И влияние среды на характер протекания реакций

⇐ Предыдущая 2 3 4 5 6 7 8910 11 Следующая ⇒

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

H₂SO_4(раз) (HCl является сама восстановителем, а H₂SO_4(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+ H₂SO₄Mn 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⁺+ 5 e = Mn²⁺ + 4 H₂O 2

NO₂+ H₂O − 2 e = 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;

SO₃^2-+ 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⁻;

MnO₄^{2 —}1e = MnO₄⁺ 2

MnO₄²⁻+ 2 H₂O + 2e = MnO₂+ 4OH⁻1

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⁺⁷Mn⁺²;Fe⁺³ Fe⁺²;Cu⁰ Cu⁺²;

Cl⁻¹Cl⁰;Fe⁺² Fe⁰;N⁺³N⁺⁵;

N⁺² N⁰; Pb⁺⁴ Pb⁺²; N^-3 N⁺²;

S⁺⁶ S^-2; Cl⁺⁵ Cl_.⁺³; As⁺³As⁺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.

Nа₂РО₄+ НОН = Nа₂НРО₄+ NаОН;

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

РО₄³+ НОН = НРО₄²⁻+ ОН⁻;

Nа₂НРО₄+ НОН = Nа₂НРО₄+ NаОН;

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

НРО₄²⁻+ НОН = Н₂РО₄⁻+ ОН⁻;

Nа₂НРО₄+ НОН = Nа₃РО₄+ NаОН;

Nа⁺+ 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.

NН₄Сl + 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)₃и 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) ВеСl₂и МgСl₂;

б) (NH₄)₂S и NH₄Сl₂;

в) К₂SО₃и К₂СО₃;

г) FeSО₄и Fe₂(SО₄)₃;

д) Nа₂S и Nа₂Sе?

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

а) NаСl; К₂SО₃; Fe(NО₃)₂;

б) К₂SО₄; 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; К₂SО₄; NаNО₃; КСl

указывает на кислую, щелочную или нейтральную реакцию?

11 Добавление каких из перечисленных веществ к раствору соли FeСl₃усилит 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:

D _r H⁰(298 К) = 51,35 кДж; D _r 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 (С _КС_N = С _К_F = 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

⇐ Предыдущая 2 3 4 5 6 7 8910 11 Следующая ⇒

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: