Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей и неорганической химии. Учебное пособие
.pdf
его выпадения. Сформулируйте, при каком условии происходит образование осадка.
2. В две пробирки внесите по 3 капли раствора нитрата серебра.
В одну из них прибавьте 3 капли раствора карбоната натрия, в другую –
такой же объем хлорида натрия. Составьте уравнения происходящих реакций.
К обоим осадкам прибавьте по 4 капли азотной кислоты. Какой из
осадков растворяется? Составьте ионное уравнение этой реакции. Выпишите значения ПР(AgCl) и ПР(Ag
). Объясните растворение
2CO3
осадка, пользуясь правилом ПР. Сформулируйте, при каком условии
происходит растворение осадка.
Контрольные вопросы
1. Константа диссоциации NH4OH равна Kд = 1,8ꞏ10–5. При разбавлении растворов слабых электролитов степень их диссоциации увеличивается (закон разбавления Оствальда). Во сколько раз увеличивается степень диссоциации NH
твора в 100 раз?
2. Рассчитайте концентрацию ионов [H
центрация ионов [OH
–11
в) 10
.
3.
Вычислите значение рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в ко-
−
] (моль/л) составляет: а) 3,45 ꞏ 10–7; б) 4,67 ꞏ 10–3;
тором степень диссоциации кислоты составляет 4,2 %.
4.
В одном литре 1 М азотной кислоты растворили 38 г гидроксида
натрия. Вычислите рН нового раствора.
5. Какой физико-химический смысл имеет константа гидролиза (K
и как она зависит от природы соли, концентрации раствора и температуры? Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза и выражения для константы гидролиза нитрата аммония и нитрита калия.
6.
Почему малиновая окраска фенолфталеина в растворе ацетата
натрия становится более интенсивной при нагревании раствора и снова
бледнеет при его охлаждении?
7.
Какая из приведенных солей сильнее гидролизована в растворе:
а) цианид аммония или ацетат аммония; б) сульфат железа (II) или сульфат железа (III)? Приведите мотивированный ответ и уравнения гидролиза указанных солей.
OH при разбавлении его 1 М рас-
4
+
] и рН в растворах, если кон-
г
)
81
8. Какие из пар солей взаимно усиливают гидролиз: a) Al(NO3)
и ZnCl2; б) Al2(SO4)3 и Na2CO3; в) AlCl3 и FeCl3? Объясните причину
взаимного усиления гидролиза, напишите уравнения реакций.
9.
В каком из указанных случаев раствор электролита CaF
2+
щен: а) [Ca
10.
К 0,01 н. раствору серной кислоты медленно добавляют раствор,
содержащий 0,01 моль/л CaCl
выпадать раньше: а) СaSO
этих сульфатов равны соответственно 1,3 ꞏ 10
][F−]2 < ПР; б) [Ca2+][F−]2 = ПР; в) [Ca2+][F−]2 > ПР?
и 0,01 моль/л SrCl2. Какой осадок начнет
2
; б) SrSO4? Произведения растворимости
4
–4
и 3,2 ꞏ 10–7.
ненасы-
2
3
82
Глава 8
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называ-
ются реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления (СО) – это условный заряд, который приписы-
вается атому в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что
молекула состоит только из ионов. Численно эта характеристика может
иметь положительное, отрицательное, нулевое, а также целое или дробное значение.
Основные положения теории ОВР состоят в следующем.
1.
Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещество (ион,
атом, молекула), отдающее электроны, называется
В процессе реакции восстановитель окисляется, а значение его СО повышается.
2.
Восстановление – это процесс присоединения электронов. Веще-
ство (ион, атом, молекула), принимающее электроны, называется
лителем.
СО понижается.
лем, равно числу электронов, принятых окислителем. На этом принципе
основан способ расстановки коэффициентов в ОВР методом электронного баланса.
цесса, так как один без другого не существует.
таллы (Н
В процессе ОВР окислитель восстанавливается, а значение его
3.
В замкнутой системе число электронов, отданных восстановите-
4.
Восстановление и окисление – два неразрывно связанных про-
Типичные восстановители: почти все металлы; некоторые неме-
, С, Р, Si); сложные вещества, молекулы которых содержат
2
восстановителем.
окис-
83
элементы в низшей степени окисления (НСl, НВr, НI, Н2S, NН3, РН3
и др.); катионы, СО которых может возрастать (Sn
2+
, Fe2+, Cu1+ и др.).
Наиболее сильный восстановитель – катод при электролизе.
Типичные окислители: O
, O3, галогены (F2, Cl2, Br2, I2); сложные ве-
2
щества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления (KMnO
, HNO3, K2Cr2O7, PbO2, H2SO
4
СО которых может понижаться (Au
3+
, Fe3+, Hg2+ и др.). Наиболее силь-
, KClO3 и др.); катионы,
4(конц)
ный окислитель – анод при электролизе.
Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть
и окислителем, и восстановителем (H
, HNO2 и их соли, MnO2, H2O
2SO3
2
и др.) – окислительно-восстановительная двойственность.
Классификация ОВР
1. Межмолекулярные ОВР – элементы, изменяющие СО, нахо-
дятся в составе разных веществ (простых и сложных):
+3
Fe
Cl3 + 2KI−1 Fe+2Cl2 +
Внутримолекулярные ОВР – разные элементы (окислитель и вос-
2.
становитель) входят в состав одного и того же вещества:
+2S+6
Sn
3.
Реакции диспропорционирования (дисмутации) – один и тот
O4 Sn+4O2 + S+4O2.
же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется, и восстанавливается:
0
3Cl
+ 6KOH 5KCl−1 + KCl+5O3 + 3H2O.
2
0
I
+ 2KCl.
2
Реакции конпропорционирования (конмутации) – реакции,
4.
обратные реакциям диспропорционирования. Это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот
же элемент с разными степенями окисления, а продуктом реакции является вещество с промежуточной СО данного элемента.
Реакции конпропорционирования могут быть как межмолекулярными
+4
S
O2 + 2H2S−2 3S0 + 2H2O,
84
так и внутримолекулярными
t
–3
H4N+3O2
N
0
N
+ 2H
2
2
O.
Реакции диспропорционирования и конпропорционирования иногда
называют реакциями самоокисления-самовосстановления.
Существуют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР:
метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод
полуреакций).
Метод электронного баланса. При подборе коэффициентов этим
методом вначале составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили значение СО:
0
+ H2S+6O
C
C+4O2 + S+4O2 + H2O.
4(конц)
Далее составляют уравнения процессов окисления и восстановления:
0
− 4ē C+4 | 2 | 1 окисление,
С
С – восстановитель;
+6
S
+ 2ē S+4 | 4 | 2 восстановление,
H
– окислитель.
2SO4
Поскольку число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, должно быть равным, то методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители для процессов
окисления и восстановления. Найденные множители проставляют перед
формулами веществ, участвующих в процессах окисления и восстановления. Затем уравнивают числа атомов элементов, которые не изменили
СО. Числа
атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь (вначале водорода по воде). Далее проверяют число атомов кислорода в левой и правой части уравнения:
C + 2H
2SO4(конц)
CO2 + 2SO2 + 2H2O.
Равенство чисел атомов кислорода в обеих частях уравнения свиде-
тельствует о том, что уравнение составлено правильно.
Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).
Этот метод применяют при составлении уравнений ОВР, протекающих
85
в растворе. При использовании данного метода СО элементов не определяют, а рассматривают ионы и молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе, т. е. слабые электролиты или малорастворимые
вещества записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов. При
этом учитывают, что в водной среде в реакции
+
Н
, ОН− и молекулы Н2О.
могут участвовать ионы
При применении ионно-электронного метода следует помнить, что
атомы кислорода, содержащиеся в избытке в ионах окислителя, в кислой среде связываются с ионами водорода (на один атом кислорода расходуется два иона водорода):
MnO
+ 8H+ Mn2+ + 4H2O,
4
а в нейтральной и щелочной среде переводятся в гидроксид-ионы (на
один атом кислорода расходуется одна молекула воды):
ClO
+ 3H2O Cl− + 6OH−.
3
Малокислородные ионы-восстановители в кислой и нейтральной
среде переходят в более кислородные за счет кислорода из воды:
2
SO
3
+ H2O
SO
2
+ 2H+,
4
а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов (два гидроксид-иона дают
атом кислорода):
CrO
+ 4OH−
2
CrO
2
+ 2H2O.
4
Например, для реакции, представленной схемой
+ K2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O,
SO
2
составим полуреакции окисления и восстановления:
2
SO
+ 2H2O − 2ē
2
2
Cr O
+ 14H+ + 6ē Сr3+ + 7H2O | 1 | восстановление.
27
SO
+ 4H+ | 3 | окисление;
4
Суммарное уравнение реакции с учетом равенства отданных и принятых электронов имеет вид
2
3SO
+ 6H2O +
2
Cr O
27
+ 14H+
86
3SO
2
+ 12H+ + 2Сr3+ + 7H2O.
4
После сокращения и приведения подобных членов общее ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид
3SO
2
+
Cr O
27
+ 2H+
2
3SO
+ 2Сr3+ + H2O.
4
2
Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, нужно
к каждому аниону приписать соответствующий катион, а к каждому катиону – анион:
3SO
+ K2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
2
Достоинство метода ионно-электронного баланса заключается
в том, что при составлении уравнений ОВР учитываются реальные состояния частиц в растворе и роль среды в протекании процессов. Нет
необходимости использования формального понятия степени окисления.
Направление протекания ОВР
Количественной мерой окислительно-восстановительных свойств
веществ являются их стандартные окислительно-восстановительные
потенциалы φº. Причем для всех полуреакций в левой части уравнения
приводится окисленная форма, а в правой – восстановленная. Чем
больше величина стандартного электродного потенциала, тем выше
окислительные свойства иона. ОВР протекает в том направлении, для
которого выполняется неравенство
Δφº(ЭДС) =
φ
окис
–
φ
> 0.
вос
Другим наиболее общим критерием направления ОВР является
определение ΔG
º
по уравнению:
º
ΔG
= – nFΔφ,
где n – число электронов, участвующих в ОВР; F – постоянная Фарадея
(96 500 Кл/моль).
Если ΔG
º
< 0, реакция возможна.
87
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы
Проведение качественных опытов, раскрывающих окислитель-
и восстановительные свойства отдельных веществ. Ознаком-
ные
с различными типами окислительно-восстановительных ре-
ление
, освоение методик составления уравнений окислительно-вос-
акций
становительных
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия
в различных средах
В три пробирки внесите по 3–4 капли 0,1 М раствора перманганата
калия KMnO
4
ного раствора серной кислоты (кислая среда), во вторую пробирку –
3–4 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью –
3–4 капли 2 М раствора гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую
из пробирок внесите по одному микрошпателю кристалликов сульфита
натрия Na
2SO3
ставьте схемы ионно-электронного баланса и подберите коэффициенты,
учитывая, что водные растворы, содержащие ионы
в фиолетовый цвет, содержащие ионы
ионы Mn
2+
− практически бесцветны, а осадок оксида марганца MnO2 –
бурого цвета. Укажите окислители и восстановители, рассчитайте молярные массы их эквивалентов. В выводе сформулируйте зависимость
окислительной способности KMnO
Опыт 2. Восстановительные свойства элементов
в минимальной степени окисления
Опыты проводить под тягой!
реакций.
. Затем в первую пробирку добавьте 3–4 капли разбавлен-
. Отметьте наблюдаемые явления. Для всех уравнений со-
MnO
, окрашены
2
MnO
от среды раствора.
4
− в зеленый, содержащие
4
4
1. Поместите в пробирку один микрошпатель кристаллической соли
бихромата калия и добавьте около 2 мл концентрированной хлороводородной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку с реакционной смесью.
Отметьте наблюдаемые явления (запах хлора, изменение окраски раствора).
2. Налейте в пробирку 1–2 мл раствора перманганата калия и добавьте несколько капель концентрированного раствора аммиака. Отметьте наблюдаемые
явления. Продуктами реакции являются азот и ок-
сид марганца (IV).
88
Запишите уравнения реакций, протекающих в обоих случаях. Составьте электронно-ионный баланс, подберите коэффициенты. Укажите
окислители и восстановители, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.
Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства элементов,
находящихся в промежуточной степени окисления
1. Пероксид водорода (Н2О2). Определите степени окисления эле-
ментов в пероксиде водорода. Почему Н
проявляет окислительно-
2О2
восстановительную двойственность? Налейте в одну пробирку 4–5 капель раствора йодида калия KI, в другую – 4–5 капель раствора перманганата калия KMnO
. Добавьте по 1–3 капли раствора серной кислотой
4
(подкислите). В обе пробирки добавьте 5 %-го раствора пероксида во-
дорода до изменения окраски. Отметьте наблюдаемые явления. Чем является пероксид водорода в этих реакциях? Докажите образование в
первой пробирке свободного йода, добавив в пробирку 1–2 капли крахмального клейстера. Запишите уравнения реакций, учитывая, что перок
сид водорода восстанавливается до воды, а окисляется до кислорода.
Составьте схему ионно-электронного баланса, подберите коэффициенты. Укажите окислители и восстановители, рассчитайте молярные
массы их эквивалентов.
2. Нитрит натрия (NaNO
). Убедитесь в его окислительно-восста-
2
новительной двойственности, проделав реакции, указанные в п. 1, заменив раствор пероксида водорода раствором нитрита натрия. При составлении уравнений реакций учитывайте, что при восстановлении нитритионов выделяется азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы.
-
Опыт 4. Внутримолекулярные окислительно-
восстановительные реакции
Опыты проводятся показательно для всей лаборатории!
1. Термическое разложение бихромата аммония. Поместите неболь-
шое количество кристаллического бихромата аммония в виде горки на
керамическую плитку или в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени
горелки стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной
горки. Палочку необходимо подержать несколько секунд для начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Составьте уравнение электронно-
ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подбе-
рите коэффициенты в реакции, протекающей по схеме
(NH
4)2Cr2O7
Cr2O3 + N2 + H2O.
89
2. Термическое разложение нитрата калия. В сухую пробирку по-
местите один микрошпатель кристаллической соли нитрата калия.
Нагрейте содержимое пробирки до образования пузырьков газа. Внесите в пробирку небольшую тлеющую лучинку. Отметьте наблюдаемые
явления. Запишите уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов разложения является нитрит калия. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель. Подберите коэф-
фициенты. В выводе дайте определение внутримолекулярной ОВР.
Опыт 5. Реакции диспропорционирования
1. Самоокисление – самовосстановление галогенов. Внесите в пробирку 5–7 капель бромной воды и добавьте к ней по каплям 2 М раствора щелочи до обесцвечивания раствора. Запишите уравнение реакции, учитывая, что продуктами являются бромид, гипобромит натрия
и вода. Составьте уравнения ионно-электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты. Какой из галогенов, Cl2, Br2 или I2, на ваш взгляд, в большей степени подвергается
реакции диспропорционирования? Почему для данных реакций не используется раствор F
?
2
2. Термическое разложение сульфита натрия (Na2SO3). В пробирку
поместите 3–4 кристалла сульфита натрия. Закрепите пробирку в штативе и нагрейте на спиртовке в течение 5–6 мин. В остывшую пробирку
добавьте 8–10 капель дистиллированной воды и растворите продукты
реакции. Возьмите в чистую пробирку 3–4 капли полученного раствора
и добавьте к нему 2–3 капли раствора сульфата меди CuSO
является характерным реактивом на присутствие в растворе сульфидионов S
2−
. Что наблюдаете? Сравните действие раствора CuSO4 на рас-
, который
4
твор исходной соли, предварительно растворив в воде несколько кристаллов
Na
2SO3
.
Какое еще вещество, кроме сульфида натрия, образовалось при термическом разложении сульфита натрия? К оставшемуся в пробирке раствору добавьте раствор хлорида бария. О присутствии каких анионов
свидетельствует выпавший осадок? Напишите уравнение реакции диспропорционирования Na
при прокаливании. Расставьте коэффици-
2SO3
енты. Запишите уравнения проделанных качественных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
90
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]