 4Н2О;

5. Составьте уравнение реакции горения черного пороха, считая, что процесс горения протекает по схеме:

C + KNO3 + S → CO2 + N2 + K2S.

Решение. Поскольку реакция протекает между твердыми веществами, то наиболее эффективен для её уравнивания метод электронного баланса. Рассчитаем степени окисления элементов в простых и сложных веществах, участвующих в процессе:

C0 + KN+5O3 + S0 → C+4O2 + N20 + K2S-2.

Составляем схемы окислительного и восстановительного процессов, уравнивая количество атомов:

С0 → С+4

2N+5→ N20

S0 → S2-.

Уравниваем заряды левой и правой части схем с помощью электронов и определяем характер процессов:

Вос-ль С0 - 4ē = С+4ок-ние

Ок-ль 2N+5 + 10ē = N20вос-ние

Ок-ль S0 + 2ē = S2-вос-ние.

Полученные уравнения показывают, что в исходной окислительно-восстановительной системе присутствуют один восстановитель (графит) и два окислителя (калия нитрат и сера). Для соблюдения электронного баланса мы суммируем коэффициенты при электронах, принятых окислителями и находим для них и электронов восстановителя наименьшее общее кратное, это 12. Тогда балансирующим коэффициентом для графита является коэффициент 3, а для азота и серы – коэффициент 1. Теперь суммируем уравнения электронного баланса с учетом найденных коэффициентов:

С0 - 4ē = С+4 – 4 12 3

2N+5 + 10ē = N20 +12 1

S0 + 2ē = S2- 1

 
 


0 + 2N+5 + S0 = 3C+4 + N20 + S2-.

Перенесем найденные коэффициенты в заданную схему, превратив её в уравнение окислительно-восстановительного процесса горения черного пороха:

3C + 2KNO3 + S = 3CO2↑+ N2↑+ K2S.

 


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 248 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Правила определения степени окисления (n) атома в сложном соединении. | Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций. | Б. Электрохимические процессы в гальваническом элементе | Реагентов окислительно-восстановительного процесса | Газовых электродов | Гальванических элементов | А. Домашнее задание №6 для закрепления навыков решения задач | Отношению к стандартному водородному электроду) при 298 К |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Окислительно-восстановительных процессах| Потенциалов реагентов и энергии Гиббса

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.016 сек.)