Методы решения задач по химии. Учебное пособие
.pdf
МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ «КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Х.М. БЕРБЕКОВА»
Ж.А. Кочкаров
МЕТОДЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ ПО ХИМИИ
УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ
Рекомендовано Редакционно-издательским советом КБГУ в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по направлению подготовки 04.03.01 Химия
Нальчик
КБГУ
2021
УДК 621.357.1.620.197(075) ББК 24576 я 73
К75
Рецензенты:
кафедра технологии продуктов общественного питания и химии Кабардино-Балкарского государственного аграрного университета им. В.М. Кокова
доктор химических наук, профессор кафедры технологии продуктов общественного питания и химии Кабардино-Балкарского государственного аграрного университета им. В.М. Кокова
Р.М. Кумыков
Автор: Кочкаров Ж.А.
К75 Кочкаров, Ж. А. Методы решения задач по химии : учебное пособие / Ж. А. Кочкаров ; Министерство науки и высшего образования, Кабардино-Балкарский государственный университет им. Х. М. Бербекова. – Нальчик: Каб.-Балк.
ун-т, 2021. – 104 с. – Библиогр. : с. 102. – 50 экз. – Текст :
непосредственный.
Изданиесодержиталгоритм иметодикурешениязадачпо химии. Предназначено для студентов, обучающихся по направлению
подготовки «Химия».
УДК 621.357.1.620.197(075) ББК 24576 я 73
Кабардино-Балкарский государственный университет им. Х.М. Бербекова, 2021
2
РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «Окислительно-восстановительные свойства веществ»
Теоретические сведения
Восстановители в ходе реакции теряют («отдают») электроны, вследствие чего их степень окисления повышается, так как число электронов уменьшается относительно протонов:
S-2 – 2ē =Sо, S-2 – 6ē = S+4, |
S-2 – 8ē = S+6 |
N-3–3ē=Nо, N-3–4ē= N+, N-3 –5ē=N+2, |
N-3–7ē= N+4, N-3–8ē= N+5 |
Окислители в ходе реакции присоединяют (оттягивают) электроны, вследствие чего их степень окисления понижается, так как число электронов увеличивается относительно протонов.
S+6+2ē = S+4, |
S+4+4ē |
= Sо, |
Sо+2ē = S-2 |
N+5 + 1ē = N+4, |
N+4+ 2ē |
= N+2, |
N+2+ 5ē = N-3 |
Вещества, в состав которых входят атомные частицы в максимальных степенях окисления, могут проявлять только окислительные свойства:
С+4 + 8ē = С-4, N+5 + 8ē = N-3, S+6 + 8ē =S-2, Cl+7 + 8ē =Cl-1 , Mn+7 + 5ē = Mn+2, Cr+6 + 3ē= Cr+3, Fe+6 + 3ē= Fe+3 , Cu+2+ 1ē = Cu+1, Au+3 + 3ē = Au0
Вещества, в состав которых входят атомные частицы вминимальных степенях окисления, могут проявлять только восстановительные свойства:
S-2 – 2ē =Sо, S-2 – 6ē = S+4, S-2 – 8ē = S+6, N-3 – 3ē = Nо, N-3 – 4ē = N+, N-3 –5ē=N+2, N-3 –7ē=N+4, N-3 –8ē=N+5, Cl-1 –2ē=Cl+1, Cl-1 –4ē=Cl+3
Вещества, в состав которых входят атомные частицыв промежуточной степени окисления, могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства:
S+4 + 4ē = Sо и S+4 – 2ē = S+6, N+4+7ē = N-3 и N+4 – 2ē = N+2
3
Проявляемые химическими элементами степени окисления
Химические элементы |
Степень окисления |
IA группа: Щелочные металлы, водород |
0,+1; водород: +1,0, –1 |
IIA группа: Щелочноземелные, Mg,Be |
0,+2 |
IIIA группа (бор и подгруппа алюминия) |
0,+3, таллий: +1,+3 |
IVAгруппа:1) подгруппауглерода(СиSi) |
0, +2, +4,также:–4, –3,–2,–1, 0,+1,+3 |
2) подгруппагермания(Ge,Sn,Pb) |
0, +2, +4 |
VAгруппа: 1) азот |
–3,+2,+3,+4,+5; также: –2, –1,0,+1 |
2)фосфор |
–3,+3,+5; также: –1,0,+1 |
3) мышьяк |
–3,0,+3,+5 |
4) сурьма Sb и висмут Bi |
0,+3,+5 |
VIA группа: 1) кислород |
–2, –1,0 |
2)сера |
–2,0,+4,+6; возможно +7 |
3) селен, теллур |
–2,0,+4,+6 |
VIIAгруппа (галогены): 1) фтор |
–1,0 |
2) Cl,Br,I |
–1, 0, +1, +3, +5, +7 |
IBгруппа(подгруппа меди): 1) медь |
+1, 0, +2 |
2) серебро |
0,+1 |
3) золото |
0,+1,+3 |
IIB группа (подгруппа цинка) |
0, +2 |
IIIВ группа (подгруппа скандия) |
0, +3 |
VIB группа (подгруппа хрома): 1) хром |
0, +2,+3,+6 |
2) Mo, W |
0,+4,+6 |
Марганец |
0,+2,+3,+4,+6,+7 |
Железо |
0,+2,+3,+6 |
Кобальт |
0,+2,+3 |
Никель |
0,+2 |
Таблица Д.И. Менделеева и ряд напряжений металлов
1) в периодах слева направо восстановительные свойства ослабевают, а окислительные усиливаются;
2) в группах сверху вниз восстановительные свойства усиливаются, а окислительные ослабевают;
3) в ряду напряжений металлов слева напрво восстановительная активность ослабевает: 1) до марганца-активные металлы; 2) от марганца до водорода-металлы средней активности; 3) правее водорода – малоактивные металлы;
4)в ряду напряжений металлов слева направо окислительная активность катионов усиливается: катионы меди (+2), сереба (+1), ртути (+2), железа и хрома (+3) – сильные окислители;
5)номер группы показывает высшую степень окисления по ки-
слороду, за исключением кислорода и фтора: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2,
P2O5, SO3, Cl2O7;
6) номер группы показывает низшую степень окисления по водороду, которая уменьшается до V группы, а с V группы начинает воз-
растать до VIII группы: NaH, MgH2, AlH3, SiH4, PH3, H2S, HCl.
4
Важнейшие окислители и восстановители
ВОССТАНОВИТЕЛИ: |
ОКИСЛИТЕЛИ: |
Металлы |
Галогены. |
Водород (H2), особенно атомарный водород |
Перманганаты (KMnO4) и манганаты |
в момент выделения |
(K2MnO4) особенно в кислых растворах |
Уголь (С), окись углерода (II) (CO) |
Оксиды MnO2, CuO, PbO2, Ag2O |
Сероводород (H2S), оксид серы (IV) (SO2), |
Дихроматы (K2Cr2O7) и хроматы (K2CrO4) |
сернистая кислота H2SO3 и ее соли |
особеннов кислых растворах |
Кислоты или газы:HI, HBr, HCl |
Азотная кислота (HNO3) концентрирован- |
Катионы металлов в низших степенях окис- |
ная и разбавленная |
ления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 |
Серная кислота концентрированная |
Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, оксид |
Пероксид водорода (H2O2) особенно в |
азота(II) NO |
нейтральных и кислых растворах |
Альдегиды, спирты, муравьиная и щавеле- |
Соли железа (III), FeCl3 |
вая кислоты, глюкоза |
Гипохлориты (NaClO), хлораты (KClO3) и |
Катод при электролизе |
перхлораты (KClO4) |
|
Кислород O2, озон О3,особенно атомар- |
|
ный кислород |
|
Царская водка (HNO3 +3HCl) |
|
Хлораты, броматы и нитраты в щелоч- |
|
ныхрастворах и расплавах |
|
Ферраты и ферриты в кыслых растворах |
|
Хлорная и бромная вода |
|
Анод при электролизе |
Алгоритм прогнозирования продуктов реакции Для составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций необходимо следовать следующему алгоритму:
1)определены степени окисления атомных частиц, входящих в состав реагирующих веществ;
2)определены окислитель и восстановитель;
3)определены продукты реакции с учетом условий протекания
реакции (температура, концентрация, реакция среды);
4)составлен электронный баланс;
5)составлено уравнение реакции. Рассмотрим конкретные примеры:
1. Fe2(SO4)3(р) + Н2S(г) →
1) Fe+3 в растворе может быть только окислителем: Fe+3 + ē =Fe+2, S-2 – минимальная степень окисления серы. Следовательно, возможно только ее возрастание вследствие отдачи электронов, например, до
нулевой степени: S-2 – 2ē= Sо.
2) Следовательно,Fe2(SO4)3 – окислитель,аН2S– восстановитель. 3) Продуктами реакции могут быть FeSO4 – восстановленная форма; S – окисленная форма. Возможно также образование серной кислоты, что будет очевидным при составлении электронного баланса.
4) Fe+3 + 1ē = Fe+2 |
2, восстановление |
S-2 – 2ē= Sо |
1, окисление |
5
5) Fe2(SO4)3(р) + Н2S(г) = 2FeSO4 + S↓ + H2SO4 2. FeCl3(р) + KI(р) →
1) Fe+3 – в растворе может быть только окислителем: Fe+3 +1ē =Fe+2, I – – минимальная степень окисления йода, следовательно, возможно только ее возрастание вследствие отдачи электронов, например, до нулевой степени:
|
|
|
|
|
|
2I– – 2ē = I2о. |
2) |
Следовательно, FeCl3 – окислитель, а НI – восстановитель. |
|||||
3) |
Продуктами реакции могут быть FeCl2 – восстановленная |
|||||
форма; I2 – окисленная форма. Возможно также образование KCl, что |
||||||
будет очевидным при составлении электронного баланса. |
||||||
4) |
Fe+3 + 1ē = Fe+2 |
|
|
|
2, восстановление |
|
|
|
|||||
|
2I– – 2ē = |
I2о |
|
|
|
1, окисление |
5. 2FeCl3(р) |
+ 2KI(р) |
|
|
|
= 2FeCl2 + I2↓ + 2KCl |
|
Но надо иметь в виду, что вместо FeCl2 может образоваться FeI2, |
||||||
что предопределяется избыточным содержанием KI: |
||||||
|
2FeCl3(р) |
+ 6KI(р) = 2FeI2 + I2↓ + 6KCl |
||||
3. Cr(OH)3(т) + H2O2 |
+ NaOH(k)→ |
|||||
1) |
Cr+3враствореможетбыть какокислителем:Cr+3+1ē=Cr+2,так и |
|||||
восстановителем:Cr+3–3ē=Cr+6.H2O2можетбытькакокислителем: |
||||||
O22 – + 2ē =2O-2, так и восстановителем: O22 – -2ē =O2. Но перок- |
||||||
сид в большей степени окислитель, чем восстановитель, а Cr+3 – в |
||||||
большей степени восстановитель, чем окислитель. |
||||||
2) Следовательно,H2O2 –окислитель,аCr(OH)3 – восстановитель. |
||||||
3) |
Продуктами реакции в щелочной среде могут быть H2O – |
|||||
восстановленная форма, Na2CrO4 – окисленная форма. |
||||||
4) |
O22 – + 2ē =2O-2 |
|
3, восстановление |
|||
|
||||||
|
Cr+3 –3ē =Cr+6 |
|
2, окисление |
|||
5) |
2Cr(OH)3(т) + 3H2 |
O2 + 4NaOH(k)= 2Na2CrO4 + 8H2O |
||||
4. Cr(OH)3(т) + Br2(p) |
+ NaOH(k) = |
|||||
1)Cr+3враствореможет быть как окислителем:Cr+3+1ē =Cr+2, так и |
||||||
восстановителем: Cr+3 – 3ē = Cr+6. Br2(p) используется под названием бром- |
||
наяводавкачествеокислителявщелочнойинейтральнойсредах: |
||
Br2о + 2ē =2Br-. |
|
|
2) Следовательно,Br2 |
– окислитель, а Cr(OH)3 – восстановитель. |
|
3) Продуктами реакции в щелочной среде могут быть NaBr – |
||
восстановленная форма, Na2CrO4 – окисленная форма. |
||
4) Br2о + 2ē =2Br- |
|
3, восстановление |
Cr+3 – 3ē =Cr+6 |
|
2, окисление |
6
5) 2Cr(OH)3(т) + 3Br2(p) + 10NaOH(k) = 2Na2CrO4+ 6NaBr + 8H2O
5. H2SO4(конц) + HI(конц) =
1) S+6– максимальная степень окисления серы, поэтому H2SO4(конц) может быть только окислителем. I – – минимальная степень окисления
йода, следовательно, HI(конц) может быть только восстановителем. |
|
2) H2SO4 – окислитель, HI – восстановитель. |
|
3. С учетом того, что H2SO4(конц) – сильный окислитель, а HI – силь- |
|
ныйвосстановитель,продуктамиреакциимогутбыть:H2S,I2ивода. |
|
4) S+6+ 8ē =S-2 |
1, восстановление |
2I- – 2ē = I2 |
4, окисление |
5) H2SO4(конц) + |
8HI(конц) =H2S + 4I2+ 4H2O |
6. К2SO3 + KMnO4+H2SO4 → |
|
1) С учетом того, что KMnO4 – сильный окислитель (Mn+7 – мак- |
|
симальная степень окисления), то сульфит может проявлять только |
|
восстановительные свойства. |
|
2) KMnO4 – окислитель, К2SO3 – восстановитель.
3) В кислой среде перманганаты восстанавливаются до катионов марганца Mn2+ (обесцвечивание малиновой окраски раствора) и с солеобразователем (средаобразователь) образует MnSO4, а сульфит-ионы окисляются до сульфат-ионов. Кроме того, за счет серной кислоты образуются сульфат калия и вода.
4) S+4-2ē =S+6 |
|
|
5, окисление |
|
|
||||
Mn+7 + 5ē = Mn+2 |
|
|
2, восстановление |
|
5)2KMnO4(р)+5К2SO3(р)+3H2SO4(р)=2MnSO4+5K2SO4+K2SO4+3H2O |
||||
Но надо иметь в виду, что в избытке KMnO4 возможна следую- |
||||
щая реакция: |
|
|
|
|
KMnO4(р)+MnSO4+ H2O → |
||||
окислитель |
восстановитель |
|
||
Очевидно, что степени окисления Mn+7 и Mn+2 выравниваются и сходятся в степени окисления Mn+4:
Mn+7 |
+ 3ē = Mn+4 |
|
2 |
|
|||
Mn+2 |
– 2ē = Mn+4 |
|
3 |
2KMnO4(р) + 3MnSO |
|
4 + 2H2O = 5MnO2↓ + K2SO4+ 2H2SO4 |
|
Поэтому при выполнении этого опыта в лаборатории в избытке |
|||
перманганата выделяется черный осадок MnO2.
Из изложенного следует, что для написания уравнений окисли- тельно-восстановительных реакций необходимы знания о свойствах веществ. Ниже представлены окислительно-восстановительные способности вещест.
7
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА
Теоретические сведения Окислительно-восстановительная активность H2O2
Окислительно-восстановительная активность H2O2 зависит от концентрации.
20 % H2O2 – сильный окислитель. В разбавленных растворах окислительная активность H2O2 снижается. Восстановительные свойства для H2O2 менее характерны и также зависят от концентрации. Восстановительные свойства H2O2 сильнее выражены при рН > 7.
Окислительные свойства
● в кислой среде образуются молекулы воды:
H2O2 + 2H++ 2ē = 2H2O или H2O2 + 2H3O+ + 2ē = 4H2O
Восстановительные свойства H2O2
●в кислой среде образуются молекулы кислорода и протоны: H2O2o – 2ē =O2o + 2H+,
●в щелочной среде образуются молекулы кислорода и воды: H2O2o+ 2OH- – 2ē = O2o + 2H2Oo,
Конкретные примеры
1.H2O2 (р) + …….+ КОН(р) = О2↑+ K2MnO4 + ……
1.Определяем,чтопероксидокисляется,таккаквыделяетсякислород.
2.Определяем, что окислителем является перманганат, который
вщелочной среде переходит в манганат.
3.Составляем электронный баланс:
H2O2 (р) + 2KMnO4(р) + 2КОН(р) = О2↑ + 2K2MnO4 + 2H2O
2.H2O2 (р) + ……. = MnO2↓+ 2КОН(р) + О2 + 2H2O
1.Определяем,чтопероксидокисляется,таккаквыделяетсякислород.
2.Определяем, что окислителем является перманганат, который
внейтральной среде переходит в MnO2.
3.Составляем электронный баланс:
3H2O2 (р) + 2KMnO4(р) = 2MnO2↓+ 2КОН(р) + 3О2↑ + 2H2O
3. H2O2(р) + Сl2(г) + …… = NaCl + …. +……. 1. Определяем, что хлорвосстанавливается.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
8
3. Составляем электронный баланс:
H2O2(р) + Сl2(г) + 2NaOH(р) = 2NaCl + 2H2O + O2↑
4. … + H2O2 + H2SO4(разб.) = Fe2(SO4)3 + ….
1. Определяем, что восстановителем является FeSO4.
2. Определяем, что окислителем является пероксид.
3. Составляем электронный баланс:
2FeSO4 + H2O2 + H2SO4(разб.)= Fe2(SO4)3 + 2H2O
5. KI(р) + …… = KIO3 + H2O
1. Определяем, что восстановителем является KI.
2. Определяем, что окислителем является пероксид.
3. Составляем электронный баланс:
KI(р) + 3H2O2(k) = KIO3 + 3H2O
6. H2O2(р) + NaCrO2(т) +…..= Na2CrO4+ …..
1. Определяем, что восстановителем является NaCrO2.
2. Определяем, что окислителем является пероксид.
3. Составляем электронный баланс:
3H2O2(р) + 2NaCrO2(т) + 2NaOH(р) = 2Na2CrO4 + 4H2O
7. Na3[Cr(OH)6] + H2O2 = ….. + NaOH + …..
1. Определяем, что восстановителем является Na3[Cr(OH)6]. 2. Определяем, что окислителем является пероксид.
3. Составляем электронный баланс:
2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O
8. MnSO4(p) + ….+ 2NaOH(р) = MnO2↓+ ….+ 2H2O 1.Определяем, что восстановителем является MnSO
2.Определяем, что окислителем является пероксид.4
3.Составляем электронный баланс:
MnSO4(p) + H2O2(р) + 2NaOH(р) = MnO2↓+ Na2SO4 + 2H2O
9. H2O2 (р) + ….+ 2КОН(р) = ….+ 2K2MnO4 + ….
1. Определяем, что окислителем является KMnO4, который в щелочной среде восстанавливается до манганата.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
H2O2 (р) + 2KMnO4(р) + 2КОН(р) = О2↑+ 2K2MnO4 + 2H2O
9
10. H2O2 (р) + …. = MnO2↓+ КОН(р) + ….+ H2O
1. Определяем, что окислителем является KMnO4, который в нейтральной среде восстанавливается до манганата.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
H2O2 (р) + KMnO4(р) = MnO2↓+ КОН(р) + О2↑+ H2O
11. H2O2(р) + ….+ NaOH(р) = 2NaCl + 2H2O + O2↑
1. Определяем, что окислителем является Сl2, который в щелочной среде восстанавливается до Сl-.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
H2O2(р) + Сl2(г) + 2NaOH(р) = 2NaCl + 2H2O + O2↑
12. AuCl3(р) + H2O2(р) + …. = Au + …+ … + NaCl
1. Определяем, что окислителем является Au3+, который в щелочной среде восстанавливается до Сl-.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
2AuCl3(р) + 3H2O2(р) + 6NaOH(р) = 2Au + 3O2↑ + 6H2O + 6NaCl
13. КIO4(р) + ….= КIO3 + O2↑ + …..
1. Определяем, что окислителем является КIO4.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
КIO4(р) + H2O2(р) = КIO3 + O2↑ + H2O
14. КClO(р) + H2O2(р) = КCl+ … + …
1. Определяем, что окислителем является КClO.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем электронный баланс:
КClO(р) + H2O2(р) = КCl+ O2↑ + H2O
15. H2O2(р) + 2KMnO4 (р) + …. = ….+ 2MnSO4 + ….+ 8H2O
1. Определяем, что окислителем является KMnO4, который в нейтральной среде восстанавливается до Mn2+.
10