VI . Окислительно-восстановительные реакции



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

VI . Окислительно-восстановительные реакции



Химические реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными (ОВ). Напомним, что степень окисления - это условный заряд элемента в соединении, который можно рассчитать, предполагая, что все связи в соединении имеют ионный тип. Таким образом, сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю, а в комплексном ионе – заряду иона.. Из этого утверждения следует, что атомы, которые входят в состав простых веществ, имеют нулевую степень окисления:

O2, H2, Fe, Cu, Cl2, I2, Zn

Простые ионы имеют степень окисления, равную их заряду [Ca2+(+2), Cl(─1)]

В молекулах степень окисления атомов надо вычислять, причем следует помнить, что степень окисления кислорода во всех природных соединениях (кроме O2) равна -2, степень окисления водорода в соединении с неметаллами +1, а с металлами (в природе не встречается) -1.

В веществах и электронейтральных молекулах сумма всех степеней окисления равна нулю.

· Примеры вычисления степени окисления

Определим степень окисления элементов в следующих соединениях: перманганате натрия NaМnО4 и бихромат-ионе Сr2О72–.

Степень окисления Na+ как простого иона равна +1, степень окисления кислорода –2, степень окисления марганца неизвестна, обозначим её за x. Составим уравнение и рассчитаем x: +1 + (─2)×4 + x = 0 Þ x = 8 – 1 = 7. Степень окисления марганца в перманганате натрия NaМnО4 равна +7.

Для бихромат-иона за x обозначим степень окисления хрома. Тогда уравнение будет иметь вид: 2×x + 7×(─2) = ─2; x = (14 – 2)/2 = 6. Степень окисления хрома равна +6.

Процесс окисления - это процесс увеличения степени окисления элемента. Обратный процесс, уменьшения степени окисления, называется восстановлением. Окислительно-восстановительный процесс всегда сопровождается сопряжёнными изменениями степеней окисления – если один элемент окисляется, то другой элемент в этой же реакции – восстанавливается. При этом общее изменение степеней окисления должно быть равно нулю. Это следует из закона сохранения заряда. Окисление можно условно представить как процесс отдачи электронов при переходе от восстановленной формы элемента в окисленную. И наоборот – восстановление представить как процесс присоединение электронов. На этом основан электронно - ионный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Его использование рассмотрим на примере ОВ реакции получения оксида азота(IV) при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой:

                              0 +5   +2             +4

Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

До реакции степень окисления атомов меди 0, после реакции +2, атомы азота до

pеакции имеют степень окисления +5, после реакции +4.

Cu – 2e = Cu+2 (количество электронов в процессах О/В   1Cu – 2e = 1Cu+2 

N+5 + 1e = N+4     должно быть одинаковое)                   2N+5 +  2e = 2N+4

Предварительно надо перед Cu и Cu(NO3)2 записать коэффициент 1, перед

HNO3 и NO2 коэффициент 2:    1Cu + 2HNO3 = 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

Вычисляем число атомов азота до реакции и после реакции: 2 и 4; чтобы уравнять число атомов азота, надо перед HNO3 записать коэффициент 4:

1Cu + 4HNO3 = 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O. Число атомов водорода до реакции 4,

после реакции 2. Уравниваем: 1Cu + 4HNO3 = 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Подсчитаем число атомов кислорода до и после реакции: 12 = 12.

1Cu + 4HNO3 = 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

В данной реакции атомы меди окислялись, атомы азота – восстанавливались.

 

6.1 Задачи для самостоятельного решения.

1. В уравнениях окислительно – восстановительных реакций расставить

коэффициенты и вычислить их сумму..

1) KMnO4 +H2S +H2SO4 = S +MnSO4 +K2SO4 + H2O

2) KМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

3) KМnO4 + H2O2 + H2SO4 = O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

4) KМnO4 + KI + H2SO4 = K2SO4 + I2 + MnSO4 + H2O

5) KМnO4 + C6H12O6 + H2SO4 = CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

6) KМnO4+ NH3 = KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

7) KМnO4 + KNO2 + HNO3 = Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O

8) KМnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

9) K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

10) K2Cr2O7+ K2SO3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

11) K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl = KCl + FeCl3 + CrCl3 + H2

12) K2Cr2O7 + Н2О2 + H2SO4 = О2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

 13) MnCO3 + KСlO3 = MnO2 + KCl + CO2

14) KI + KIO3 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O

15) Cl2 + I2 + H2O = HCl + HIO3

16) KBrO3 + 3H2SO4 + 5KBr = 3Br2 + 3H2O + 2K2SO4

 17) HNO3 + Mg = Mg(NO3)2 + N2O + H2O

   18) HNO3 + Cu2O = Cu(NO3)2 + NO + H2O

19) HNO3 + Au + HCl = AuCl3 + NO + H2O

 20) HNO3 + Bi2S3 + = Bi(NO3)2 + N2 + S+ H2O

Диспропорционирование – одновременное увеличение и уменьшение степени

                            окисления атомов одного и того же элемента.

K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O;

Cl2 + H2O = HСlO + HCl

3Sо+ 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Sо + 2e → S– 2 │ 2

Sо – 4e → S+4  │ 1

2) Записать не менее пяти веществ, которые являются : а) окислителями;

б) восстановителями.

3) Указать, какие вещества могут быть и окислителями и восстановителями:

1) N2O5, NO, N2O, HNO3, HNO2, N2; 2) S, SO2, SO3, H2S.

VII. Дисперсные системы. Основные понятия и определения

Системы, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества, называют дисперсные системы. Примеры дисперсных систем: туман, дым, сплавы, драгоценные камни и т. д. В дисперсных системах

различают дисперсионную фазу – мелко раздробленное вещество и дисперсионную среду – однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза. Например, в тумане дисперсионная среда – воздух, дисперсная фаза – вода. Обязательным условием получения дисперсной системы является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества (дисперсной фазы) и дисперсионной среды. Нельзя получить дисперсную систему растворяя поваренную соль (NaCl) в воде, но можно получить дисперсную систему растворяя соль в керосине.

Количественной характеристикой дисперсности системы является степень дисперсности D – величина, обратная размеру r дисперсионных частиц: D = 1/r

r – равно либо радиусу сферической частицы, либо длине ребра кубической формы частицы, либо толщине пленки. Размер частицы коллоидного раствора (золя) ≈ 10─7< r(см) < 10─5, число атомов в одной частице ≈ 106.

При записи агрегатного состояния дисперсной системы первым указывается агрегатное состояние дисперсионной среды Г(газ), Ж(жидкость), Т(твердое), ставят тире и записывают агрегатное состояние дисперсной фазы.



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-04; 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 - 44.192.254.246 (0.011 с.)