Химия - учебно-методическое пособие

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции.

Формулы продуктов устанавливаются экспериментально или на основании известных химических свойств веществ. Правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы веществ (Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате еѐ). Это значит, что в правой и левой частях уравнения должно быть одинаковое число атомов.

1.Метод электронного баланса

Используют его, как правило, для составления уравнений простых

окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем. Подсчет числа перешедших электронов лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1) Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:

FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;

2)Определим, какое вещество является окислителем, а какое восстановителем и их степени окисления до и после реакции. Хлорид железа (III) выполняет роль окислителя, так как содержит положительно заряженный ион железа с относительно высоким зарядом, способный восстанавливаться до промежуточной степени окисления. Сероводород является

восстановителем, так как в его состав входит бескислородный анион S2-,

содержащий избыточные электроны:

Fe+3Cl3 + H2S-2 → Fe +2Cl2 + S0 + HCl

3)Составим электронные уравнения, выражающие процессы окисления и восстановления. По изменению степеней окисления определим число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов,

принимаемых окислителем:

21

4)Множители электронного баланса запишем в уравнение окислительно-

восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl

5)Подберем стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции, перейдем от схемы к уравнению реакции (ставим знак равенства вместо стрелки):

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

6)Проверим правильность написания путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения реакции.

2.Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных

реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

1) записывают формулы реагентов данной реакции:

K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S

2) устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь

K2Cr2O7 − окислитель, H2S – восстановитель, H2SO4 − кислая среда).

3)записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде,

указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя

(Cr2O72− ), среды (Н+) и восстановителя (H2S):

Cr2O72− + H+ + H2S

22

4)определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно в условии задачи (так, здесь дихромат-ион переходит в катионы хрома (III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-

ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

5)суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись:

Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)

6)на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись, причем формулы катионов и анионов,

отсутствующие в ионном уравнении, группируют в

формулы дополнительных продуктов (K2SO4):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4

7)проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

8)окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O72− и Cr3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н+/Н2О (для кислой среды) и ОН−/Н2О (для щелочной среды).

9)Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно

− окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных

скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде,

образованию молекул воды (в кислой среде) и гидроксид-ионов (в

щелочной среде):

кислая среда [O2−] + 2H+ = H2O

щелочная среда [O2−] + H2О = 2 ОН−

10)Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по

сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислой среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда H2O = [O2−] + 2H+

щелочная среда 2 ОН−= [O2−] + H2О

Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н+ и ОН−.

Скорость химической реакции

Для гомогенных реакций:

Для гетерогенных реакций:

где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t2-t1); V – объем газа или раствора; = с1 – с2 – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.

24

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1)Природа реагирующих веществ

2)Концентрация веществ

3)Температура

4)Присутствие катализатора или ингибитора

5)Давление

6)Площадь соприкосновения

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо

пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в

степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении

реакции.

mA + nB = pC + qD – общий вид реакции

– кинетическое уравнение реакции где - скорость химической реакции; сА – молярная концентрация вещества «А»;

сВ – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10оС скорость

большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

– математическое выражение правила

где - скорость химической реакции при t1; - скорость химической реакции при t2; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10оС.

Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.

Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.

25

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие

Реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях, называют обратимыми.

Состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Смещение химического равновесия осуществляется по принципу Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

Пример: 2SO2 + O2 2SO3 + Q

Катализаторы и ингибиторы не оказывают влияния на смещение химического

равновесия.

26

РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Пример: раствор H2SO4 состоит из:

1)растворителя – H2O

2)растворенного вещества – H2SO4

3)гидратированных ионов, находящихся в растворе

Растворы

Раствор NaCl в

воде, раствор Смеси газов Сплавы металлов сахара в воде и др.

Как правило, смеси твердых веществ являются гетерогенными системами.

Растворимость – это свойство вещества растворяться в воде или в другом

растворителе.

Коэффициент растворимости показывает максимальную массу вещества,

которую можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре.

27

Теория электролитической диссоциации (1887 г., Сванте Аррениус)

Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на «+» и «-» ионы – процесс электролитической диссоциации.

Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, анионы к аноду.

Степень диссоциации ( ) зависит от природы электролита и растворителя,

температуры, концентрации раствора.

Электролиты

Реакции ионного обмена

Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между

ионами – ионными реакциями, уравнение этой реакции – ионными уравнениями.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца:

1)Образование осадка

2)Образования газа

3)Образование малодиссоциирующего вещества

Алгоритм составления ионных уравнений:

1)Написать уравнение реакции в молекулярной форме.

2)Определить причину, за счет которой реакция обмена идет до конца и отметить это в уравнении реакции соответствующим образом (↑ или ↓).

3)Запишите ионы диссоциирующих веществ, указав их число и заряды.

29

4)Отметьте одинаковые ионы (они не принимают участие в реакции) в левой и правой частях уравнения реакции.

5)Запишите строкой ниже оставшиеся ионы и вещества (сокращенное ионное уравнение).

6)Сформулируйте вывод на основе сокращенного ионного уравнения.

Пример: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl-

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓

Вывод: реакция ионного обмена идет до конца, так как образуется осадок.

Гидролиз

Гидролиз – это реакция обменного (гидролитического) разложения веществ водой.

Гидролизу подвергаются многие вещества:

1)Карбиды: CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2↑

2)Нитриды: Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3↑

3)Фосфиды: Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

4)Галогениды: SiCl4 + 3H2O = H2SiO3↓ + 4HCl↑

5)Углеводы: C12H22O11 + H2O = C6H12O6 + C6H12O6

6)Сложные эфиры, в т.ч. жиры:

и др.

Гидролиз соли – это процесс обменного взаимодействия ионов соли с

молекулами воды.

Факторы, влияющие на степень гидролиза солей: химическая природа соли, температура, концентрация ионов Н+ и ОН- в растворе.

30