Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия сборник упражнений. Для студентов-иностранцев. Учебное пособие
.pdf
91
только восстановителем. Во втором соединении марганец с
промежуточной степенью окисления +4 может быть и окислителем, и восстановителем; все зависит от условий протекания
реакций и веществ, с которыми будет взаимодействовать MnO2.
Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью
окисления, также являются окислителями. Например, Cr2O
-
, NO
-
3
MnO
4
не атом с высокой степенью окисления, а весь анион, например,
не Mn+7, а весь анион MnO
, ClO
-
, ClO
3
-
. Окислительные свойства обусловливает
4
-
(перманганат-ион).
4
-2
7
Контрольные задания
1. Составьте глоссарий: окисление –; восстановление –;
окислитель –; восстановитель –; степень окисления –; слож-
ный анион –.
2. Укажите в следующих схемах реакций, какие вещества
являются окислителями, какие – восстановителями:
а) H2O → H2 + O2; б) Al + O2 →Al2O3;
в) P2O5 + H2O → H3PO4; г) HgO → Hg + O2;
д) Na + Cl2 → NaCl; е) H2O2 → O2 + H2O.
3. Расставьте коэффициенты и укажите окислительно-
восстановительные реакции:
а) S iO2 + Al → Si + Al2O3; б) Cr(OH)3 → Cr2O3 + H2O;
в) H2S + CuCl2→ CuS + HCl; г) Fe + HF → FeF2 + H2;
д) Na2O + H2O → NaOH; е) KI + Cl2 → KCl + I2;
ж) KC lO3 → KCl + O2; з) H2S + O2 → H2O + SO2.
4. Выберите из следующих элементов самый сильный окислитель и самый сильный восстановитель: натрий, кальций, галлий,
олово, хром, хлор, марганец, криптон, цезий, самарий.
5. Определите степени окисления каждого элемента в соединениях: AgNO3, FeCl2, H2, Zn(OH)2, Na2SO4, SiO2, K2Cr2O7.
6. Закончите уравнения следующих процессов:
а) Mg0 – 2e- = …; б) S+6 + 4e- = …; в) I
г) Mn+2 – 5e- = …; д) N
0
+ 6e- = …; e) 2Br-1 – 2e- = …;
2
ж) Cl+5 + 6e- = …; з) S-2 – 6e- = …; и) I
0
+ 2e- = …;
2
0
– 10e- = … .
2
,
92
4.3. Составление уравнений окислительно-
восстановительных реакций методом электронного баланса
В методе электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь
тем, что число электронов, отдаваемых восстановителем, должно
равняться числу электронов, принимаемых окислителем. Для
составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим применение этого метода
на примере реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в присутствии серной кислоты.
1. Составляется схема реакции:
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
2. Определяется, атомы каких элементов изменяют степень
окисления:
-2 +7 0 +2
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Степени окисления изменяются у атомов серы и марганца
(H2S – восстановитель, KMnO4 – окислитель).
3. Составляются электронные схемы процессов окисления и
восстановления:
S-2 - 2e- → S0 5
Mn+7 + 5e- → Mn+2 2.
Находим коэффициенты при восстановителе и окислителе
(соответственно 5 и 2 ) так, чтобы число электронов, отдаваемых
восстановителем, равнялось числу электронов, принимаемых
окислителем.
4. Расставляются коэффициенты и записывается уравнение
реакции в ионном виде:
5S-2 + 2Mn+7 = 5S0 + 2Mn+2 .
При этом величина и знак суммарного заряда в левой и пра-
вой частях уравнения должны быть равны.
5. Записывается уравнение реакции в молекулярном виде и
расставляются коэффициенты при других реагирующих веществах, элементы которых не изменяют степень окисления:
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
93
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например, кислорода; в левой части
их 2∙4 + 3∙4 = 20 и в правой 2∙4 + 4 + 8 = 20.
Рассмотрим составление уравнения реакции йодида калия с
иодатом калия в присутствии серной кислоты.
1. KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O.
-1 +5 0
2. KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O.
3. 2I-1 - 2e- → I
2I+5 + 10 e- → I
4. 10I-1 + 2I+5 = 6I
0
2
0
2
0
(или 5I-1 + I+5 = 3I
2
5
1.
0
).
2
5. 5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.
Как видно из данного примера, восстановителем и окислителем могут быть атомы одного элемента, входящие в молекулы
разных веществ.
Известно, что правильное написание уравнений реакции является выражением закона сохранения массы вещества. Сумма
зарядов исходных веществ должна быть равной сумме зарядов
продуктов реакции.
Контрольные задания
1. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты
в схемах окислительно-восстановительных реакциях:
а) S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O;
б) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
в) HCl + HClO3 → Cl2 + H2O;
г) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O;
д) P + KOH + H2O → PH3 + KH2PO4;
е) P2S3 + HNO3 → H3PO4 + SO2 + NO2 + H2O.
2. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты
методом электронного баланса:
а) Mn(OH)2 + Cl2 + KOH → MnO2 + …;
б) H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + …;
в) I2 + H2O2 → HIO3 + …;
г) MnO2 + O2 + KOH → K2MnO4 + …;
д) C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + ….
94
4.4. Тепловой эффект химических реакций
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
тепловой
эффект
выделение emission la mise en relief زاﺮﻓإ
поглощение absorption absorption لﻮﺤﺘﻟا
термохимия thermochemistry thermochimie ﺔﯿﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا ةﺰﮭﺟﻷا
энтальпия enthalpy enthalpie رﺳآ
внутренняя
энергия
стандартный standart standard ﺔﺘﺑﺎﺛ تﺎﺳﺎﯿﻗ ) لﺎﻜﺷأ
heat effect effet thermique يراﺮﺤﻟا ثﺪﺤﻟا
ﺔﯾراﺮﺤﻟا
internal energy énergie inté rieure ﺔﯿﻠﺧاﺪﻟا ﺔﻗﺎﻄﻟا
ﺔﺘﺑﺎﺛ(
При химических реакциях одни химические связи разрываются, другие образуются. Образование химических связей сопровождается выделением определенного количества энергии. Разрыв
химических связей происходит с поглощением определенного
количества энергии. В зависимости от соотношения этих величин
в результате реакции выделяется или поглощается химическая
энергия. Часто при химических реакциях химическая энергия
переходит в тепловую или тепловая энергия переходит в химическую.
Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют экзотермическими:
H
2 (г)
+ Cl
= 2HCl
2 (г)
; ∆Ho= -184,6 кДж.
(г)
Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окру-
жающей среды, называют эндотермическими:
N
2 (г)
+ O
2 (г)
= 2NO
; ∆Ho = +180,8 кДж.
(г)
Количество выделенной или поглощенной в результате хи-
мической реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции
∆H (читается «дельта аш») и выражают в килоджоулях (кДж).
Химические уравнения, в которых указана величина теплового
эффекта реакции, называются термохимическими.
Расчет теплового эффекта реакции проводят при стандарт-
ных условиях (t = 25oC и Р = 101,3 кПа). В термохимических
95
уравнениях обязательно указывается агрегатное состояние веществ: жидкое (ж), газообразное (г), твердое (т):
2H
+ O
2H
2(г)
2(г)
+ O
= 2H2O
2(г)
= 2H2O
2(г)
; ∆Ho= -484 кДж;
(г)
; ∆Ho= -572 кДж.
(ж)
Разберем смысл теплового эффекта реакции. Каждое веще-
ство обладает энергией, состоящей из энергии молекул или
атомов и энергии всех видов движения материи, мерой которой
является специальная величина, называемая энтальпией (Н).
Вся энергия вещества, которая в результате химических или
физических процессов может быть превращена в теплоту при
постоянном давлении, называется энтальпией.
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении ∆H
представляет собой разность энтальпий конечных продуктов
реакции (обозначается Н
(обозначается Н
исх
)
) и исходных реагирующих веществ
кон
∆H = Н
кон
– Н
исх
.
Если энтальпии конечных веществ меньше энтальпий ис-
ходных веществ, то тепловой эффект отрицательный ∆H < 0, т. е.
теплота выделяется (экзотермический процесс).
Если энтальпии конечных веществ больше энтальпий исход-
ных веществ, то тепловой эффект положительный ∆H > 0, т. е.
теплота поглощается (эндотермический процесс).
Знак минус перед значением ∆H для экзотермических реак-
ций означает, что запаса энергии в конечных веществах меньше,
чем в исходных веществах. Знак плюс перед значением ∆H для
эндотермических реакций указывает на то, что конечные вещества
обладают большей энергией по сравнению с исходными веществами, поэтому они поглощают теплоту из внешней среды.
Очевидно, если реакция соединения протекает с выделением
теплоты, то обратная ей реакция – реакция разложения – будет
идти с поглощением теплоты. Если же реакция соединения
протекает с поглощением теплоты, то обратная ей реакция разложения будет протекать с выделением теплоты.
Рассмотрим пример использования термохимических урав-
нений для расчетов.
96
Пример. Определите массу серы и объем кислорода, если в
результате их реакции при стандартных условиях выделилось
118,8 кДж теплоты.
Дано:
∆H = - 118,8 кДж
S
+ O
(т)
Решение
= SO
2(г)
; ∆Ho= -297 кДж.
2(г)
1. Определяем количество вещества
Найти:
m (S)
серы, вступающей в реакцию согласно
термохимическому уравнению:
V (O2)
1 моль S – 297 кДж
x моль S – 118,8 кДж; x = 0,4 моль.
2. Находим количество вещества кислорода, который обра-
зуется в результате реакции. На основании уравнения составляем пропорцию:
1 моль O
x моль O
2
2
– 297 кДж
– 118,8 кДж x = 0,4 моль.
3. Переходим от количества вещества серы к ее массе:
m(S) = n(S) · M(S) = 0,4 · 32 = 12,8 г.
4. Определяем объем кислорода, который расходуется на го-
рение серы ( Vm = 22,4 дм3/моль – молярный объем газа):
V(O2) = n(O2) · Vm = 0,4 · 22,4 = 8,96 дм3.
Ответ: m (S) = 12,8 г; V (O2) = 8,96 дм3.
Контрольные задания
1. Составьте глоссарий: химическая связь –; реакции: эн-
до- и экзотермические –; тепловой эффект реакции –; энтальпия –; термохимическое уравнение –.
2. По термохимическому уравнению синтеза воды:
2H
2 (г)
+ O
= 2H2O
2 (г)
; ∆Ho= -572 кДж
(ж)
определите, какое количество теплоты выделится, если в реакцию
вступило: а) 16 г кислорода; б) 67,2 дм3 водорода; в) образовалось
72 г воды.
97
3. По термохимическому уравнению горения метана:
СH
4 (г)
+ 2O
= СО
2 (г)
+ 2H2O
2 (г)
; ∆Ho= -892 кДж
(ж)
рассчитайте, какое количество теплоты образуется при сгорании:
а) метана массой 0,032 кг; б) какой объем оксида углерода (IV)
образуется, если выделяется 111,5 кДж теплоты (н. у.)?
4. Определите тепловой эффект реакции:
С2H
4 (г)
+ 3O
= 2СО
2 (г)
+ 2H2O
2 (г)
(ж)
,
если при сгорании этена (этилена) объемом 2,24 дм3 (н. у.) выделяется 140 кДж теплоты.
4.5. Скорость химических реакций
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
скорость реакции reaction rate vitesse de la réaction ﺔﻟدﺎﻌﻤﻟا ﺔﻋﺮﺳ
концентрация concentration concentra tion ﺔﻓﺎﺜﻜﻟا
кинетика ki n etics cinétique ﺎﻛﯾﺗﻧﯾﻛﻟا مﻠﻋ
ﺔﻛرﺣﻟا
столкновение collision collision ماﺪﻄﺻا
гомогенный homogeneous homogène ﻚﺳﺎﻤﺘﻣ مد
гетерогенный het ero geneous hétérogène ﻒﻠﺘﺨﻣ مد
энергия
активации
катализатор catalyst catalyseur زﺎﻔﺣﻟا
замедлять to slow down ra lentir ءﺎﻄﺑإ
ингибитор inhibitor inhibiteur ﻊﻧﺎﻣﻟا
activatio n
energy
énergie de activation ﺔﻄﺸﻨﻤﻟا ﺔﻗﺎﻄﻟا
Скорость химических реакций выражается изменением молярной концентраций реагирующих веществ (число моль растворенного вещества в 1 дм3 раствора; моль/дм3) в единицу времени
(секунду или минуту). Если, например, исходная концентрация
одного из реагирующих веществ составляла 1 моль/дм3, а через 4
секунды от начала реакции она стала 0,6 моль/дм3, то скорость
реакции будет равна (1 – 0,6) / 4 = 0,1 моль/(дм3·с).
98
Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей
D
-
D
D
Рис. 21
. Изменение концентрации реагирующего
по уравнению: A + B = C + D (рис. 21).
-=cv
t
D
t
t
вещества А во времени
В начале реакции в некоторый момент времени τ1 концентрация вещества А максимальна и равна c1, скорость химической
реакции также максимальна. Через некоторое время ∆τ = τ2 – τ
уменьшится концентрация вещества А и скорость химической
реакции также уменьшится (концентрация вещества А станет с2,
при этом с2 < с1). Средняя скорость химической реакции за
указанный промежуток времени будет равна:
2
1
1
Скорость химической реакции - величина положительная.
Если в уравнении скорости реакции учитывать изменения концентраций реагирующих веществ, то в правой части уравнения ставят
знак минус, так как концентрации этих веществ уменьшаются.
Если же в уравнении учитывать изменения концентраций образующихся веществ, то в правой части уравнения ставят знак плюс,
так как концентрации этих веществ увеличиваются:
=
v
12
-
12
+=cv
ccc
.
-=
ttt
D
.
t
D
99
Скорость химических реакций зависит от следующих фак-
v
торов.
Влияние природы реагирующих веществ. Соединения с
ионной или ковалентной полярной связью в водных растворах
взаимодействуют между собой очень быстро. Скорость взаимодействия между собой соединений с неполярной ковалентной
связью разная и зависит от их химических свойств.
Влияние состояния реагирующих веществ. Скорость хи-
мических реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ. Чем она больше, тем скорость реакции выше.
Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы
осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их
молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем
больше, чем выше концентрации реагирующих веществ.
Норвежские ученые К.Н. Гульдберг и П. Вааге в 1876 году
сформулировали основной закон химической кинетики (закон
действующих масс): скорость химической реакции прямо про-
порциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для общей реакции этот закон выражается уравнением
= k · с(А) · с(В),
где с(А) и с(В) – молярные концентрации веществ А и В;
k – коэффициент пропорциональности, называемый константой
скорости реакции.
Физический смысл константы скорости реакции заключается в том, что она равна скорости реакции, если концентрации
реагирующих веществ равны 1 моль/дм3. Константа скорости
реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.
В случае гетерогенных реакций в выражение скорости реакции входят концентрации только тех веществ, которые находятся в
газовой фазе или в растворе. Например, для реакции горения серы:
S
+ O
2(г)
= SO
(т)
скорость реакции равна:v=k · с(O2).
2(г)
100
Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от
температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 - 4 раза.
Математически эта зависимость выражается соотношением
ttvv-
12
10
,
×=
g
12
где
v ,1v - скорости реакции при конечной (t
2
) и начальной (t1)
2
температурах;g – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость
реакции с повышением температуры реагирующих веществ
на 10оС.
Влияние температуры на скорость химических реакций объясняет теория активации, согласно которой только активные
молекулы вступают в химические взаимодействия, так как они
обладают энергией, достаточной для осуществления реакции.
Процесс сообщения неактивным молекулам дополнительной
энергии (например, нагреванием) называется активацией. Она
необходима для разрыва или ослабления химических связей в
молекулах исходных веществ.
Энергия, которую необходимо сообщить одному моль реагирующего вещества, чтобы все его молекулы стали активными,
называется энергией активации данной реакции.
Повышение температуры увеличивает число активных молекул в системе и скорость химической реакции увеличивается.
Влияние присутствия катализаторов. Скорость химиче-
ской реакции изменяется в присутствии некоторых веществ.
Вещества, которые изменяют скорость, но не входят в состав
продуктов реакции, называют катализаторами. Изменение скорости реакции в присутствии катализаторов называют катализом, а
реакции – каталитическими. Количество вещества катализатора,
вводимого в систему, обычно в тысячи меньше, чем количества
реагирующих веществ. Катализаторы, которые увеличивают
скорость реакции, называются положительными. Например,
скорость реакции разложения хлората калия увеличивается в
присутствии оксида марганца (IV):
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]