Влияние среды на восстановление некоторых окислителей

В различных средах вещества могут проявлять различную окислительную способность; так, например, KMnO₄ в щелочной среде восстанавливается до MnO₄^2–; в нейтральной среде – до MnO₂ ; в кислой сре-де – до Mn²⁺ (MnSO₄).

пероксид водорода (Н₂О₂) в кислой среде восстанавливается по реакции

Н₂О₂ + 2H⁺ + 2e^- = 2H₂O,

а в нейтральной и щелочной средах: Н₂О₂ + 2e^- = 2OH^–.

Классификация ОВР

1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления, ког-
да –молекула-окислитель и молекула-восстановитель принадлежат разным веществам.

Уравнивание проводим методом электронного баланса:

2HN⁺³O₂ + H₂S^–2 Þ 2N⁺²O­ + S^o¯ + 2H₂O

N⁺³ + 1e^- Þ N⁺² 2 окислитель, восстановление

S^–2 – 2е^- Þ S^о 1 восстановитель, окисление

2KMnO₄ +10FeSO₄ +8H₂SO₄ Þ5Fe₂(SO₄)₃ +2MnSO₄ +K₂SO₄ +8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^– Þ Mn⁺² _{5·2 10} 2 окислитель, восстановление

Fe⁺² – 1е^– Þ Fe⁺³ 10 восстановитель, окисление

Наименьшее общее кратное 5 умножаем на 2, так как в продуктах реакции атомов железа должно быть четное количество.

К этому же типу можно отнести и реакции межатомного и атомно-молекулярного окисления-восстановления:

4FeS₂ + 11O₂ Þ 2Fe₂O₃ + 8SO₂

11 4 восстановители, окисление

Fe⁺² – 1ē → Fe⁺³

2S^–1 – 10ē → 2S⁺⁴

O₂⁰ + 4ē → 2O^–2 4 11 окислитель, восстановление

2. реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной молекулы или иона и могут быть представлены как разными элементами, так и одним элементом, но в разных степенях окисления:

 

2N^–3 – 6e^– Þ N₂^o 1 восстановитель, окисление

2Cr⁺⁶ + 6е^– Þ 2Cr⁺³ 1 окислитель, восстановление

N^–3 – 4e^– Þ N⁺¹ 1 восстановитель, окисление

N⁺⁵ + 4е^– Þ N⁺¹ 1 окислитель, восстановление

В реакциях, где кислород со степенью окисления «–2» частично окисляется до молекулярного O₂, правильно расчет вести на 1 молекулу кислорода в правой части ОВР:

2Ag⁺N⁺⁵O₃ Þ 2Ag⁰ + 2N⁺⁴O₂ +O⁰₂

2ē 2

Ag⁺ + 1ē → Ag⁰ окислитель, восстановление

N⁺⁵ + 1ē → N⁺⁴ окислитель, восстановление

2O^–2 – 4ē → O₂⁰ 4ē 1 восстановитель, окисление

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосста-новления, дисмутации) – функцию окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента, находящегося в промежуточной степени окисления:

Cl₂⁰ + Н₂О Þ НCl^– + НCl⁺O

Cl⁰ – 1e^– Þ Cl⁺ 1 восстановитель, окисление

Cl⁰ + 1^– Þ Cl^– 1 окислитель, восстановление

3HN⁺³O₂ Þ НN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O

N⁺³ + 1e^– Þ N⁺² 2 окислитель, восстановление

N⁺³ – 2е^– Þ N⁺⁵ 1 восстановитель, окисление

Вопросы для самоконтроля

1. Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции, степень окисления, процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.

2. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.

3. Дайте классификацию окислительно-восстановительных реакций.

1.3. Домашнее задание №1

Задание 1. Определите степени окисления элементов в следующих веществах (см. свой вариант в табл. 1).

Задание 2. Укажите, какие из приведенных процессов представляют собой окисление и какие восстановление (см. свой вариант в
табл. 1).

Задание 3. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в ОВР, укажите окислитель, восстановитель и процессы окисления и восстановления (см. свой вариант в табл. 1).

Таблица 1

^№ ^п/п	Задание 1	Задание 2	Задание 3
	HClO4, HCl, Zn(NO3)2	S^0→S^2–, Sn^0→Sn^4+ Fe^2+→ Fe^3+	KMnO4+KI+H2SO4ÞI2+MnSO4+K2SO4+H2O
	CuSO4, Cl2O, H2O2	N^5+→N^3–, Mg^0→Mg^2+ Ag^+→ Ag^0	NaCrO2+РbО2+NaOH→Na2CrO4+Na2РЬО2+Н2О
	AlCl3, Na2CO3, SO2	Bi^3^+→ Bi^0, P^3+→ P^+5, F^0→ F^–	KВr+KВrОз+H2SO4→Вr2+K2SO4+Н2О
	MgOHCl, V2O5, H2SiO3	Rb^0→Rb^+, Cr^6+→Cr^3+, 2H^+→ H2^0	Na2SO3+KMnO4+Н2О→Na2SO4+МnО2+КОН
	MnO2, H3AsO4, K2ZnO2	P^0→ P^+3, Au^3+→ Au^0 Se^0→ Se^6+	PbS+НNО3→S+Рb(NО3)2+NO+Н2О
	NaHCO3, Cr2O3, AgNO3	Sn^2+→Sn^4+, N^3+→N^3– 2O^2–→ O2^0	Сd+KMnO4+H2SO4→CdSO4+MnSO4+K2SO4+H2O
	Na2S, K2O2, FeOHCl	Cr^3+→Cr^6+, S^0→S^2–, 2I^–→ I2^0	KMnO4+Na2SO3+KОН→K2MnO4+Na2SO4+H2O
	K2HPO4, N2O5, HMnO4	Ba^2+→Ba^0, C^0→C^4+, S^6+→S^2–	I2+Cl2+Н2O→НIO3+НСl

Продолжение табл. 1

	BaCl2, P2O5, AlOHSO4	Mn^7+→Mn^3+, 2Br^–→Br2^0, Si^0→ Si^4+	HNO3+Zn→N2O+Zn(NО3)2+H2O
	HNO2, K2Cr2O7 SO3	P^0→ P^5+, Pb^0→ Pb^+4, As^0→As^3–	FeSO4+KСlO3+H2SO4→Fe2(SO4)3+KCl+H2O
	CS2, Fe2O3, SnCl4	Cu^+→Cu^2+, S^6+→S^4+, 2O^1–→ O2^0	NaCrO2+Вr2+NaOH→Na2CrO4+NaBr+H2O
	PH3, Ba(ClO3)2, N2	Mn^7+→Mn^2+, 2I^–→I2^0, Al^0→Al^3+	H2SO3+НсlO3→H2SO4+HCI
	Hg2Cl2, SeO3, NH4CNS	Cl^7+→ Cl^–, S^2–→S^0, Fe^3+→ Fe^2+	АsН3+НNО3→Н3АsO4+NO2+H2O
	PbCl4, I2, KClO4	N^5+→N^2+, Zn^0→Zn^2+ Au^0→Au^3+	Cu2O+HNO3→Cu(NO3)2+NO+Н2О
	Rb2O, KFeO2, NiSO4	P^0→P^3–, Mn^2+→Mn^5+, S^6+→S^0	HNO3+Ca→NH4NO3+Ca(NO3)2+Н2О
	NaBiO3, SrCl2, CaC2	Pb^0→Pb^2+, P^0→ P^3+, Hg^2+→Hg^0	K2S+KMnO4+H2SO4→S+K2SO4+MnSO4+Н2О
	As2S3, PBr5, Li3N	Ca^0→Ca^2+, N^3+→N^2+, K^0→K^+	Н2S+С12+Н2О→Н2SO4+НС1
	CaH2, NH4NO2, Cl2O7	Bi^0→Bi^5+, H2^0→ 2H^–, As^0→As^5+	K2Сr2O7 + HCl → Cl2 + СrС13+ KCl + H2O
	H2, PbO2 Mg(HCO3)2	Cr^2+→Cr^3+, P^0→ P^5+, Hg^2+→ Hg^1+	Au+HNO3+НС1→AuС13+NO+H2O

Окончание табл. 1

	BaO2, CoCl2, SiH4	S^0→S^4+, Ni^0→Ni^2+, Ag^+→ Ag^0	Р+HNO3+Н2О→Н3РO4+NO
	Bi2O5, Cu2O, NH4OH	N^3+→N^1+, Br^5+→Br^7+, Mg^0→Mg^2+	Сr2O3+KСlO3+KОН→K2СrO4+KС1+H2O
	H2Se, As2O5, KCN	Pb^4+→Pb^2+, V^0→ V^+5, O2^0→2O^2–	H2S+Cl2+Н2О→H2SO4+НС1
	NaAlO2, TiCl4, KClO	I2^0→2I^5+, Sb^5+→Sb^3+, C^0→ C^2+	FeS+HNO3→Fe(NO3)2+S+NO+H2O
	Mg3N2, HI, Ag2SO4	Mo^6+→Mo^5+, I2^0→ 2I^– Be^0→Be^2+	Р+НСlO3+Н2O→Н3РO4+НС1
	Na2PbO2, SiO2, N2O	Ti^0→Ti^4+, Br2^0→ 2Br ^– Mn^7+→Mn^4+	KСlO3+Na2SO3→KС1+Na2SO4
	Cr2(SO4)3, NH3, NiS	Cl^+→Cl^–, Al^0→ Al^3+, H2^0→2H^+	KMnO4+HBr→Вг2+KВr+МnВr2+H2O

 

Лабораторная работа № 1

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы. Ознакомление с основными закономерностями процессов окисления и восстановления, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, изучение окислительно-восстановительных свойств соединений.

Опыт 1. Влияние кислотности среды на окислительные свойства калия перманганата

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ ® MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O,

KMnO₄ + H₂O + Na₂SO₃ ® MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH,

KMnO₄ + KOH + Na₂SO₃ ® K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Выполнение опыта. В три пробирки внесите последовательно по
3–5 капель раствора перманганата калия. Добавьте по 2–4 капли: в первую пробирку – 1М раствора серной кислоты, во вторую – дистиллированной воды, в третью – каплю 2М раствора калия гидроксида. В каждую пробирку внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) порошка натрия сульфита. Наблюдайте изменение окраски раствора.

Задание. Запишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите процессы окисления и восстановления, а также вещество окислитель и восстановитель. Запишите качественные признаки реакций. Сделайте вывод (отметьте характер перманганат-иона, укажите продукты его восстановления в различных средах, сравните окислительную способность перманганата калия в различных средах).

Опыт 2. Восстановление иона Cr₂O₇^2– до иона Cr³⁺

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

Выполнение опыта. В пробирку внесите 3 капли раствора бихромата калия, подкислите раствор, добавив 1 каплю концентрированной серной кислоты и затем несколько кристалликов сульфита натрия. Наблюдайте изменение цвета раствора.

Задание. Запишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите процессы окисления и восстановления, а также вещество окислитель и восстановитель. Запишите наблюдения. Сделайте вывод (какие свойства проявляет бихромат калия).

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Теоретическая часть

Термодинамика (ТД) – это наука, изучающая законы трансформации различных видов энергии в физических и химических процессах. Название науки термодинамики происходит от греческих слов «термос» – тепло, «динамос» – сила, мощь.

Химическая ТД (ХТД) рассматривает основные термодинамические законы применительно к химическим и физико-химическим процессам.

Основные понятия химической термодинамики

Система – это тело или группа тел, отделенная действительной или воображаемой границей от окружающей среды. Примерами систем являются: химический стакан с раствором, теплообменник, планета Земля.

Остальная часть материального мира (за пределами условно выделенной из него системы) называется окружением или окружающей средой. Окружающая среда – огромный неизменяемый резервуар теплоты и работы. Она обширна и не реагирует на изменения, происходящие с системой.

Системы классифицируют:

а) по взаимоотношению с внешней средой:

Ø изолированные cистемы – не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией, т.е. m _{cистемы} = const и E _{cистемы} = const;

Ø закрытые системы – обмениваются с окружающей средой только энергией, а m _{cистемы} остается постоянной;

Ø открытые системы – обмениваются с окружающей средой и веществом, и энергией. Примеры: открытая пробирка, бассейн, океан, планета;

б) по агрегатному состоянию:

Ø гомогенная система – состоит из одной фазы (газ или жидкость или твердое тело). Фаза – отделенная поверхностями раздела часть системы, имеющая постоянство физических и химических свойств во всех своих точках. Пример: образец сплава, раствор в ампуле;

Ø гетерогенная система – состоит из двух и более гомогенных фаз: газ–жидкость; газ–твердое вещество; жидкость–твердое вещество.

Примеры: лед–вода, СаО_тв–СО_{2 газ}.

Любая система обладает некоторыми физическими и химическими свойствами при определенных параметрах системы: P, T, V, E, n (число моль).

Функции состояния системы – это энергетические характеристики, определяющие изменение состояния системы и зависящие только от параметров системы. Одна из важнейших функций состояния это внутренняя энергия системы (U).

Изменение состояния системы, характеризующееся изменением хотя бы одного параметра, называется термодинамическим процессом.