- •Неорганическая химия способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1 Следствие
- •2 Следствие
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы сильных электролитов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы слабых электролитов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Буферные растворы
- •Кривые титрования
- •Произведение растворимости
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Окислители.
- •Окислительно-восстановительные свойства сложных веществ
- •Влияние среды реакции.
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Водород в реакциях с азотной кислотой практически не выделяется! Реакции серной кислоты
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Химическая связь.
- •Ковалентная связь
- •Метод валентных связей
- •Валентность
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Энергия связи
- •При переходе от одинарной связи двойной и тройной (между одними и теми же атомами) энергия связи возрастает, однако связь укрепляется непропорцианально увеличению её кратности.
- •Б)что длина связи уменьшается с возрастанием порядка или кратности связи, а прочность увеличивается с уменьшением длины связи.
- •Окислительно-восстановительные процессы.
- •Комплексные соединения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •4. Изобразите геометрическую форму ионов: ClO-, ClO3-, ClO4-.
Водород в реакциях с азотной кислотой практически не выделяется! Реакции серной кислоты
Концентрированная серная кислота – достаточно сильный окислитель за счет атома серы в степени окисления +6. В большинстве случаев продуктом восстановления сульфат-ионов будет диоксид серы газообразный SO2.
SO42-+ 4H+ + 2e- → SO2 + 2H2O
В случае реакции концентрированной серной кислоты с активными восстановителями сульфат-ионы могут восстановиться до элементарной серы S, или даже до сероводорода H2S. Приведем полуреакцию восстановления сульфат-иона до сероводорода.
SO42- + 10H+ +8e-→ H2S +4H2O
Как уже говорилось ранее, разбавленная серная кислота является очень слабым окислителем, и не за счет серы, а за счет водорода H+ .Поэтому полуреакция восстановления разбавленной серной кислоты будет полуреакцией восстановления водорода до Н2.
Примечание. Некоторые металлы, такие как алюминий, железо, хром, олово и др., не растворяются при обычных условиях в концентрированных серной и азотной кислотах. Это явление называется пассивацией. Оно связано с образованием на поверхности металла оксидной пленки, не реагирующей с кислотой. При нагревании, из-за термических деформаций, пленка разрушается, и растворение этих металлов происходит до конца.
Влияние температуры на состав продуктов.
Температура является важным фактором, влияющим, во-первых, на скорость реакции, и во-вторых, на устойчивость тех или иных промежуточных продуктов реакции. Оказывается, что при различных температурах устойчивыми являются и различные продукты. Так, при растворении газообразного хлора в холодных растворах щелочей образуются смесь хлорида и гипохлорита.
Cl2 + 2NaOH =NaCl + NaClO + H2O
При пропускании хлора в горячий раствор NaOH (при 90-95оС) реакция идет так:
Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
Другой пример. Термическое разложение нитрата аммония при температуре порядка 170оС протекает с образованиемN2O и воды.
NH4NO3 = N2O +2H2O
При температурах порядка 300оС разложение идет так:
NH4NO3 = N2 +2H2O+0,5О2
Рассмотрим несколько примеров определения коэффициентов в ОВР методом электронно-ионного баланса.
Пример 1. Реакция растворения меди в разбавленной азотной кислоте.
Записываем схему реакции, зная, что азотная кислота- разбавленная, следовательно продуктом ее восстановления будет NO , а медь – восстановитель, и она превратится в соль, в данном случае нитрат меди (2):
Cu + HNO3→ Cu(NO3)2 +NO +H2O
Составляем уравнения полуреакций:
Cu -2e →Cu2+ | 3
NO3- + 4H+ +3e-→ NO + 2H2O | 2
Записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение после умножения на коэффициенты:
3Cu + 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+ +2NO + 4H2O
Как видно из полученного уравнения, числа ионов Н+ и ионов NO3- не совпадают. Это означает, что из необходимых для реакции восьми молекул азотной кислоты только две восстанавливаются до оксида азота, а остальные шесть – связывают катионы меди в соль. Остается расставить коэффициенты в молекулярном уравнении.
3Cu + 8HNO3→ 3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O
Пример 2. Взаимодействие перманганата калия с нитритом калия в сернокислотной среде. В данной реакции перманганат калия – окислитель, в кислотной среде он будет восстанавливаться до иона Mn2+. Нитрит натрия – вещество, могущее быть и окислителем, и восстановителем. В данном случае оно будет восстановителем, так как предполагается контакт с сильным окислителем. Продукт его окисления – ион NO3- . Так как средой реакции служит разбавленная серная кислота, то образующиеся катионы марганца и калия будут связываться в сульфаты.
Схема реакции:
KMnO4 + KNO2 +H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Полуреакции: MnO4-+ 8H+ +5e-→ Mn2+ +4 Н2О | 2
NO2- + H2O -2e-→ NO3- + 2H+ | 5
Суммарное ионно-молекулярное уравнение:
2MnO4-+ 16H+ +5NO2- +5H2O →5NO3- + 10H+ +2Mn2+ +8 Н2О
В обеих частях уравнения присутствуют и протоны, и молекулы воды. После сокращения подобных получаем:
2MnO4-+ 6H+ +5NO2- →5NO3- + 2Mn2+ +3Н2О
Расставляем коэффициенты в молекулярном уравнении:
2KMnO4 + 5KNO2 +3H2SO4 → 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O