Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






И влияние среды на характер протекания реакций




Для составления уравнений химических реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и получающихся в результате реакций. Продукты реакции устанавливаются или экспериментально, или на основании известных свойств элементов.

В исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковое число одних и тех же атомов (закон сохранения массы вещества).

Число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем.

Одним из методов составления уравнений ОВР является метод электронного баланса. Заключается он в определении степеней окисления частиц, подвергающихся окислению и восстановлению с последующим сведением электронного баланса. Например:

 

S0 + O20 = S4+O22− .

 

Окисление серы сопровождается отдачей четырех электронов и присоединением их кислородом. Этот процесс перераспределения электронов может быть выражен электронными уравнениями:

 

S0 − 4e = S4+ − процесс окисления;

O20 + 4e = 2 O2− − процесс восстановления.

 

При окислении − восстановлении должен соблюдаться баланс отданных и присоединенных электронов. Для сбалансирования отданных и присоединенных электронов справа (или слева) от электронного уравнения проставляются множители, являющиеся коэффициентами уравнения.

Например:

Fe3+Cl3+ H+I I20 + Fe2+Cl2+ H+ Cl

Fe3+ + 1e = Fe2+ 2 − процесс восстановления;

2I+ − 2e = I20 1 − процесс окисления.

 

В этой связи уравнение данной реакции может быть записано в молекулярном виде так:

 

2 FeCl3 + 2 HI = I2 + 2 FeCl2 + 2 HCl.

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, целесообразно использовать электронно-ионный метод, который точнее отражает истинные изменения веществ в процессе ОВР, учитывая характер среды.

Для создания в растворе кислой среды обычно используют

H2SO4(раз) (HCl является сама восстановителем, а H2SO4(конц), HNO3 – сильными окислителями). Для создания щелочной среды применяются главным образом NaOH или KOH.

При составлении уравнений с участием среды необходимо руководствоваться следующими правилами:

1) если образующиеся соединения содержат больше кислорода, чем исходные, то недостающее количество кислорода пополняется в кислой и нейтральной средах за счет воды с освобождением катионов водорода (Н+), а в щелочных средах – за счет ионов ОН с выделением молекул воды;

2) если образующиеся соединения содержат меньше кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных средах – с молекулами воды с образованием гидроксильных групп ОН.

Рассмотрим примеры составления уравнений в зависимости от среды:

 

Кислая среда:

Записываем молекулярную схему реакции:

 

 

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 Mn SO4 + KNO3 + K2 SO4 + H2O.

 

Составляем ионную схему реакций, включая те частицы,

которые изменяют свою степень окисления в процессе реакции, а также частицы, характеризующие среду. При этом необходимо учесть, что в ионных уравнениях сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газы и осадки − в виде молекул:

 

MnO4+ NO2 + H+ Mn2+ + NO3+ H2O.

 

Записываем раздельно процессы восстановления и окисления в электронно - ионном виде, используя правила 1 и 2:

 

MnO4+ 8 H+ Mn2+ + 4 H2O − восстановление.

 

В правой части уравнения суммарный заряд равен +2, а в левой +7.

Чтобы сбалансировать заряд, надо к левой части уравнения прибавить 5 электронов:

 

MnO4+ 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O;

NO2+ H2O NO3+ 2H+ − окисление.

 

В правой части уравнения суммарный заряд равен +1, а в левой –1. Чтобы суммы зарядов в обеих частях системы были одинаковыми, надо из левой части отнять 2 электрона:

 

NO2+ H2O − 2e = NO3 + 2 H+.

 

Так как общее число электронов, принятых окислителем, должно быть равно общему числу электронов, отданных восстановителем, умножаем первое уравнение на 2, а второе на 5:

 

 

MnO4 + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O 2

NO2 + H2O − 2e = NO3 + 2H+ 5 .

 

 

Сложив эти уравнения (с учетом найденных коэффициентов), получаем сокращенное уравнение данной реакции:

2 MnO4+16 H+ + 5 NO2+5 H2O = 2Mn2+ + 5NO3+ 10H+ + 8 H2O;

2 MnO4+ 6 H+ + 5 NO2= 2 Mn2+ + 5NO3 + 3 H2O.

 

По данному уравнению записываем уравнение в молекулярной форме:

 

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5 KNO2 = 2 MnSO4 + 5KNO3 + K2 SO4 +3 2O.

 

Аналогично составляем уравнение реакций, протекающих в нейтральной и щелочной средах.

 

Щелочная среда:

NaSO3 + KmnO4 + KOH NaSO4 + K2 MnO4 + H2O;

 

SO32- + MnO4+ OH SO42− + MnO42− + H2O.

 

SO32− + 2 OH− 2e = SO42− + H2O − процесс окисления

MnO4 + 1e = MnO42− − процесс восстановления.

 

SO32− + 2 MnO4+ 2OH= SO42− + 2 MnO42− + H2O.

 

Или в молекулярной форме:

NaSO3 + 2 KmnO4 + 2 KOH = NaSO4 + 2 K2 MnO4 + H2O.

 

Нейтральная среда:

K2MnO4 + H2O KmnO4 + MnO2 + KOH;

MnO42− + H2O MnO4+ MnO2 + OH;

MnO42 — 1e = MnO4+ 2

MnO42− + 2 H2O + 2e = MnO2 + 4OH1

 

3 MnO42− + 2H2O = 2 MnO4+ MnO2 + 4OH;

3 K2MnO4 + 2 H2O = 2 KmnO4 + MnO2 + 4 KOH.

Задачи

1 Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным? Как определяют степень окисления?

 

2 Какие вещества называются окислителями, какие –восстановителями?

 

3 Как изменяется степень окисления атомов при окислении, восстановлении?

 

4 Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства, а многие неметаллы могут быть и окислителями и восстановителями? Приведите примеры.

 

5 Какие свойства в ОВР будет проявлять сера, находясь в степени окисления 0, −2, +6?

 

6 В каких из приведенных ниже веществ сера может проявлять только восстановительные свойства:

 

S, H2S, SO2, K2SO4, K2 S, SO2, H2SO4 ?

 

7 Какие свойства проявляет Н2 в реакциях:

 

Н2 + Сl2 = 2 НСl;

Н2 + Са = СаН2.

 

8 Сколько молей HNO3 нужно взять для окисления цинка в реакции, протекающей по уравнению:

 

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O ?

 

9 Чему равен окислительный эквивалент в реакции,

выраженной уравнением:

 

K2 MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH ?

 

10 Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор? Почему? Составить формулы соединения кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

11 Какой процесс (окисления или восстановления) происходит: когда нейтральные атомы превращаются в положительно заряженные ионы; в отрицательно заряженные ионы?

12 Укажите валентность и степень окисления каждого атома в молекулах: Cl; H2O; N2; P; H2S; NH3.

13 Какие из приведенных ниже схем выражают процесс окисления, а какие – восстановления:

 

Mg0 Mg +2; Cr+3 Cr+6 ; N+5 N+2;

Mn+7 Mn+2; Fe+3 Fe+2 ; Cu0 Cu+2;

Cl−1 Cl0 ; Fe+2 Fe0 ; N+3 N+5;

N+2 N0; Pb+4 Pb+2; N-3 N+2;

S+6 S-2; Cl+5 Cl.+3; As+3 As+5 ?

 

14 3акончить уравнение реакции и расставить коэффициенты:

 

Ca + HNO3(к) = B + H2SO4 =

K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4 = KmnO4 + FeSO4 + H2SO4 =

Cu + HNO3 = P + HNO3(к) =

I2 + Cl2 + H2O = FeSO4 + KclO3 + H2SO4 =

C + HNO3 = Cu + H2SO4 =

NaI + KмnO4 + KOH = KmnO4 + Na2SO3 + KOH =

Ba + H2SO4 = As + H2SO4 =

Na2 SO3 + KmnO4 + H2O = K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 =

Mg + HNO3 = Zn + HNO3 =

As + HNO3 = K2Cr2O7 + Zn2 + H2SO4 =

Na2SO3 + KmnO4 + H2O = Mg + H2SO4 =

Na2Cr O2 + PbO2 + NaOH = S + HNO3 =

Mg + H2SO4 = Cl2 + H2 S+ H2O = ..

 

15 Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель:

 

FeCl3 + KI = FeCl2 + KCl + I2;

Na2Cr2O7 + H2S + HCl = CrCl3 + S + NaCl + H2O;

PbO2 + HCl = PbCl2 + Cl + H2O;

PbS + HNO3 = PbSO4 + NO2 + H2O;

HNO3 + H2S = NO + S + H2O;

Zn + H3AsO3 + H2SO4 = AsH3 + ZnSO4 + H2O;

Mn(OH)2 + Cl2 + KOH = MnO2 + KCl + H2O;

SnCl2 + I2 + KCl = SnCl4 + KI;

KCrO2 + Br2 + KOH = K2Cr2O7 + KBr + H2O;

HgCl2 + FeCl2 = Hg + FeCl2.

Гидролиз солей

Гидролизом называют обменные химические реакции, протекающие с участием воды.

Гидролиз солей− это взаимодействие ионов соли с водой,

приводящее к образованию слабого электролита. Различают три случая гидролиза:

1 Гидролиз по аниону, или гидролиз солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

В результате гидролиза раствор подщелачивается, например:

 

СН3СООNа + НОН = СН3СООН + NаОН (молекулярная форма).

СН3СОО+ Nа+ + НОН = СН3СООН + Nа+ + ОН (полная ионная форма).

СН3СОО+ НОН = СН3СООН + ОН (краткая ионная форма).

 

Если кислотный остаток многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато через образование кислых солей.

 

 

2РО4 + НОН = Nа2НРО4 + NаОН;

3Nа+ + РО43− + НОН = 2 Nа+ + НРО42− + Nа++ ОН;

РО43 + НОН = НРО42− + ОН;

2НРО4 + НОН = Nа2НРО4 + NаОН;

2Nа+ + НРО42−+ НОН = Nа+ + Н2РО4+ Nа+ + ОН;

НРО42− + НОН = Н2РО4+ ОН;

2НРО4 + НОН = Nа3РО4 + NаОН;

+ + Н2РО4+ НОН =3 Nа+ + РО43− +2Nа+ + ОН;

Н2РО4+ НОН = Н3РО4 + ОН.

 

Третья ступень гидролиза при обычных условиях практически не идет.

 

2 Гидролиз по катиону, или гидролиз солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Характер среды – кислый.

 

4Сl + НОН = NН4ОН + НСl; NН4+ + НОН = NН4ОН + Н.

Если катион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато через образование основных солей:

FeСl3 + НОН = FeОН Сl2 + НСl; FeОН Сl2 + НОН = Fe (ОН)2Сl + НСl;

Fe3+ + НОН = FeОН2++ Н+; FeОН2++ НОН = [Fe (ОН)2]+ + Н+;

Fe (ОН)2Сl + НОН = Fe (ОН)3 + НСl; [Fe (ОН)2]++НОН = Fe(ОН)3 + Н.

Третья ступень гидролиза при обычных условиях практически не протекает.

3 Гидролиз по катиону и аниону, или гидролиз солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

NH4C N + HOH = NH4OH + HCN.

 

Такие соли практически гидролизуются полностью.

Необратимый гидролиз имеет место, если в результате его образуется осадок или газообразное вещество, т. е. одно или два вещества удаляются из сферы реакции.

Так, при взаимодействии солей ионов Al3+, Cr3+ с растворами сульфидов и ионов карбонатов выпадают гидроксиды металлов и в виде газов выделяется H2S или СО2 :

Al2(SO4)3 + 3 Na2S + 3H2O = 2 Al(OH)3 +3 H2S +3 Na2SO4;

2 CrCl3 +3 Na2 CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3 +6 NaCl+3 CO2 .

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются, так как при этом не образуется слабого электролита.

Количественной характеристикой гидролиза служит степень гидролиза h, под которой понимают отношение числа молекул n, подвергнувшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул:

 

N ∙(h = n / N).

 

Степень гидролиза определяется природой соли, концентрацией раствора и температурой.

При нагревании раствора степень гидролиза возрастает. Уменьшение концентрации раствора усиливает гидролиз по катиону или аниону. При гидролизе солей по катиону и аниону степень гидролиза зависит от разбавления.

 

Контрольные вопросы и задачи

1 Что называется гидролизом, гидролизом соли?

 

2 Написать молекулярные и ионные уравнения растворения в соляной кислоте осадков Cr(ОН)3 и Zn(ОН)2.

 

3 Как влияет нагревание и разбавление раствора на степень гидролиза?

 

4 Привести пример необратимого гидролиза.

 

5 Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются?

 

6 Какую среду имеют водные растворы солей: Аl(NO3)3; К3РО4?

 

7 Как можно ослабить и предотвратить гидролиз соли FeCl3?

 

8 Какая соль в каждой из указанных ниже пар гидролизуется сильнее:

 

а) ВеСl2 и МgСl2;

б) (NH4)2S и NH4Сl2;

в) К23 и К2СО3;

г) FeSО4 и Fe2(SО4)3 ;

д) Nа2S и Nа2Sе?

 

9 В каком из приведенных ниже рядов все соли подвергаются гидролизу:

 

а) NаСl; К23; Fe(NО3)2;

б) К24; Al2(SO4)3; ZnСl2;

в) К2S; МgСl2; Са(NО3)2;

г) NаРО4; AlСl3; К2СО3?

 

10 Какая окраска лакмуса в водных растворах:

 

К2СО3; К2S; FeСl2; ZnSO4; К24; NаNО3; КСl

 

указывает на кислую, щелочную или нейтральную реакцию?

 

11 Добавление каких из перечисленных веществ к раствору соли FeСl3 усилит ее гидролиз:

 

НСl, КОН, ZnСl2, Nа2 СО3?

 

 

12 Что произойдет при сливании растворов солей К2S и CrCl3? Написать уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

 

13 Что произойдет при сливании растворов солей Na2CO3 и FeCl3? Написать уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

 

14 Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей: FeCl3 и Na2S и указать реакцию среды их водных растворов.

15 Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли Na2CO3. Вычислить константу, степень и рН гидролиза в 0,01 М раствора этой соли.

 

16 Рассчитать константу, степень и рН гидролиза соли NН4Cl в 1 М раствора, используя значение термодинамических характеристик. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этой соли:

 

DrH0(298 К) = 51,35 кДж; Dr S0 (298 К) = − 4,67 Дж/К.

 

17 Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли CrCl3. Вычислить константу, степень и рН гидролиза в 0,01 М раствора этой соли.

 

18 Какая из двух солей, КСN или КF, при равных условиях (СКСN = СКF = 0,1 моль/л) в большей степени подвергается гидролизу? Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этих солей. Ответ мотивировать расчетом степеней гидролиза.

Ионные реакции

 







Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2020 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных