|
H2O2 |
как восстановитель |
|
H2O2 - 2e- = O2 + 2H+ |
|
Пример 4.2.: |
|
|
H2O2 |
+ KMnO4 + H2SO4 |
= O2 + MnSO4 + K2 SO4 + H2O |
H2O2 |
- 2e- = O2 + 2H+ |
│5 ок-ние |
MnO-4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O |
│2 вос-ние |
|
______________________________________ |
||
5 H2O2 |
+ 2 MnO-4 + 6H+ = 5 O2 + 2 Mn2+ + 8H2O |
|
5 H2O2 |
+ 2 KMnO4 + 3H2SO4 = 5 O2 + 2 MnSO4 + K2 SO4 + 8H2O |
|
11.5. Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя
Взаимодействие веществ в окислительно-восстанови- тельных процессах, как и в других химических реакциях, подчиняется закону эквивалентов. Молярная масса эквивалента
1 z
М(х)
окислителя или восстановителя равна их молярной
массе М(х), умноженной на фактор их эквивалентности 1/z в данной реакции.
Фактор эквивалентности окислителя или восстановителя равен 1/z, где z – число электронов, принятых или отданных одной частицей (молекулой, атомом, ионом) окислителя или восстановителя.
Молярная масса эквивалента окислителя (эквивалент окислителя) рассчитывается как молярная масса окислителя, деленная на число электронов (ne), принятых
окислителем |
|
1 |
|
|
|
1 |
|
||
: |
М |
ок ля |
|
M(ок ля). |
|||||
|
|
n |
|
||||||
|
|
z |
|
|
|
e |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Молярная масса эквивалента восстановителя (эквивалент восстановителя) рассчитывается как молярная масса восстановителя, деленная на число электронов (ne), отданных восстановителем:
|
1 |
|
|
1 |
|
М |
|
вос ля |
|
|
M(вос ля). |
|
|
||||
z |
|
|
n |
|
|
|
|
192 e |
|
||
11.6. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных
реакций
Мерой окислительно – восстановительной способности веществ служат их электродные или окислительно – восстановительные потенциалы Еox/Red (редокс-потенциалы).1 Окислительно – восстановительный потенциал характеризует окислительно – восстановительную систему, состоящую из окисленной формы вещества (Ох), восстановленной формы (Red) и электронов. Принято записывать окислительновосстановительные системы в виде обратимых реакций восстановления:
Ох + ne- Red.
Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя, поэтому для характеристики электродных процессов пользуются их относительными значениями. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно принимают
равным |
нулю. |
В качестве |
электрода сравнения часто |
||
применяется стандартный водородный электрод, |
относящийся |
||||
к газовым электродам. |
|
|
|
||
Электродные потенциалы, |
измеренные по |
отношению |
|||
к стандартному |
водородному электроду при стандартных |
||||
условиях (Т = 298К; для растворённых |
веществ концентрация |
||||
(активность) С Red = Сох = 1 моль/л или |
для металлов СМеn+ = 1 |
||||
моль/л, |
а для газообразных веществ Р=101,3 кПа), называют |
||||
стандартными электродными потенциалами и |
обозначают |
||||
ЕоОx/Red. Это справочные величины. При помощи таблиц стандартных потенциалов можно легко составлять уравнения
1 От латинских слов Reductio (восстановление) и Oxidato (окисление).
193
самых различных химических реакций, решать вопрос о направлении этих реакций и полноте их протекания. Окислительно-восстановительные потенциалы металлов, измеренные относительно водородного электрода, расположены в ряд по возрастанию потенциала. Они составляют электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов Ео). Окислительновосстановительные потенциалы других водных систем, измеренные в стандартных условиях относительно водородного электрода, дополняют электрохимический ряд напряжений металлов.
Окислительная способность веществ тем выше, чем больше алгебраическая величина их стандартного электродного (окислительно-восстановительного) потенциала. Напротив, чем меньше величина стандартного электродного потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его восстановительные свойства:
чем больше значение Ео, тем сильнее проявляются окислительные свойства вещества или иона;
чем меньше значение Ео, тем больше восстановительные свойства вещества или иона.
Критерием самопроизвольного протекания химических
процессов является изменение свободной энергии Гиббса (ΔG О). Изменение энергии Гиббса ОВР связано с разностью окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов участников окислительно-восстановительного процесса Е:
G nF∆E,
где F – постоянная Фарадея; n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; Е – разность окислительно-восстановительных потенциалов или электродвижущая сила ОВР (ЭДС гальванического элемента, образованного двумя окислительно-восстановительными системами):
Е = Еок-ля – Ев-ля,
где Еок-ля – потенциал окислителя, Ев-ля – потенциал восстановителя.
194
Учитывая вышеизложенное: ОВР протекает в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Е О; в противном случае ( Е О) ОВР будет протекать в обратном направлении. ЭДС, вычисленная для стандартных условий, называется стандартной и обозначается Ео. Всегда системы с более высоким окислительно-восстановительным потенциалом будут окислять системы с более низким его значением. ОВР протекает в прямом направлении, если
Еок-ля >Ев-ля
ПРИМЕРЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ К ТЕМЕ XI. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Выберите один правильный ответ
1. |
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ |
СЕРЫ В СЕРНОЙ КИСЛОТЕ |
||
|
H2SO4 РАВНА |
|
|
|
|
1) -2 |
2) +2 |
3) +4 |
4) +6 |
2. |
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА В ИОНЕ АММОНИЯ NH4+ |
|||
|
РАВНА |
|
|
|
|
1) +3 |
2) +1 |
3) -3 |
4) +5 |
3. |
ВЫСШУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ СЕРА ПРОЯВЛЯЕТ В |
|||
|
СОЕДИНЕНИИ |
|
|
|
|
1) SO3 |
2) Al2S3 |
3) К2S |
4) NaHSO3 |
4. |
НАИБОЛЬШУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТ |
|||
|
ПРОЯВЛЯЕТ В СОЕДИНЕНИИ: |
|
||
|
1) NН3 |
2) N2 |
3) NO2 |
4) N2O5 |
5. |
СТЕПЕНЬ |
ОКИСЛЕНИЯ |
УГЛЕРОДА |
РАВНА -2 В |
|
СОЕДИНЕНИИ |
|
|
|
|
1) CH2О |
2) Н2СО3 |
3) CH3ОН |
4) НСООН |
195
6. |
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ |
УГЛЕРОДА |
РАВНА 0 В |
|
|
СОЕДИНЕНИИ: |
|
|
|
|
1) CО2 |
2) C2H5ОН |
3) C2H6 |
4) НСОН |
7. |
ТОЛЬКО ОКИСЛИТЕЛЕМ МОЖЕТ БЫТЬ |
|
||
|
1) FeCl2 |
2) Mg |
3) Na2CO3 |
4) HClO4 |
8. |
ТОЛЬКО ВОССТАНОВИТЕЛЕМ МОЖЕТ БЫТЬ |
|||
|
1) K2CrO4 |
2) FeCl3 |
3) FeCl2 |
4) Al2O3 |
9. |
И ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙ- |
|||
|
СТВА МОЖЕТ ПРОЯВЛЯТЬ |
|
||
|
1) HNO3 |
2) FeS |
3) SO2 |
4) KBr |
10.ОКИСЛИТЕЛЕМ В РЕАКЦИИ KNO2 +KClO3 → KCl +KNO3 ЯВЛЯЕТСЯ
|
|
1) KNO2 |
2) KClO3 |
3) KNO3 |
4) KCl |
||
11. |
ВОССТАНОВИТЕЛЕМ В РЕАКЦИИ P + KClO3 → P2O5 + |
||||||
|
KCl |
|
|
|
|
|
|
|
1) Р |
2) KClO3 |
3) P2O5 |
4) KCl |
|||
12. |
ОКИСЛИТЕЛЕМ В РЕАКЦИИ S + H2SO4 (КОНЦ.) → SO2 + |
||||||
|
H2O ЯВЛЯЕТСЯ |
|
|
|
|
||
|
|
1) S |
2) SO2 |
|
3) H2O |
|
4) H2SO4 |
13. |
ВОССТАНОВИТЕЛЕМ В РЕАКЦИИ |
|
|
||||
|
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O ЯВЛЯЕТСЯ |
||||||
|
|
1) MnO2 |
2) HCl |
|
3) MnCl2 |
4) Cl2 |
|
14.ТИП РЕАКЦИИ NaNO3 → NaNO2 + O2
1)внутримолекулярная
2)межмолекулярная
3)диспропорционирования
15.ТИП РЕАКЦИИ CН3СНО + Аg2О→ CН3СООН +2Аg
1)внутримолекулярная
2)межмолекулярная
3)диспропорционирования
196
16.ТИП РЕАКЦИИ C12 + KOH = KC1 + KC1O + H2O
1)внутримолекулярная
2)межмолекулярная
3)диспропорционирования
17.ТИП РЕАКЦИИ KC1O3→ KC1О4 + KC1
1)внутримолекулярная
2)межмолекулярная
3)диспропорционирования
18.ТИП РЕАКЦИИ
С2Н4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + С2Н4(ОH)2 + КОН
1)внутримолекулярная
2)межмолекулярная
3)диспропорционирования
19.КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД МОЛЕКУЛОЙ ОКИСЛИТЕЛЯ В РЕАКЦИИ
Cr2(SO4)3 + NaBiO3 +NaOH+ H2O →Na2CrO4 + Bi(OH)3
+Na2SO4 РАВЕН |
|
|
|
1) 1 |
2) 2 |
3) 3 |
4) 4 |
20.КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД МОЛЕКУЛОЙ ВОССТАНОВИТЕЛЯ В РЕАКЦИИ
MnO2 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O РАВЕН
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
21. ОПРЕДЕЛИТЕ СУММУ КОЭФФИЦИЕНТОВ В ЛЕВОЙ
ЧАСТИ УРАВНЕНИЯ HClO3 + H2S → HCl +S |
|
||
1) 2 |
2) 3 |
3) 4 |
4) 5 |
22. ОБЩАЯ СУММА КОЭФФИЦИЕНТОВ В УРАВНЕНИИ
РЕАКЦИИ РАВНА |
|
|
|
KMnO4 + С6Н12О6 |
+ H2SO4 MnSO4 + СО2 |
+ H2O + |
|
K2SO4 |
|
|
|
1) 132 |
2) 154 |
3) 197 |
4) 111 |
23. КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД |
МОЛЕКУЛОЙ ВОССТАНО- |
||
ВИТЕЛЯ В УРАВНЕНИИ РЕАКЦИИ Na2SO3 |
+ KIO3 + |
||
H2SO4→ I2+ Na2SO4 + К2SO4+Н2О РАВЕН |
|
||
1) 5 |
2) 4 |
3) 3 |
4) 2 |
197
24. |
КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД МОЛЕКУЛОЙ ОКИСЛИТЕЛЯ В |
|||
|
РЕАКЦИИ K2S + KMnO4 + H2SO4→S + MnSO4 + K2SO4 |
|||
|
+H2O РАВЕН |
|
|
|
|
1) 5 |
2) 4 |
3) 3 |
4) 2 |
25. |
СУММА КОЭФФИЦИЕНТОВ В УРАВНЕНИИ РЕАКЦИИ |
|||
|
С2Н4 + KMnO4 + H2O→MnO2 + С2Н4(ОH)2 + КОН РАВНА |
|||
|
1) 14 |
2) 10 |
3) 16 |
4) 6 |
26. |
КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД МОЛЕКУЛОЙ ОКИСЛИТЕЛЯ В |
|||
|
УРАВНЕНИИ РЕАКЦИИ |
MnO2 + NaBiO3(тв) + HNO3 |
||
|
HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 +H2O РАВЕН |
|
||
|
1) 1 |
2) 2 |
3) 3 |
4) 4 |
27. |
МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА ВОССТАНОВИТЕ- |
|||
|
ЛЯ (ЭКВИВАЛЕНТ ВОССТАНОВИТЕЛЯ) В РЕАКЦИИ |
|||
|
РАВНА |
|
|
|
|
С2Н4 + KMnO4 + H2O→MnO2 + С2Н4(ОH)2 + КОН |
|||
|
1) 14 |
2) 79 |
3) 52,7 |
4) 9,3 |
28. |
МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА ОКИСЛИТЕЛЯ В |
|||
|
РЕАКЦИИ РАВНА |
|
|
|
|
MnO2 + NaBiO3(тв) + HNO3 HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 |
|||
|
+H2O |
|
|
|
|
1) 43,5 |
2) 140 |
3) 280 |
4) 10,5 |
29.ЭКВИВАЛЕНТ (МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА) ВОССТАНОВИТЕЛЯ БОЛЬШЕ В РЕАКЦИИ
1)SO2 + HNO3 + H2O →H2SO4 + NO
2)KNO2 + KClO3 →KCl + KNO3
3)Н2S + KMnO4 + КОН→S + К2MnO4 +H2O
30.МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА (ЭКВИВАЛЕНТ) ОКИСЛИТЕЛЯ БОЛЬШЕ В РЕАКЦИИ
1)P + HNO3→H3PO4 +NO2 + H2O
2)Zn + K2Cr2O7 + H2SO4→ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
3)FeS + HNO3→ Fe(NO3)3+ H2SO4 + NO + H2O
198
31. САМЫЕ СИЛЬНЫЕ |
ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА |
||
ПРОЯВЛЯЕТ СИСТЕМА |
|
||
1) MnO42- + 2H2O +2ē ↔ MnO2 + 4ОН-, |
Eo = 0,51 В |
||
2) MnO4- + 2H2O + 3ē ↔ MnO2 + 4ОН-, |
Eo = 0,588 В |
||
3) MnO4- + 8H+ + 5ē ↔ Mn2+ + 4H2O, |
Eo = 1,507 В |
||
4) MnO4- + ē ↔ MnO42-, |
|
Eo = 0,576 В |
|
32. НАИБОЛЬШИЕ ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА |
|||
ПРОЯВЛЯЕТ СИСТЕМА |
|
||
1) |
S2O82- + 2ē ↔ 2SO42-, |
|
Eo = 2,01 В |
2) |
SO42- + H2O + 2ē ↔ SO32- + 2ОН-, |
Eo = -0,93 В |
|
3) SO42- + 8H+ + 8ē ↔ S2- + 4H2O, |
Eo = 0,149 В |
||
4) SO42- + 10H+ + 8ē ↔ H2S + 4H2O, |
Eo = 0,308 В |
||
33. САМЫЕ СЛАБЫЕ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА |
|||
ПРОЯВЛЯЕТ СИСТЕМА |
|
||
1) Bi2O5 + 10H+ + 4ē ↔ 2Bi3+ + 5H2O, |
Eo = 1,759 В |
||
2) |
2HClO + 2H+ + 2ē ↔ Cl2 + H2O, |
Eo = 1,63 В |
|
3) IO4- + 2H+ + 2ē ↔ IO3- + H2O, |
Eo = 1,653 В |
||
4) |
2CO2 + 2H+ + 2ē ↔ H2C2O4, |
Eo = -0,49 В |
|
34. НАИМЕНЬШИЕ ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА |
|||
ПРОЯВЛЯЕТ СИСТЕМА |
|
||
1) |
F2 + 2ē ↔ 2F-, |
|
Eo = 2,87 В |
2) |
Br2 + 2ē ↔ 2Br-, |
|
Eo = 1,05 В |
3) |
Cl2 + 2ē ↔ 2Cl-, |
|
Eo = 1,35 В |
4) |
I2 + 2ē ↔ 2I-, |
|
Eo = 0,54 В |
35. НЕ МОЖЕТ ОКИСЛИТЬ Fe2+ до Fe3+ |
|
||
|
1) КMnO4 |
2) К2Сr2О7 |
|
|
3) I2 |
4) NaBiO3 |
|
36. НЕ МОЖЕТ ВОССТАНОВИТЬ Cr2O72- ДО Cr3+ |
|||
|
1) KI |
2) H2C2O4 |
|
|
3) H2O2 |
4) Co(NO3)2 |
|
37.НЕ ВОЗМОЖНА РЕАКЦИЯ
1)KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + H2O
2)MnО2 + КОН + Na2SO4→ KMnO4+ Na2SO3+ H2O
199