Методичк Рязановой

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций дает такой же результат, как и метод электронного баланса.

Типовые задачи

Задача 1

Составить электронное уравнение, соответствующее превращениям:

Решение

−2

1) Se0 → Se

Нейтральный атом приобрел отрицательный заряд, следовательно, он присоединил электроны:

+6

2) Se → S e

Положительная степень окисления возникает, если атом отдает электроны (или происходит смещение электронов в сторону другой атомной частицы):

Появление отрицательной степени окисления свидетельствует о присоединении электронов, имеющих отрицательный заряд. Так как изменился знак степени окисления, количество присоединяющихся электронов полностью нейтрализует заряд исходной частицы и обеспечивает возникновение избыточного отрицательного заряда:

Составим электронные уравнения:

+5 +8е− → −3 восстановление

N N

7) NO 3− → NO −2

Определим, какие степени окисления изменились:

Задача 2

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции на основании схемы:

Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

разб.

Решение 1. Определим степени окисления элементов, которые изменились в процессе ре-

акции:

2. Составим электронные уравнения:

0 −2е− → +2

Zn Zn

+5 +10 е− → 0

2N N2

Электронное уравнение, характеризующее превращение азота, составляем для двух атомов, так как молекула продукта N2 содержит два атома азота.

3. На основании правила электронного баланса находим коэффициенты для восстановителя, окислителя и продуктов их превращения:

4. Уравниваем окислительно-восстановительный процесс, ставим найденные коэффициенты в уравнение реакции:

5Zn + HNO3 → 5Zn(NO3)2 + N2 + H2O

122

5. Уравниваем обменный процесс; уравняем по азоту:

5Zn + 12HNO3 → 5Zn(NO3)2 + N2 + H2O

6. Уравняем по водороду:

5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

7. Проверим по кислороду. В левой и правой частях уравнения по 36 атомов кислорода.

Задача 3

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 →

окисл. восст. среда

Решение

1. Так как KМnO4 является сильным окислителем, а Na2SO3 обладает восстановительными свойствами, Н2SO4 создает благоприятную кислую среду, реакция активно проходит.

KМnO4 превращается в соль двухзарядного марганца, сульфит окисляется до сульфата. Побочными продуктами реакции являются К2SO4 и Н2О. Составляем схему реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

2. В процессе реакции изменяются степени окисления марганца и серы:

3. Составляем электронные уравнения:

М+7n +5е− →М+2n

+4 −2е− → +6

S S

4. Уравнивая количество электронов, отданных восстановителем, и количество электронов, принятых окислителем, на основании метода электронного баланса получаем:

5. Переносим найденные коэффициенты в уравнение реакции перед соответствующими веществами:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O

123

6.Проверяем по калию – он уравнен.

7.Уравнивая по сере (8 атомов справа), получаем:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O

8. Уравниваем по водороду:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

9. Проверяем по кислороду. В левой и правой частях уравнения получилось по 35 атомов кислорода.

Замечание. При составлении электронных уравнений следует учитывать количество атомов восстановителя и окислителя в молекуле.

Если в состав молекулы окислителя или восстановителя входят не один, а два атома элемента, изменившего степень окисления, то соответствующее электронное уравнение надо удвоить.

Пример

KMnO4 + КI + H2SO4 → ?

окисл. восст. среда

В кислой среде восстановление перманганата калия идет наиболее глубоко, до Mn2+. Ионы I−, отдавая электроны, превращаются в свободный йод I2, ионы калия образуют побочный продукт реакции К2SO4, ионы водорода дают воду:

KMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Составляем электронные уравнения.

Так как I2 содержит два атома йода, соответствующее электронное уравнение удваиваем:

Уравнивая окислительно-восстановительный процесс, получаем:

2KMnO4 + 10KI + H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + H2O

Уравнивая обменный процесс по калию и водороду, получаем:

2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Проверка. В левой и правой частях уравнения – по 40 атомов кислорода.

124

Таблица 43

КИНЕТИЧЕСКИЕ ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Природа реагирующего вещества

* Применяемые обозначения: V – скорость реакции; К – константа скорости реакции; С – концентрация; γ – температурный коэффициент; t – температура.

126

V= K[H2]2[O2]

2.Скорость реакции можно увеличить, если повысить температуру (увеличится число активных молекул); увеличить давление (при этом уменьшится объем реагирующих газов, следовательно, увеличится концентрация реагирующих веществ).

3.Определим условия смещения химического равновесия в сторону продуктов реакции на основе правила Ле-Шателье:

1)увеличим концентрацию О2 → вправо;

2)увеличим давление → вправо, в сторону образования меньшего количества мо-

лекул:

3) так как прямая реакция идет с выделением тепла (экзотермическая), температуру нужно понижать (отводить), тогда равновесие будет смещаться вправо.

Пример 2

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 − Q

Решение 1. При составлении выражения для скорости прямой реакции следует учесть агре-

гатное состояние реагирующих веществ. Концентрация твердых веществ не должна входить в это выражение.

Следовательно: V = K[CO]3.

2. Составим выражение для константы равновесия реакции, учитывая, что концентрации твердых веществ не входят в это выражение:

Кр = [СО2 ]33 [СО]

3.Скорость прямой реакции можно повысить, увеличивая концентрацию СО, повышая давление (увеличится концентрация СО за счет уменьшения объема), повышая температуру (увеличится число активных молекул).

4.Определим условия смещения равновесия в сторону продуктов реакции на основе правила Ле-Шателье:

1)увеличение ССО → вправо;

2)повышение температуры, так как прямая реакция является эндотермической;

3)повышение давления на смещение равновесия не влияет, так как число молекул газа исходного вещества и продукта реакции одинаково.

128

Раздел 8 . Комплексные соединения

Нужно знать: современные представления о комплексных соединениях; координационную теорию Вернера; факторы, влияющие на устойчивость комплексных соединений; значение комплексных соединений.

Нужно уметь: составить формулу комплексного соединения, образованного данным комплексообразователем с определенным лигандом; составить уравнение его диссоциации и выражение константы нестойкости комплексных соединений.

Опорные понятия

Комплексные соединения – это сложные химические вещества высшего порядка, характеризующиеся наличием донорно-акцепторных связей.

Состав комплексного соединения. Молекула комплексного соединения содержит внутреннюю координационную сферу, состоящую из комплексообразователя и лигандов, и внешнюю сферу.

Комплексообразователь – центральный ион комплексного соединения. Хорошие комплексообразователи – катионы d-металлов (Сu2+, Zn2+, Fe3+, Fe2+), некоторых р-металлов (Al3+, Pb2+, Sn2+). Плохие комплексообразователи – катионы щелочных и щелочноземельных металлов.

Лиганды – анионы (F–, Cl–, I–, NO2–, CN–, OH–) или полярные молекулы (NH3, H2O, CO), координирующиеся вокруг комплексообразователя.

Координационное число (КЧК) – число, показывающее количество лигандов, координирующихся вокруг комплексообразователя. Обычно КЧК в два раза больше заряда комплексообразователя (хотя могут быть и другие величины).

Внутренняя координационная сфера (ВКС), или комплексный ион, состоит из комплексообразователя и лигандов. Степень окисления ВКС равна алгебраической сумме

+3 −

степеней окисления комплексообразователя и лигандов. Например: [Fe(C N)6 ]3−.

Внешняя сфера – ион, нейтрализующий координационную сферу. Внешняя сфера имеет степень окисления, равную по величине и противоположную по знаку степени окисления внутренней сферы.

Примеры комплексных соединений: 1) гексацианоферрат (III) калия

+3

K3 [Fe(CN)6− ]−3

внутренняя сфера (комплексный ион)

129

2) тетрааммин меди (II) сульфат

+2

[Cu(NH30 )4 ]+2 SO−4 2

внутренняя сфера (комплексный ион)

Диссоциация комплексных соединений идет в две ступени. На первой ступени мо-

лекула комплексного соединения диссоциирует на внутреннюю и внешнюю сферы по типу сильного электролита. На второй стадии внутренняя координационная сфера диссоциирует на ионы комплексообразователя и лиганды незначительно, то есть по типу слабого электролита.

Пример

Устойчивость комплексных соединений характеризуется с помощью константы нестойкости Кн.

Константа нестойкости выводится на основе закона действия масс, исходя из уравнения диссоциации внутренней координационной сферы:

[Fe(CN)6] 3− Fe3+ + 6CN −

Чем меньше диссоциирует комплексный ион, тем меньше концентрация ионов комплексообразователя и лигандов в растворе, тем меньше величина Кн.

Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексное соединение. Составление реакций обмена с участием комплексных соединений нужно прово-

дить на основе правил составления любых обменных реакций. Чтобы не допустить ошибок, следует уделить должное внимание составлению формул продуктов реакции и их проверке. Целесообразно сделать следующее:

1.Обозначить степени окисления ионов исходных веществ и продуктов реакции.

2.Найти индексы в молекулах получившихся веществ и проверить электронейтральность молекул.

3.Уравнять сначала по многозарядным, а затем по однозарядным ионам.

Пример

Составить формулу комплексного соединения, образованного Zn2+. Написать уравнение его диссоциации, выражение для константы нестойкости. Составить уравнение обменной реакции с его участием.

130