Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Тема 6. Окислительно-восстановительныеСодержание книги
Поиск на нашем сайте
реакции
Литература: [1] c. 251-258; [2] с. 264-272; [3] c.214-219
Теоретические основы Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстанови-тельными. Окисление - это процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление - это процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, - окислителем («восстановитель окисляется, окислитель восстанавливается»). Степенью окисления называется условный заряд атома в соединении, рассчитанный из предположения, что все связи в нём ионного типа. При расчёте степеней окисления нужно учитывать следующее. 1. В простых веществах степени окисления элементов всегда равны нулю: Feo, P4o, Heo, O2o, N2o, H2o, Co. 2. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1: H+1Cl, H+12O, NaOH+1, а в соединениях с металлами - -1: NaH-1, Ca H-12. 3. Кислород в соединениях характеризуется степенью окисления -2: FeO-2, P2O-25, H2SO-24, Ca(NO-23)2. Исключение составляют пероксиды (H+12О-12, Ва+2О-12) и фторид кислорода (О+2F-12). 4. Элементы главных подгрупп I, II и III групп периодической системы имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы: Na+1Cl, Mg+2O, Al+32(SO4)3. 5. Сумма положительных и отрицательных «зарядов» на всех атомах в молекуле равна нулю. Для элементов с непостоянной степенью окисления её значение можно подсчитать по формуле соединения. Определим в качестве примера степень окисления серы в H2S, SO2, SO3, H2SO3, H2SO4. Обозначим её через c. Зная, что степень окисления водорода равна +1, а кислорода -2, получим: H2S c(S) + 2(+1) = 0, откуда c(S) = -2 SO2 c(S) + 2(-2) = 0, откуда c(S) = +4 SO3 c(S) + 3(-2) = 0, откуда c(S) = +6 H2SO3 c(S) + 2(+1) + 3(-2) = 0, откуда c(S) = +4 H2SO4 c(S) + 2(+1) + 4(-2) = 0, откуда c(S) = +6 Окислительно-восстановительные свойства веществ зависят от величин степеней окисления входящих в него атомов. Атом в высшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только окислителем (S+6 + 2 ¾® S+4). Атом в низшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только восстановителем (S-2 - 2 ¾® So). Если степень окисления атома промежуточная, он может как отдавать, так и принимать электроны, проявляя окислительно-восстановительную двойственность. Например, в реакции SO2 + O2 ¾® SO3 оксид серы (IV) за счёт атома S(+4) проявляет свойства восстановителя, подвергаясь окислению: S+4 - 2 ¾® S+6. А в реакции SO2 + Н2S ¾® So + Н2О оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя, подвергаясь восстановлению: S+4 + 4 ¾® So. Кислород проявляет положительную степень окисления только в соединении со фтором, поэтому нулевая сте- пень окисления для кислорода практически является максимальной. Следовательно, свободный кислород может быть только окислителем и подвергаться восстановлению: Oo2 + 4 ¾® 2О-2. Коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной реакции можно расставить с помощью метода электронного баланса. Метод основан на том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителями и принимаемых окислителями в одной и той же реакции должно быть одинаковым. При этом рекомендуется придерживаться следующих правил. 1. Для данной схемы реакции определить окислитель и восстановитель, подсчитав степени окисления элементов до и после реакции. Например, в реакции, протекающей по схеме KMn+7O4 + Na2S+4O4 + H2SO4 ¾® ¾® Mn+2SO4 + Na2S+6O4 + K2SO4 + H2O изменяют степень окисления только марганец и сера. 2. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления: Mn+7 + 5 ¾® Mn+2 окислитель (восстановление) (1) S+4 - 2 ¾® S+6 восстановитель (окисление) (2) 3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа принятых (уравнение 1) и отданных (уравнение 2) электронов и с его помощью расставить множители для обоих уравнений: НОК для 5 и 2 равно 10, множитель для уравнения (1) - 10: 5 = 2, множитель для уравнения (2) - 10: 2 = 5. Mn+7 + 5 ¾® Mn+2 2 S+4 - 2 ¾® S+6 5 2 Mn+7 + 5 S+4 ¾® 2 Mn+2 + 5 S+6 Такая процедура получила название «составление электронного баланса». 4. Найденные коэффициенты подставить в уравнение реакции: 2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O 5. Подобрать остальные коэффициенты в следующем порядке: - перед соединениями, содержащими атомы металлов (в данном примере 1 перед K2SO4); - перед формулой вещества, создающего среду в растворе (в нашем случае перед формулой H2SO4 необходим коэффициент 3, так как на связывание ионов Mn+2 и К+ идёт три моля кислоты); - перед формулой воды - по числу атомов водорода (3). 6. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчитав суммарное число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Нередко ограничиваются подсчётом числа атомов кислорода в исходных веществах и продуктах реакции. Окончательный вид уравнения: 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 ═ 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O Окислительно-восстановительные реакции подразделяются из три типа: 1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях обмен электронами происходит между различными молекулами разных веществ. К этому типу относятся выше приведённая реакция, а также следующий пример: +2 Cu+2SO4 + Zn0 ═ Zn+2SO4 + Cu0 -2
2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества. Например: +6
2KCl+5O-23 ═ 2KCl-1 + 3O02 -2 3. Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-самовосстановления). В таких реакциях молекулы одного и того же вещества взаимодействуют друг с другом как окислитель и восстановитель. Диспропорционированию подвергаются подвергаются вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, например: +2 3K2Mn+6O4 + 2H2O ═ 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH -1 Задачи 101 - 120 Для реакций, схемы которых указаны ниже, составьте уравнения методом электронного баланса. Укажите типы реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем и почему.
С х е м ы р е а к ц и й 101. K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O S + NaOH ® Na2S + Na2SO4 + H2O
102. KClO3 + MnO2 + KOH ® K2MnO4 + KCl + H2O HgO ® Hg + O2
103. FeCO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + + K2SO4 + H2O Cl2 + KOH ® KCl + KClO3 + H2O
104. Zn + HNO3 ® NH4NO3 + Zn(NO3)2 + H2O HNO2 ® HNO3 + NO + H2O
105. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C ® CaSiO3 + CO2 + P PCl3 + Cl2 ® PCl5
106. HJ + KMnO4 + H2SO4 ® J2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O NaClO ® NaClO3 + NaCl
107. AsH3 + AgNO3 + H2O ® H3AsO4 + Ag + HNO3 H2O2 ® H2O + O2 108. Cr + NaNO3 + NaOH ® Na2CrO4 + NaNO2 + H2O K2SO3 ® K2SO4 + K2S
109. KMnO4 +H3PO3 +H2SO4 ® H3PO4 +MnSO4 + K2SO4 + H2O NO2 + H2O ® HNO2 + HNO3
110. K2Cr2O7 +H3PO3 +H2SO4 ®H3PO4 +Cr2(SO4)3+K2SO4+ H2O AgNO3 ® Ag + NO2 + O2
111. KMnO4 + HCl ® MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O P + H2O ® H3PO3 + PH3 112. NaCrO2 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O Pb(NO3)2 ® PbO + NO2 + O2 113. AsH3 + HNO3 ® H3AsO4 + NO2 + H2O FeSO4 ® Fe2O3 + SO2 + SO3
114. KMnO4 + Na2SO3 + KOH ® K2MnO4 + Na2SO4 + H2O NH4NO3 ® N2O + H2O 115. K2Cr2O7 + H2S +H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O NH3 ® N2 + H2
116. K2Cr2O7 + HCl ® CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O KOH + Se ® K2Se + K2SeO3 + H2O
117. MnO2 + K2CO3 + KNO3 ® K2MnO4 + KNO2 + CO2 H2MnO4 ® HMnO4 + MnO2 + H2O
118. KMnO4 +H3AsO3 +H2SO4 ®H3AsO4 +MnSO4+K2SO4 +H2O KBrO ® KBrO3 + KBr 119. PbS + HNO3 ® S + Pb(NO3)2 + NO + H2O KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2
120. MnSO4 +HNO3+PbO2 ®HMnO4 +Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O HNO3 ® NO2 + O2 + H2O
|
||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 228; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.15.141.155 (0.009 с.) |