5.Сформулируйте правило Вант-Гоффа, запишите математическое уравнение зависимости скорости реакции от температуры. Объясните физический смысл температурного коэффициента.
6.Что называется механизмом химической реакции? Что такое «энергия активации»? Как зависит скорость реакции от величины
Сибравновесия? СформулируйтеАпояснитеДИна примерах принцип Ле Шателье [8].
энергии активации? Запишите уравнение Аррениуса и объясните физический смысл всех входящих в него величин.
7. Как е вещества называются катализаторами? Влияют ли катализаторы на тепловой эффект реакции, на константу равновесия?
Может ли катал затор |
зменить вероятность протекания химической |
реакции? |
|
8. Как е реакц |
называются обратимыми, а какие – необрати- |
мыми? Назов те термодинамическое условие обратимости реакции. Привед те пр меры о ратимых и необратимых реакций.
9. Назов те три пр знака химического равновесия.
10. Что называют константой химического равновесия? Сформу-
лируйте закон действующих масс для равновесных систем. Запишите математ ческое выражение для вычисления константы химического равновесия.
11. Как связана константа химического равновесия с величиной свободной энергии Ги са? Запишите математическое выражение этой зависимости. Поясните, как изменяется величина константы равновесия для экзотермических и эндотермических реакций с измене-
нием температуры.
12. Что означает динамический характер химического
2. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦ И
Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
Степень окисления – это кажущийся заряд атома, возникающий при приеме или отдаче электронов (e) [7,9].
Если элементы отдают e, то они приобретают положительный
заряд, если принимают e, то отрицательный. Например:
+11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 => в сумме 11e.
20
Для завершения внешнего энергетического уровня атому натрия нужно отдать один электрон, и тогда он превращается в положительно заряженный ион Na+; Na0 – 1e →Na+1 ←катион.
+17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 |
на внешнем уровне не хватает одного |
электрона, который он принимает и превращается вCl-1; |
|
Cl0 + 1e →Cl-1 ←анион. |
|
СибАДИОтсюда очевидно, что степень окисления простых веществ равна нулю.
Напр мер: Na0, O20, P0, Al0 и т.д.
В соед нен ях некоторые элементы проявляют всегда постоянную степень ок слен я (Na+, Mg2+, Ca2+, Zn2+, H+ (исключение Na+H–),
O2 всегда меет степень окисления –2 кроме Н2+О2-, F2–O+2). Металлы всегда меют “+” степень окисления.
Больш нство элементов имеют в сложных соединениях перемен-
ную степень ок слен я (N+ N+2 N+3 N+4 N+5 N-3 Mn+2 Mn+3 Mn+4 Mn+5
Mn+6 Mn+7).
При определен степени окисления элементов в соединениях пользуются следующ ми правилами:
1. Практически все неорганические соединения начинаются с
элементов с “+” степенью |
окисления |
заканчиваются элементом |
с “–” степенью окисления. |
|
|
2. В молекуле алге раическая сумма степеней окисления атомов |
||
= 0. |
|
|
Например: |
|
|
Н+NO3-2 |
K2+SO4–2 |
|
+1 x (-2 х 3) = 0 |
(+1 х 2) х (-2 х 4) = 0 |
|
х = +5 |
+2 х -8 = 0 |
|
|
х = +6 |
|
3. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, в которой он находится.
Например:
Cr находится в шестой группе => высшая степень окисления = + 6. 4. Низшая степень окисления равна максимальному числу e, ко-
торое может быть принято данным элементом (номер группы – 8). Это правило соблюдается только для неметаллов.
Например:
N находится в 5 группе => 5 – 8 = -3 низшая степень окисления =-3,
N–3H3+
21
|
Окисление |
– процесс отдачи |
|
|
Восстановление – процесс принятия |
|
||||||||||||||||||||||||||
|
e |
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||
|
полностью или частично |
|
|
|
e |
полностью или частично |
|
|
||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
Н20 – 2 |
|
|
|
→ 2H+ – |
|
|
|
|
Cl20 + 2 |
|
|
→ 2Cl– – |
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
e |
|
|
|
|
e |
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
окисление молекулы |
|
|
|
|
восстановление молекулы |
|
|
||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
Mg0 – 2 |
|
|
|
→ Mg+2 – |
|
|
|
|
S0 + 2 |
|
→ S–2 – |
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
e |
|
|
|
|
e |
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
окисление атома |
|
|
|
|
восстановление атома |
|
|
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
СибАДИ |
|
||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
S–2 – 2e |
→ S0 – |
|
|
|
|
Mg2+ + 2e → Mg0 – |
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
ок слен |
е иона |
|
|
|
|
восстановление иона |
|
|
||||||||||||||||||
|
Разберем реакц ю. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
2Zn + O2 → 2ZnO |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
Zn0 – 2 |
e |
→Zn+2 |
|
|
|
|
|
|
|
2 окисление |
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||
|
О20 + 4 |
|
|
→2O–2 |
|
|
|
|
|
|
|
4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
e |
|
|
|
|
|
|
|
1 восстановление |
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
|
Zn0 ок |
|
сляется, но является восстановителем |
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||
|
O20 восстанавл |
вается, но является окислителем |
|
|
Таблица 4 |
|||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Классификация веществ |
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
по окислительно-восстановительным свойствам |
|
|
|||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
|
Типичные |
|
|
|
|
|
|
|
|
Типичные |
|
Окислительно – |
|
|
||||||||||||||||||
|
окислители |
|
|
|
|
|
|
|
|
восстановители |
|
восстановительная |
|
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
двойственность |
|
|
|||
|
Элементы с ярко вы- |
|
Атомы металлов (I и |
|
Если элемент прояв- |
|
||||||||||||||||||||||||||
|
раженной |
электро- |
|
II группы, Pb, Sn, все |
|
ляет промежуточную |
|
|||||||||||||||||||||||||
|
отрицательностью |
|
|
d и f –элементы) |
|
степень |
|
окисления, |
|
|||||||||||||||||||||||
|
F2, Cl2, I2, Br2, O2, (у |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
то в зависимости |
от |
|
|||||||||||||||
|
галогенов |
окисли- |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
свойств |
партнера |
он |
|
|||||||||||||
|
тельная способность |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
или его |
|
соединение |
|
||||||||||||||
|
растет от I – F) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
может быть окис- |
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
лителем |
и восстано- |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
вителем |
|
|
|
|
|
|
Соединения, в кото- |
|
Соединения, в которых |
Например: |
|
|
||||||||||||||||||||||||||
|
рых элементы прояв- |
|
элементы |
|
проявляют низ- |
|
S0+Zn0 Zn+2S–2 |
|
|
|||||||||||||||||||||||
|
ляют |
высшую |
сте- |
|
шую степень окисления |
|
S0 + 2 |
|
→ S–2 |
|
|
|||||||||||||||||||||
|
e |
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||
|
пень |
|
|
|
|
окисления |
|
(KI–, H2S–2 и т.д.) |
|
окислитель |
|
|
||||||||||||||||||||
|
HN+5O3, |
H2S+6O4, |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
S0+O20 S+4O2–2 |
|
|
||||||||||||||||
|
K2Cr+62O7 и т.д. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
S0 – 4e → S+4 |
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
восстановитель |
|
|
|||
22
Окончание табл. 4
|
Элементы с невысокой |
Двойственность про- |
|
электроотрицательностью |
являют и сложные |
|
Н2, C, B |
соединения |
С |
|
|
|
|
|
||||||||
Например: |
|
|
|
|
|
|
|||||||
Н2О2 – перекись водорода. |
|
|
|
||||||||||
I20 – 10 |
|
|
|
|
|
2I+5 |
|
I2 + 5H2O2 2HIO3 + 4H2O |
|||||
e |
|
|
|
1 восстановитель |
|||||||||
окислительно |
|
||||||||||||
2О– + 2 |
e |
|
2О–2 |
|
|
5 окислитель |
|
||||||
Cl+5 + 6 |
|
|
|
Cl– |
HClO3 + 3H2O2 HCl + 3O2 + 3H2O |
||||||||
e |
|
1 |
|
|
|
|
|||||||
2О– – 2e |
|
O20 |
|
3 восстановитель |
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
бА2Al + 3S → Al 2S 3 |
|||||||
Класс ф кац я |
|
-восстановительных реакций |
|||||||||||
Все ок сл тельно-восстановительные реакции делятся на 3 группы. |
|||||||||||||
1. Реакц |
|
межмолекулярного окисления – восстановления. |
|||||||||||
Это реакции, в которых окислитель и восстановитель представляют |
|||||||||||||
собой различные вещества. Они составляют наиболее обширную |
|||||||||||||
группу окислительно-восстановительных реакций. |
|||||||||||||
3Н2S–2 + K2Cr+62O7 + 4H2SO4 |
→ 3S0 + Cr+32(SO4)3 + K2SО4 + 7H2O |
||||||||||||
B |
|
|
O |
|
|
|
|
Д |
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
0 |
0 |
+3 |
–2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
B |
O |
|
|
2. Реакции диспропорционирования (самоокисления – само- |
|||||||||||||
восстановления). Это реакции, в которых окисляются и восстанавли- |
|||||||||||||
ваются атомы одного и того же элемента. |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
+5 |
|
|
– |
+7 |
|
|
||
4KCl O3 |
→ KCl + 3KCl O4 |
|
|||||||||||
B и О |
|
|
|
|
|
|
|
||||||
3. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановле- |
|||||||||||||
ния. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в |
|||||||||||||
состав одного и того же вещества. |
И |
2KCl+5O3–2 → 2KCl– + 3O20 |
|
B и О |
|
Применяют 2 метода составления уравнений для реакций окисления – восстановления: метод электронного баланса, ионноэлектронный метод.
23
По существу оба они базируются на одних и тех же предпосылках законов сохранения m и Е.
1. Количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции.
2. Количество e, отданных восстановителем, равно количеству e, |
||||
С |
|
|
|
|
принятых окислителем. |
|
|
||
|
|
Метод электронного баланса |
|
|
Рассмотр м на пр мере реакции |
|
|
||
ли |
+ K2SO4 |
+ H2O |
||
H2S–2 |
+ K2Cr2+6O7 |
+ H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 |
||
B |
O |
|
|
|
1) Определяем элементы, изменяющие степень окисления. |
||||
2) оставляем электронные полуреакции.
Терм н «полуреакция» о означает отдельное уравнение (элек-
тронное |
электронно-ионное), характеризующее процесс восста- |
новлен я |
ли процесс окисления, т.е. лишь одну стадию единого |
окислительно-восстановительного процесса.
3 S–2 - 2e → S0 – окисление; восстановитель.
1 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 – восстановление; окислитель. 3) Находим наименьшее о щее кратное – 6.
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 |
→ 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O |
||
|
|
Д |
|
Подбираем коэффициент для атомов и ионов, не участвующих в |
|||
окислении-бАвосстановлении. По числу кислотных остатков в правой |
|||
части уравнения находим коэффициент для кислоты (4). |
|||
По числу Н+ в левой части находим коэффициент для Н2О – 7. |
|||
3) |
Уравниваем металлы. |
И |
|
4) |
Кислотные остатки. |
||
|
|||
5) |
Водород. |
|
|
6) |
Правильность уравнивания определяем по кислороду. |
||
Проверяем уравнение по кислороду. Этот метод формальный и не всегда отражает реально протекающие процессы в растворах.
Поэтому для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов, т.е. с участием ионов, применяют ионно-электронный метод.
24
Типы реакций окисления – восстановления.
Восстановитель + Окислитель + Среда →
|
|
|
|
|
|
|
|
|
С |
|
|
|
|
|
|||
Восстановитель/Среда + Окислитель → представляют одно вещество. |
||||||||
Восстанов тель + Ок слитель/Среда → представляют одно вещество. |
||||||||
слитель |
|
|
|
|
|
|
||
|
/Среда → представляют разные вещест- |
|||||||
Восстанов тель + Ок |
||||||||
ва. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2 |
|
|||||
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТ НОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ |
||||||||
Цель |
А |
|
||||||
: изучить влияние среды на восстановление иона |
||||||||
марганца, |
работыэкспериментально |
доказать |
окислительно- |
|||||
восстановительную двойственность соединений, в которых элемент с
переменной степенью окисления находится в промежуточной степени |
|
окисления. |
Д |
|
|
Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
Порядок выполнения: в три пробирки налейте по 1–2 мл раствора перманганата калия KMnO4. В одну пробиркуИдобавьте немного 2N раствора H2SO4 (кислая среда), в другую – 2N раствора щелочи NaOH (щелочная среда), а в третью – немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1–2 мл раствора Na2SO3. Наблюдайте за происходящими явлениями, результаты запишите в табл. 1. Отметьте изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды раствора изменяется степень окисления иона марганца Mn7+? Напишите уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель, сделайте вывод.
25
|
|
|
Реагенты для выполнения опыта |
Таблица 1 |
||||
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
||
|
Номер |
Окислитель |
Восстановитель |
Среда раствора |
|
Наблюдения |
||
|
про- |
|
|
|
|
|
|
|
|
бирки |
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
KMnO4 |
Na2SO3 |
|
H2SO4 (кислая |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
среда) |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
KMnO4 |
Na2SO3 |
|
NaOH (щелоч- |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
ная среда) |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
KMnO4 |
|
|
Н2О (нейтраль- |
|
|
|
С |
Na2SO3 |
|
|
|
|
|||
3 |
|
|
ная среда) |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
бА |
+ H2О |
||||
|
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 |
→ К2SO4 + Na2SO4 |
+ MnSO4 |
|||||
|
иKMnO4 + Na2SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2О + K2MnO4 + Na2MnO4 |
|||||||
KMnO4 + Na2SO3 + H2О → КOH + Na2SO4 + MnO2
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность Порядок выполнения: в одну пробирку влейте немного раство-
ра перманганата марганца KMnO4, добавьте столько же 2N раствора серной кислоты H2SO4 и несколько капель перекиси водорода H2O2 до обесцвечивания. В другую пробирку влейте немного раствора иодида калия KI, столько же серной кислоты H2SO4 и несколько капель перекиси водорода H2O2. Образование свободного йода проверьте реакцией с крахмалом. Отметьте, что перекись водорода H2O2 в одной реакции является окислителем, а в другой – восстановителем. Напи-
шите |
уравнения |
и расставьте |
И |
||||
коэффициенты, сделайте вывод |
|||||||
(табл. 2). |
|
Д |
|||||
|
|
Реагенты для выполнения опыта |
Таблица 2 |
||||
|
|
|
|
||||
Номер |
Окислитель |
Восстановитель |
Среда раствора |
|
Наблюдения |
|
|
про- |
|
|
|
|
|
|
|
бирки |
|
|
|
|
|
|
|
1 |
KMnO4 |
H2O2 |
|
H2SO4 (кислая |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
среда) |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
H2O2 |
KI |
|
H2SO4 (кислая |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
среда) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
26
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 К2SO4 + MnSO4 +H2О + О2
KI + H2O2 + H2SO4 К2SO4 + H2О + I2
Контрольные вопросы и задания
1. Указать, какие из перечисленных веществ могут быть только |
||||||
СибАДИ |
||||||
окислителями, почему? |
|
|
|
|
||
Cl2, Cu0, HCl, HClO4, Cr2O3, ZnS, KBr, H3PO4, H2SO4, Ag0, FeCl3, |
||||||
Cu(OH)2, K2CrO4, KMnO4. |
|
|
|
|||
2. Указать, как е |
з перечисленных веществ могут быть только |
|||||
восстанов телями, почему? |
|
|
|
|||
Cl2, Cu0, HCl, HClO4, Cr2O3, ZnS, KBr, H3PO4, H2SO4, Ag0, FeCl3, |
||||||
Cu(OH)2, K2CrO4, KMnO4. |
|
|
|
|||
3. Указать, как е |
з перечисленных веществ могут быть и окис- |
|||||
лителями |
восстанов телями, почему? |
|
|
|||
Cl2, Cu0, HCl, HClO4, Cr2O3, ZnS, KBr, H3PO4, H2SO4, Ag0, FeCl3, |
||||||
Cu(OH)2, K2CrO4, KMnO4. |
|
|
|
|||
4. Пр вести пр меры реакций, в которых водород |
(H2) является |
|||||
окислителем, тех, где (H2) является восстановителем. |
|
|||||
5. Определите степень окисления хрома в соединении K2Cr2O7. |
||||||
6. Чем может ыть MnO2 |
в окислительно-восстановительных ре- |
|||||
акциях, почему? |
|
|
|
|
||
7. |
Определить степени окисления азота в следующих соединени- |
|||||
ях: NH3; N2; NO; NO2; KNO3. |
|
|
||||
8. Для окислительно-восстановительной реакции |
|
|||||
Mg + H2SO4(К) → MgSO4 + H2S + H2O определите, какое число молей |
||||||
атомов кислорода в левой или правой части уравнения? |
|
|||||
9. |
Определите тип окислительно-восстановительных реакций |
|||||
(О +В + среда (кислая); О + В + среда (щелочная); О + В + среда (ней- |
||||||
тральная или др.). |
|
|
|
|
||
Al + 4HNO3 (разб.) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O, |
|
|
||||
KMnO4 + H2O + NaNO2→MnO2 + NaNO3 + KOH. |
окислительно- |
|||||
10. |
В |
приведенных |
ниже |
уравнениях |
||
восстановительных реакций определите степени окисления, запишите окислительно-восстановительный баланс, расставьте коэффициенты:
СuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O
NH3 + O2 → NO + H2O
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O [9]
27