411-obschaya-himiya-6mb

ГЛАВА 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Важнейшие понятия. Степень окисления элемента. Окисли- тельно-восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель. Важнейшие окислители и восстановители. Основные типы окисли- тельно-восстановительных реакций. Эквиваленты окислителя и восстановителя. Метод электронного баланса. Метод электронно- ионного баланса (метод полуреакций).

Следует уметь. Определять окислитель, восстановитель в окис- лительно-восстановительных реакциях. Составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций: а) с помощью метода электронного баланса; б) пользуясь методом полурекций (для реак- ций в растворах). Рассчитывать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Дописывать продукты окисления или восстановления в правую часть уравнения реакции, если в реакции участвуют важнейшие восстановители или окислители. Проводить расчеты по уравнениям окислительно-восстановительных реакций. Применять закон эквивалентов.

7.1. Основы окислительно-восстановительных процессов

Степень окисления. Окислитель, восстановитель

Степень окисления (С.О.) – условный заряд, который возник бы на атоме, если бы все общие электроны были полностью «оттянуты» в сторону атомов с большей относительной электроотрицательно- стью (все связи ионные).

Для установления степени окисления используют следующие правила: 1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю:

N20; P40; Cu0.

2. Степень окисления одноатомных ионов равна заряду иона:

Mg2+ и Mg(+II)

3. Степени окисления щелочных и щелочноземельных металлов в их соединениях +I и +II соответственно:

+I +II

NaF CaF2.

101

4. Степени окисления водорода в соединениях: +I, –I:

5.Степени окисления кислорода в соединениях: –II, –I, +II (только

всоединении со фтором):

С целью определения степени окисления элементов можно соста- вить уравнение, приняв за х неизвестную степень окисления. Сумма степеней окисления всех элементов в молекуле равна нулю, а в слож- ном ионе – заряду иона. Для определения степени окисления хрома в хромат-ионе CrO42–составим уравнение:

x – 8 = –2; x = 6, или степень окисления хрома +VI.

Степень окисления ванадия в соединении VOSO4 определим, счи- тая, что заряд катиона VO по абсолютной величине равен заряду сульфат-иона, т.е. равен 2:

x – 2 = 2, откуда x = 4, или степень окисления ванадия +IV.

Окислительно-восстановительная реакция – реакция, в кото-

рой изменяются степени окисления элементов.

Окислитель – вещество, в состав которого входят атомы, пони- жающие свою степень окисления. Окислитель принимает электроны и сам при этом восстанавливается.

Восстановитель – вещество, в состав которого входят атомы, повышающие свою степень окисления. Восстановитель отдает электроны, сам окисляется.

Важнейшие окислители:

– вещества, содержащие элемент в максимальной С.О.:

–O2, O3;

–галогены: F2, Cl2, Br2, I2;

–I

– H2O2.

Важнейшие восстановители:

– вещества, содержащие элементы в минимальной С.О.:

– ионы: SO32–, NO2–, Sn2+, Fe2+;

102

– H2, C, CO.

В промежуточной С.О. элемент может быть и окислителем, и восстановителем:

e

Эквивалент окислителя (или восстановителя). В соответствии с определением эквивалента вещества в окислительно- восстановительных реакциях (см. п. 1.2 гл. 1), эквивалентом окисли- теля (или восстановителя) является условная или реальная частица вещества-окислителя (или вещества-восстановителя), равноценная одному электрону.

Эквивалентное число окислителя равно числу электронов, при-

нятых в данной реакции одной молекулой вещества-окислителя.

Эквивалентное число восстановителя равно числу электронов,

отданных в данной реакции одной молекулой вещества-восстановителя.

Молярная масса эквивалента окислителя (или восстановителя)

рассчитывается как отношение молярной массы окислителя (или восстановителя) к соответствующему эквивалентному числу.

Основные типы окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные (атомы окислителя и восстановителя нахо- дятся в разных молекулах):

0 +VI +II +IV

Cu + H2SO4 (конц) → CuSO4 + SO2 + H2O.

2. Внутримолекулярные (атомы окислителя и атомы восстанови- теля в одной молекуле):

–III +VI +III 0

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O.

3. Реакции диспропорционирования (атом одного элемента и окислитель, и восстановитель):

103

Na2SO3 → Na2S + Na2SO4.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных ре- акций используют два метода – метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса, или метод полуреакций. Для использо- вания метода электронного баланса необходимо знать степени окис- ления элементов; вторым способом пользуются при протекании взаимодействия в растворе, при этом нет необходимости в определе- нии степеней окисления элементов.

1. Метод электронного баланса используем для подбора коэф-

фициентов в уравнении

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2:

а) определим степени окисления элементов:

б) составим электронный баланс с учетом числа атомов в молекулах:

в) перенесем коэффициенты в уравнение:

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2;

г) проверим баланс по числу атомов кислорода.

2. Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Для того чтобы овладеть методом полуреакций, необходимо уметь писать ионные уравнения реакций, а также помнить о том, что в растворах с кислотной средой имеются молекулы воды и избыток ионов гидроксония Н3О+ (мы будем их записывать упрощенно в виде ионов водорода Н+), в щелочной среде – молекулы воды и избыток гидроксид-ионов ОН–. Рассмотрим примеры составления уравнений этим методом в различных средах.

Кислотная среда:

K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

104

В этой реакции типичный окислитель K2Cr2O7 реагирует с типич- ным восстановителем Na2SO3, при этом Cr (VI) переходит в Cr (III), а S (IV) – в S (VI). Атомы в указанных степенях окисления входят в состав растворимых солей – сильных электролитов и, соответствен-

но, в водном растворе находятся в составе ионов Cr2O72−, Cr3+, SO32−

и SO42−:

а) запишем процессы окисления и восстановления:

Cr2O72− → 2Cr3+ (восстановление); SO32− → SO42− (окисление).

Правило: для получения материального баланса в кислотной сре- де используем ионы водорода и молекулы воды.

Cr2O72− + 14Н+ → 2Cr3+ + 7Н2О; SO32− + Н2О → SO42− + 2Н+;

б) составляем электронный баланс и получаем полуреакции:

в) проводим алгебраическое суммирование обеих полуреакций:

Cr2O72− + 3SO32− + 3H2O + 14H+ → 2Cr3+ + 3SO42− + 6Н++ 7H2O;

г) приводим подобные члены:

Cr2O72− + 3SO32− + 8H+ → 2Cr3+ + 3SO42− + 4H2O;

д) переносим полученные коэффициенты в молекулярное уравне- ние реакции:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O;

е) проверяем число атомов всех элементов в левой и правой час- тях уравнения реакции.

Щелочная среда:

KMnO4 + NaNO2 + KOH → K2MnO4 + NaNO3 + H2O.

Правило: При составлении материального баланса в щелочной среде используем гидроксид-ионы и молекулы воды.

Составляем полуреакции и проводим их суммирование:

2MnO4− + NO2− + 2OH− → 2MnO42− + NO3− + H2O.

105

Молекулярное уравнение реакции:

2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O.

Нейтральная среда:

КМnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4.

Правило: При составлении материального баланса в нейтральной среде слева добавляем только молекулы воды, справа − ионы водо-

2MnO4− + 4H2O + 3Mn2+ + 6H2O → 5MnO2 + 8OH− + 12H+

Так как OH− + H+ = Н2О, справа можем получить 8H2O и 4H+, и после приведения подобных членов получим:

2MnO4− + 3Mn2+ + 2H2O → 5MnO2 + 4H+ (среда кислотная).

Молекулярное уравнение:

2КМnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.

7.2. Пояснения к лабораторной работе «Изучение окислительно-восстановительных реакций»

Целью выполнения лабораторной работы по этой теме является изучение окислительно-восстановительных свойств простых и слож- ных веществ, а также приобретение навыков составления уравнений реакций с использованием метода электронно-ионного баланса. В процессе ее выполнения вы приобретете опыт проведения экспери- ментов по спеканию веществ, познакомитесь на практике с правила- ми работы с концентрированной серной кислотой и приобретете не- которые другие навыки.

Оформление лабораторного журнала.

При подготовке лабораторного журнала к работе на левой сто-

роне разворота лабораторного журнала необходимо:

–написать название лабораторной работы (без сокращений, так как в названии сокращения недопустимы);

–для каждого опыта также написать название опыта и составить левую часть уравнения реакции (если вы уверены в том, какие будут получены продукты, можете составлять и правую часть уравнения);

–дать ответы на контрольные вопросы, которые приведены в конце работы в практикуме.

106

Во время проведения работы студент на правой стороне разворота журнала записывает наблюдения (например, раствор обесцветился, выпал осадок бурого цвета, выделился газ с резким запахом, и др.) и с учетом этого составляет правую часть уравнений.

При подготовке лабораторного журнала к защите следует соста-

вить уравнения реакций полностью, подобрать коэффициенты мето- дом электронного баланса (если в реакции принимали участие только твердые вещества и газы) или методом полуреакций (если взаимо- действие протекало в растворе). Уравнения реакций, описывающих обменное взаимодействие, следует сопровождать сокращенными ионными уравнениями.

В конце описания каждого опыта в практикуме есть вопросы. На них в журнале должен быть дан ответ.

Защита работы студентом происходит устно после программиро- ванного контроля и предъявления полностью оформленного, как ука- зано выше, лабораторного журнала.

7.3. Вариант программированного контроля по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

1. Определите, сколько электронов отдает молекула восстанови- теля в реакции

Fe2O3 + KNO3 + KOH → K2FeO4 + KNO2 + H2O.

2.Укажите атомную массу элемента, который восстанавливается

вреакции

TiOSO4 + Zn + H2SO4 → Ti2(SO4)3 + ZnSO4 + H2O.

3. Вычислите молярную массу эквивалента окислителя в реакции

Fe(OH)2 + H2O2 → FeOOH + H2O.

4. Укажите степень окисления атома восстановителя в реакции

CaH2 + H2O → H2 + Ca(OH)2.

5. Подберите коэффициенты в уравнении реакции

As2S3 + O2 + NaOH → Na2SO4 + Na3AsO4 + H2O.

В ответе укажите сумму коэффициентов в правой части уравнения.

107

Ответы

Решения

1. Составим электронный баланс:

2Fe+III – 6e → 2Fe+VI;

N+V + 2e → N+III.

Восстановителем является железо. Молекула восстановителя Fe2O3 отдает шесть электронов.

2. Запишем электронный баланс для процесса восстановления:

2Ti+IV + 2e → 2Ti+III.

Атомная масса титана равна 48.

3. Воспользуемся методом полуреакций для записи процесса вос- становления:

H2O2 + 2e → 2ОН–

Следовательно, фактор эквивалентности f для H2O2 (вещества- окислителя) равен 1/2, а эквивалентное число z равно 2. Молярная масса эквивалента окислителя составляет:

4. Составим электронный баланс для процесса окисления:

2Н–I – 2e → 2Н0.

Степень окисления атома восстановителя равна –I.

5. Используем метод полуреакций. Составим полуреакции, имея в виду, что сильными электролитами являются только соли и гидро- ксид натрия:

Молекулярное уравнение

As2S3 + 7O2 + 12NaOH = 3Na2SO4 + 2Na3AsO4 + 6H2O

Сумма коэффициентов правой части уравнения равна 11.

108

7.4. Примеры вопросов к защите лабораторной работы

1.Какие окислительно-восстановительные свойства проявляют: пероксид водорода, сероводород, перманганат калия?

2.Приведите пример реакции диспропорционирования.

3.К какому типу окислительно-восстановительных реакций отно- сится термическое разложение перманганата калия с получением манганата калия, диоксида марганца и кислорода?

4.Подберите коэффициенты методом полуреакций в уравнении

As + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO.

Укажите сумму коэффициентов в левой части уравнения. Опреде- лите молярную массу эквивалента восстановителя.

5. Подберите коэффициенты методом полуреакций в уравнении

Fe3O4 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O.

Укажите коэффициент перед формулой воды и определите молярную массу эквивалента окислителя.

6.Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и сульфатом железа (II) в среде серной кислоты. В ответе укажите сумму коэффициентов уравнения.

7.Составьте уравнение реакции между цинком и концентриро- ванным раствором серной кислоты (осадок не образуется). В ответе укажите сумму коэффициентов уравнения.

8.Составьте уравнение реакции между сульфатом олова (II) и ди- хроматом калия в среде соляной кислоты. В ответе укажите коэффи- циент при формуле восстановителя.

9.Гидроксид железа (II) окисляют кислородом с получением гид- роксида железа (III). В реакцию вступило 2,2 моль эквивалента гид- роксида железа (II). Определите объем кислорода (н.у.), вступившего

вреакцию.

10.Вычислите, какую массу сульфата олова (II) можно окислить действием 50 мл 0,1 М раствора перманганата калия в среде серной кислоты.

109

ГЛАВА 8. ЭЛЕМЕНТЫ VIA ПОДГРУППЫ

Важнейшие понятия. Общая характеристика элементов VIА под- группы. Строение атомов и характерные степени окисления халькоге- нов. Нахождение в природе, получение, применение. Сульфидные руды металлов. Физические и химические свойства простых веществ. Водо- родные соединения. Оксиды и соответствующие им кислоты. Свойства серной кислоты. Другие кислородсодержащие кислоты серы.

Следует уметь. Записывать электронные формулы атомов эле- ментов VIА подгруппы в основном состоянии и в различных степенях окисления. Знать химические формулы важнейших соединений халь- когенов. Характеризовать окислительно-восстановительные свой- ства веществ, содержащих халькогены в различных степенях окис- ления. Составлять уравнения обменных и окислительно-восстанови- тельных реакций с участием соединений халькогенов. Составлять уравнения гидролиза солей.

Элементы VIА подгруппы часто называют халькогенами, что в переводе с греческого означает «рождающие медь», так как первич- ные минералы меди являются сульфидами, селенидами и теллурида- ми, т.е. являются халькогенидами. Важнейшие характеристики этих элементов приведены в табл. 8.1.

П р и м е ч а н и е . В скобках указаны редко встречающиеся степени окисления.

110