close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

9.601 Окислительно-восстановительные реакции

код для вставкиСкачать
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Методические указания
к выполнению самостоятельной работы
для студентов специальности 330400
«Пожарная безопасность»
Воронеж 2010
УДК 54.00
ББК 24.00
Составители О.Б. Рудаков, Е.А. Хорохордина
Окислительно-восстановительные реакции: метод. указания к
выполнению самостоятельной работы по дисциплине «Химия» для студ.
спец. 330400 / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: О.Б. Рудаков,
Е.А. Хорохордина. – Воронеж, 2010. – 21 с.
Содержат краткие теоретические сведения по теме курса «Химия»: методические указания «Окислительно-восстановительные реакции» и примеры решения типовых задач, задания для самостоятельного решения.
Предназначены для студентов специальности 330400 «Пожарная безопасность» 1-го курса дневной формы обучения.
Ил. 1. Библиогр.: 3 назв.
УДК 54.00
ББК 24.00
Печатается по решению редакционно-издательского совета
Воронежского государственного архитектурно-строительного университета
Рецензент – Л.В. Рудакова, к.х.н., доцент
кафедры фармацевтической химии
и клинической фармации Воронежской государственной
медицинской академии им. Н.Н Бурденко
2
ВВЕДЕНИЕ
Методические указания предназначены для организации самостоятельной работы, контроля усвоения материала, приобретения навыков поиска
справочных данных и решения задач по разделу «Окислительновосстановительные реакции» студентов, обучающихся по специальности
330400 «Пожарная безопасность».
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из
них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени
окисления атомов реагирующих веществ.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов,
входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительновосстановительными. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны являются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, проявляют свойства окислителей. Во время реакции они восстанавливаются. Таким образом, окисление
всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда
связано с окислением, что можно выразить в виде окислительновосстановительных реакций, которые представляют собой единство двух
противоположных процессов – окисления и восстановления.
Окислительно-восстановительные реакции относятся к числу самых
распространенных химических реакций. Эти реакции протекают при горении
твердого, жидкого и газообразного топлива. Почти все металлы получают
восстановлением из руд, а коррозия металлов заключается в их окислении.
Многие важные химические продукты могут быть получены посредством окислительно-восстановительных реакций, например, азотная кислота из
аммиака, серная кислота из серы и сульфидов.
Вся электрохимическая промышленность (получение хлора, водорода,
щелочей, хлоратов, пероксидов и т.д.) основана на реакциях окисления и восстановления по электрохимическому механизму. За счет этих реакций работают химические источники тока (аккумуляторы и элементы), эти реакции
лежат в основе процесса электролиза.
Окисление и восстановление лежит в основе фотографических процессов, процессов пищеварения, дыхания, брожения, фотосинтеза.
В методических указаниях подробно разбирается метод электронного
баланса, в котором сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, приведены основные дефиниции по рассматриваемой теме и правила расстановки стехиометрических коэффициентов, даны примеры
решения задач и примеры контрольных заданий в виде тестов.
3
1. Окислительно-восстановительные реакции
1.1. Вопросы для подготовки к лабораторному занятию
1. Сущность понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель,
процесс окисления и восстановления.
2. Типы окислительно-восстановительных реакций.
3. Правила расчета коэффициентов в схемах окислительно-восстановительных процессов.
4. Типичные окислители и восстановители, вещества с двойственной
природой.
5. Пожаровзыровоопасные свойства важнейших окислителей и восстановителей.
Литература: [1- гл. 9, § 9.1]; [2- гл. 9, § 93-97].
1.2. Степень окисления
Понятие степень окисления введено для характеристики состояния
атома в соединении. При определении степени окисления предполагают, что
в соединениях валентные электроны переходят к более электроотрицательным атомам, потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности полного смещения электронной пары от одного атома к другому не происходит. Однако понятие «степень окисления» очень полезно для классификации веществ, составления химических формул соединений и нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций.
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления может иметь положительное, отрицательное, нулевое и даже дробное значение, которое обычно принято указывать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «–» перед цифрой.
Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:
1) атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю. Это объясняется тем, что в таких молекулах смещения электронной пары не происходит, так как значение электроотрицательностей атомов
элементов одинаково;
2) в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления атомов с учетом их числа равна нулю (молекула электронейтральна);
3) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав сложного
иона, равна заряду этого иона;
4) степень окисления щелочных металлов (первая группа, главная
4
подгруппа, S-элементы Li, Na, K ...) всегда равна +1. У атомов этих элементов на внешнем уровне имеется только один валентный электрон, который
они отдают более электроотрицательному атому и приобретают заряд +1;
5) степень окисления щелочноземельных металлов (вторая группа,
главная подгруппа, S-элементы Be, Mg, Ca ...) всегда равна +2;
6) водород во всех соединениях, кроме гидридов, имеет степень окисления +1. В гидридах NaH, CaH2 и др. степень окисления водорода равна –1;
7) степень окисления кислорода –2. Исключение составляют пероксиды
(H2O2, степень окисления кислорода –1), надпероксиды (степень окисления –1/2)
и озониды (степень окисления кислорода –1/3), а также фторид кислорода
(F2O, степень окисления кислорода +2);
8) фтор в соединениях всегда имеет степень окисления –1. У атома
фтора самая большая электроотрицательность, поэтому он может только
присоединять электроны. До заполнения последнего электронного уровня
атому фтора не хватает одного электрона, приняв электрон, атом приобретает
заряд –1.
Пользуясь этими правилами, можно определить степень окисления
атомов в сложных соединениях или ионах.
Рассчитаем степень окисления хрома в молекуле дихромата калия
K2Cr2O7:
+1
x
-2
K2 Cr2 O7
Зная степени окисления калия (+1), кислорода (–2) и, приняв за x степень окисления хрома, составляем уравнение:
2 · (+ 1) + 2x + 7· (–2)=0.
Решаем полученное уравнение:
+ 2 + 2x –14 =0,
2x =+14 –2,
x =+6.
Степень окисления хрома равна +6:
+1 +6
-2
K2 Cr2 O7
Можно вычислить степень окисления атома элемента и другим способом. Например, определим степень окисления хлора в молекуле хлорной кислоты HClO4 .
5
Записываем молекулу хлорной кислоты и указываем степени окисления водорода (+1) и кислорода (–2):
+1 x –2
H Cl O4
Самым электроотрицательным элементом в данном соединении является кислород. Определяем общий заряд на 4 атомах кислорода 4 · (–2)= –8 и
записываем его над химическим символом кислорода:
+8 -8
+1 x -2
H Cl O4
Поскольку молекула электронейтральна, то сумма степеней окисления
атомов водорода и хлора должна быть равна +8. Зная степень окисления атома водорода (+1), вычисляем степень окисления хлора:
+ 1 + x = 8,
x = +7.
Степень окисления хлора записываем над химическим символом элемента:
+8
-8
+1 +7 -2
H Cl O4
Полезно помнить заряды часто встречающихся кислотных остатков:
F , Cl , Br–, I–, NO2–, NO3–, S2-, SO32-, SO42-, CO32- ,PO43- . Это поможет при определении степеней окисления (или зарядов катионов) металлов в молекулах
солей.
Рассчитаем степень окисления меди и серы в молекуле сульфата меди
CuSO4.
Сульфат-ион имеет заряд (2–). Он является кислотным остатком серной
кислоты H2SO4, поэтому степень окисления меди определяем по уравнению:
–
–
x +(–2)= 0 и x = +2.
Степень окисления меди в этой молекуле равна +2. Степень окисления
серы в ионе SO42- находим, учитывая правило 3, из следующего уравнения:
x + 4·(–2)= –2,
x = +6.
+2 +6 -2
Cu S O4
6
1.3. Классификация химических реакций
Все химические реакции можно разделить на 2 группы:
1. Обменные реакции – это реакции, при которых происходит лишь
рекомбинация ионов или атомов, но степень их окисления не изменяется.
+1 -1
+1 -2 +1
+1 -1
+1 -2
H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O
+2 -1
+1 +6 -2
+2 +6 -2
+1 -1
Ca Cl2 + Na2 SO4 → Ca SO4↓ + 2Na Cl
2. Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при которых происходит изменение степени окисления атомов реагирующих веществ.
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
2K Mn O4 +16H Cl → 2Mn Cl2 + 5Cl2 + 2K Cl + 8H2O
-2 +1 -2 +1
0
+4 -2
+1 -2
C2 H5OH + 3O2 → 2C O2 + 3H2 O
1.4. Окислители и восстановители
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Окислитель – это частица, присоединяющая электроны. Окислитель
в ходе реакции восстанавливается, степень окисления его понижается.
Восстановитель – это частица, отдающая электроны. Восстановитель
в ходе реакции окисляется, степень его окисления увеличивается.
ВОССТАНОВЛЕНИЕ
понижение степени окисления
… - 3 -2 -1 0 1 2 3 …
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
Рисунок. Схема процессов окисления и восстановления
Рассмотрим эти положения на примере реакции цинка с соляной кислотой.
7
0
+1 -1
+2 -1
0
Zn + 2H Cl → Zn Cl2 + H2
0
+2
окисление Zn –2e → Zn; Zn − восстановитель;
+1
0
восстановление 2H + 2e→ H2; H+ − окислитель.
Окисление и восстановление – стадии одного процесса, они всегда
взаимосвязаны. Окислители и восстановители могут быть как простыми веществами, т. е. состоящими из одного элемента, так и сложными.
Только окислительные свойства проявляют:
1) свободные F2 и O2 (атомы этих элементов обладают наибольшей
электроотрицательностью 4,0 и 3,5 соответственно и поэтому могут только
присоединять электроны);
2) атомы элементов в составе простых (H+, K+, Cu2+, Al3+) и сложных ионов
+5
+6
2-
+6
2-
+7
NO3, SO4 , Cr2O7 , MnO4– , имеющие высшую положительную степень окисления. Эти атомы уже отдали все валентные электроны другим более электроотрицательным атомам и могут только присоединять электроны. Высшая
положительная степень окисления соответствует номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.
Только восстановительные свойства проявляют:
1) атомы металлов в свободном состоянии (K, Ca, Zn, Al), потому что
они обладают малой электроотрицательностью и, следовательно, могут только отдавать электроны;
2) атомы неметаллов, имеющие низшую отрицательную степень окисления S2-, Cl–, N-3H3 . Эти атомы имеют полностью заполненный валентный
уровень, поэтому не могут больше присоединять электроны, а способны
только отдавать их. Низшую отрицательную степень окисления атома элемента можно рассчитать по формуле (8 – № группы).
Атомы, имеющие в соединениях промежуточные степени окисления,
могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К
ним относятся:
+4
+4
+4
2+
MnO2, SO2, NO2, Fe .
1.5. Факторы пожарной опасности окислителей и восстановителей
Большинство типичных окислителей и восстановителей являются пожароопасными, потому что в силу своих свойств каким-либо образом благоприятствуют возникновению или развитию пожара.
Многие сильные окислители являются негорючими веществами, но
способствуют самовозгоранию горючих материалов. При их контакте с орга-
8
ническими веществами начинает протекать сильно экзотермическая окислительно-восстановительная реакция, которая приводит к самонагреванию материалов и, как следствие, к их самовозгоранию.
1. Жидкий кислород (О2) – не горит сам, но поддерживает горение, при
температуре -183◦С сжижается.
2. Бертоллетова соль (KClO3) – при температуре 40◦С и катализатора
МnО2 разлагается: 2KClO3 → 2KCl + 3О2. Реакция бертоллетовой соли с серой, фосфором, углеродом и органическими соединениями протекает со
взрывом.
3. Перманганат калия (KMnO4) – фиолетовые кристаллы, растворимые
в воде. При взаимодействии с глицерином – самовозгорание, с фосфором и
серой – взрыв. При соприкосновении с концентрированной серной кислотой
перманганат калия взрывается. Тушить можно водой.
4. Азотная кислота и ее соли. Азотная кислота (HNO3) – является сильным окислителем, концентрированная кислота окисляет серу до серной,
фосфор – до фосфорной кислоты, некоторые органические соединения (например, амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с
концентрированной азотной кислотой. Дымящая азотная кислота при хранении под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2
Соли азотной кислоты (селитры) все растворимы в воде и тоже могут
разлагаться: NH4NO3 → N2O + 2H2O − реакция со взрывом. Тушить азотную
кислоту и ее соли можно водой.
5. Хромовый ангидрит (CrO3) – кристаллы темно-красного цвета, растворимые в воде с образованием хромовой кислоты. Данный ангидрид химически активное вещество, которое при соприкосновении с органическим веществом способен вызвать возгорания и взрывы, например при контакте с
ацетоном. Тушится водой.
Суть пожарной опасности восстановителя состоит в том, что некоторые
из них способны: а) легко воспламенятся и самостоятельно гореть (H2S, NH3,
H2 и др.); б) образовывать при взаимодействии с другими соединениями горючие вещества (Al, Zn и др. при взаимодействии с разбавленными кислотами); в) самовозгораться при контакте с водой (Na, K, Ca; Al и Zn в виде пыли,
порошков; гидриды NaH, KH, CaH2 и др.); г) самовозгораться при контакте с
кислородом воздуха (уголь, сульфиды). Кратко охарактеризуем наиболее
важные восстановители.
1. Сероводород (H2S) – бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц.
Сероводород – сильный восстановитель, на воздухе горит синим пламенем:
2 H2S + 3O2 → 2H2O + 2 SO2
2. Водород (H2) – газ без цвета, без вкуса и запаха. Водород при смеси с
воздухом образует взрывоопасную смесь – так называемый гремучий газ.
Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объемном отношении во-
9
дорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближенно 2:5, так как в
воздухе кислорода содержится примерно 21%. Также водород пожароопасен.
3. Гидриды металлов при взаимодействии с водой образуют гремучие смеси:
МеН2 + 2H2O → Ме(ОН)2 + 2H2
В зависимости от того, где находятся окислитель и восстановитель,
различают три типа окислительно-восстановительных реакций.
1.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные реакции – степень окисления изменяют атомы,
входящие в состав разных исходных веществ:
0
+3 -2
+3 -2
0
2Al + Cr2 O3 → Al2 O3 + 2Cr
2. Внутримолекулярные реакции – атомы, изменяющие степень окисления, входят в состав одного соединения:
+1 +5 -2
+1 -1
0
2K ClO3 → 2K Cl + 3O2
3. Реакции диспропорционирования – атомы одного элемента проявляют свойства окислителя и восстановителя:
+1-1
0
+2 -1
2Cu I → Cu + Cu I2
1.7. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
применяют метод электронного баланса. В основу метода положено определение степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции с последующим нахождением числа электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем.
Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:
1) записывают формулы исходных веществ и продуктов реакции;
2) определяют степени окисления атомов элементов в исходных веществах и продуктах реакции;
3) находят элементы, которые повышают и понижают степени окисления, и выписывают их отдельно, с указание степени их окисления;
4) определяют число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем;
10
5) составляют электронный баланс, выставляя за вертикальной чертой
соответствующие множители (крест-накрест). С учетом множителей число
электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем;
6) суммируют правые и левые части уравнений, умножая их на множители за вертикальной чертой;
7) проставляют стехиометрические коэффициенты перед окислителем
и восстановителем в молекулярном уравнении реакции;
8) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей
степени окисления.
Согласно предложенному алгоритму, подберем коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:
Fe2O3 + CO → Fe + CO2
Определяем степени окисления атомов железа, углерода и кислорода в
реагентах и продуктах реакции:
+3 -2
+2 -2
0
+4 -2
Fe2 O3 + CO → Fe + CO2
Из полученного уравнения видно, что степени окисления изменили
атомы железа и углерода. Выписываем эти элементы с указанием степени их
окисления:
+3
0
Fe → Fe
+2
+4
C →C
Составляем уравнения восстановления и окисления, соблюдая законы
сохранения числа атомов и заряда каждой полуреакции:
+3
0 +3
процесс восстановления: 2Fe + 2 ·3e → 2Fe; Fe − окислитель;
+2
процесс окисления:
+4 +2
C -2e → C; C − восстановитель.
Поскольку в молекулу оксида железа входит 2 атома железа, то этот
коэффициент сохранили в левой части уравнения реакции восстановления
атомов железа. Чтобы уравнять количество атомов железа в обеих частях
уравнения восстановления, в правой части уравнения перед железом также
ставим коэффициент 2. Каждый атом железа при восстановлении принимает
3 электрона, а два атома железа примут 6 электронов. Степень окисления
атома углерода увеличивается с +2 до +4, следовательно, атом углерода
окисляется, отдавая 2 электрона атомам железа.
11
Составляем электронный баланс, для чего проводим справа вертикальную черту и за ней напротив каждого уравнения выставляем множители, меняя местами числа отданных и принятых электронов в уравнениях восстановления и окисления (крест-накрест). При необходимости сокращаем полученные множители.
+3
0
2Fe +6e → 2Fe
+2
2 1
+4
C –2e → C
6 3
Суммируем левые и правые части уравнения, умножая их на соответствующие множители:
+3
0
2Fe +6e → 2Fe
+2
2
6
+4
C – 2e →C
+3
1
3
+2
0
+4
2Fe + 3C + 6e –6e → 2Fe + C
+3
+2
0
+4
2Fe + 3C → 2Fe + C
Электроны при суммировании уравнений можно не записывать, так как
число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, будет одинаково. Расставляем стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении реакции:
+3 -2
+2 -2
0
+4 -2
Fe2 O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Составим уравнения еще для одной окислительно-восстановительной
реакции:
KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
Определим степени окисления атомов элементов, входящих в исходные
вещества и продукты реакции:
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
K Mn O4 + H Cl → Mn Cl2 + Cl2 + K Cl + H2 O
12
Атомы марганца понижают степень окисления, восстанавливаются
и являются окислителями. Атомы хлора повышают степень окисления, окисляются и являются восстановителями. Записываем уравнения восстановления
марганца и окисления хлора:
+7
+2
Mn + 5e → Mn
-1
0
2Cl – 2e → Cl2
Атомов марганца в правой и левой части уравнения по одному. Поскольку в молекуле хлора содержится два атома, то составляем сначала баланс по атомам, выставляя в левой части перед ионом хлора коэффициент 2.
Затем определяем числа электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. За вертикальной чертой ставим множители (крест-накрест) и
складываем левые и правые части уравнений, умножая каждую строку на
соответствующий множитель:
+7
+2
2Mn +5e → Mn
-1
0
2Cl – 2e → Cl2
+7
-1
2
5
+2
0
2Mn + 10Cl → 2Mn + 5Cl2
Проставляем стехиометрические коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции у элементов, изменивших степень окисления:
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1 +1 -2
2K MnO4 + 10HCl → 2Mn Cl2 + 5Cl2 + K Cl + H2O
Уравниваем числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей
степени окисления при протекании реакции. Атомов калия слева 2, поэтому
слева перед хлоридом калия ставим коэффициент 2:
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
2K MnO4 + 10HCl → 2Mn Cl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O
Определяем общее число атомов хлора в правой части уравнения:
2·2+5·2+2=16.
13
В левой части уравнения перед молекулой HCl нужно поставить коэффициент 16, так как источником атомов хлора в этом уравнении является
только соляная кислота:
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
2K MnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O
Уравняем число атомов водорода в правой и левой части уравнения.
Молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид:
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
1.8. Примеры выполнения упражнений
Пример 1. Определите степень окисления серы в ионах: SO32-, S2O72HSO3–, S2O32-.
Решение
1. Рассчитаем степень окисления серы в оксиде SO3-2. Зная степень
окисления кислорода (–2) и принимая за x степень окисления серы, составим
уравнение:
x + 3·(–2) = 0,
x – 6 = 0,
x = +6.
Степень окисления серы равна +6:
+6 -2
SO3
2. Рассчитаем степень окисления серы в ионе S2O72-. Ион имеет заряд
(2–), степень окисления серы находим, учитывая правило 3: сумма степеней
окисления всех атомов, входящих в состав сложного иона равна заряду этого
иона. Принимая за x степень окисления серы и зная степень окисления кислорода (–2), составим уравнение:
2x + 7·(–2) = –2,
2x = + 12,
x = +6.
Степень окисления серы равна +6.
3. Аналогично рассчитаем степень окисления серы в ионе HSO3–. Принимая за x степень окисления серы, зная степень окисления кислорода (–2)
и водорода (+1), составим уравнение:
1+ x +3·(–2) = –1,
x = +4.
Степень окисления серы равна +4.
14
4. По аналогии с заданием 2 рассчитаем степень окисления серы в ионе
S2O3 , составив уравнение:
2-
2x + 3·(–2) = –2,
x = +2.
Степень окисления серы в данном ионе равна +2.
Пример 2. Укажите, какие из приведенных реакций являются окислительно-восстановительными:
1) 2Zn + O2 → 2ZnO
2) 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
3) Na2CO3 + CuCl2 → CuCO3 +2NaCl
4) 2H2S + H2SO3 → 3S + 3H2O
Решение
Для начала, необходимо определить, какие реакции называются окислительно-восстановительными. Окислительно-восстановительные реакции –
это реакции, при которых происходит изменение степени окисления атомов
реагирующих веществ. Следовательно, необходимо определить степени
окисления всех атомов, которые входят в данные реакции:
0
0
+2 -2
1) 2Zn + O2 → 2ZnO − в данной реакции степень окисления меняют и
цинк и кислород, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция.
+1-2+1 +1 +6 -2
+1+6 -2
+1 -2
2) 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O − в данной реакции ни один из атомов не меняет свои степени окисления, поэтому эта реакция не является
окислительно-восстановительной, а реакцией обмена.
+1 +4 -2
+2 -1
+2 +4 -2
+1 -1
3) Na2CO3 + CuCl2 → CuCO3 +2NaCl − в данной реакции тоже ни один
из атомов не меняет свои степени окисления, поэтому эта реакция не является окислительно-восстановительной, а реакцией обмена.
+1 -2
+1 +6 -2
0
+1 -2
4) 2H2S + H2SO3 → 3S + 3H2O − в этой реакции сера меняет свою степень окисления от (–2) до 0 и от (+6) до 0, поэтому данная реакция является
окислительно-восстановительной.
Пример 3. В приведенных ниже окислительно-восстановительных реакциях укажите восстановитель, окислитель и тип данной реакции:
1) S + O2  SO2
2) (NH4)2Cr2O7 –t Cr2O3 + N2 + 4H2O
3) 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
15
Решение
Из условия задачи следует, что все приведенные реакции являются
окислительно-восстановительными, значит степени окисления атомов меняются. Для того чтобы указать окислитель и восстановитель необходимо определить, кто именно из атомов меняет степень окисления.
0
0
+4 -2
1) S + O2  SO2 − в данной реакции сера повысила свою степень окисления от 0 до (+4) за счет отдачи электронов в соответствии с определением
«восстановитель – это частица, отдающая электроны». Восстановитель в ходе
реакции окисляется, степень его окисления увеличивается. Следовательно, S0
– восстановитель.
Кислород, напротив, уменьшил свою степень окисления от 0 до (–2) за
счет принятия электронов в соответствии с определением «окислитель – это
частица, присоединяющая электроны». Окислитель в ходе реакции восстанавливается, степень окисления его понижается. Поэтому O20 – окислитель.
В данной реакции степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ, такой тип реакций называется межмолекулярные окислительно-восстановительных реакций.
-3 +1 +6 -2
t
+3 -2
0
+1 -2
2) (NH4)2Cr2O7 –  Cr2O3 + N2 + 4H2O − в данной реакции азот повысил степень окисления от (–3) до 0 за счет отдачи электронов, поэтому в соответствии с определением N-3 − восстановитель. Хром, наоборот, понизил
свою степень окисления от (+6) до (+3) следовательно, Cr+6 – окислитель.
В данной реакции степень окисления меняют атомы, входящие в состав
одного соединения, такой тип реакций − это внутримолекулярные окислительно-восстановительных реакции.
+1+3 -2
+1+5-2
+2-2
+1 -2
3) 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O − в данной реакции азот повышает
степень окисления от (+3) до (+5) за счет отдачи электронов, поэтому N+3 −
восстановитель и тот же азот понижает степень окисления от (+3) до 0, являясь при этом окислителем. В данной реакции атома азота проявляет свойства
как окислителя, так и восстановителя, такой тип реакций называется реакции
диспропорционирования.
Пример 4. Определите коэффициент перед молекулой восстановителя
в уравнении реакции
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O
Варианты ответа: 1) 5
3) 2
Выберите один вариант ответа.
2) 3
4) 1
16
Решение
Необходимо применить метод подбора коэффициентов с помощью
электронного баланса:
1) записываем формулы исходных веществ и продуктов реакции:
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O
2) определяем степени окисления атомов элементов в исходных веществах и продуктах реакции:
+1+4 -2
+1 +7 -2 +1 +6 -2
+1+6 -2
+2 +6 -2
+1 -2
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O
3) находим элементы, которые повышают и понижают степени окисления, и выписываем их отдельно, с указание степени их окисления: в нашем
уравнении марганец понижает степень окисления от (+7) до (+2) за счет присоединения электронов, такой процесс называется восстановлением, а Mn+7 –
окислитель. Сера, наоборот, повышает степень окисления от (+4) до (+6) зачет отдачи электронов – это процесс окисления, S+4 – восстановитель.
Mn+7 + 5ē  Mn+2 2
S+4 – 2ē  S+6
5
4) проставляем стехиометрические коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции у элементов, изменивших степень окисления, и уравниваем число атомов тех элементов, которые не изменяют своей
степени окисления:
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4  6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
После того как расставили все коэффициенты и определили, что S+4 –
восстановитель и перед ним стоит коэффициент 5, можно выбрать правильный ответ. Ответ: 1.
Пример 5. Определите общую сумму коэффициентов в уравнении реакции и выберите один вариант ответа:
Zn + HNO3(разб.) → Zn(NO3)2 + N2O + Н2О
Варианты ответа: 1) 18
2) 24
3) 32
4) 20
Решение
Необходимо определить коэффициенты методом электронного баланса.
Так как уравнение и продукты реакции уже есть, можно сразу перейти к оп-
17
ределению элементов, которые поменяли степень окисления:
0
+5
+2
+1
Zn + HNO3(разб.) → Zn(NO3)2 + N2O + Н2О
В данном уравнении цинк повысил степень уравнения от (0) до (+2), т.е.
это процесс окисления, а цинк – восстановитель, азот, наоборот, понизил степень окисления от (+5) до (+1) – процесс восстановление, а азот – окислитель.
0
+2
Zn -2е  Zn
+5
8
2
+1
2N +8е  N2
4
1
Полученные коэффициенты подставляем в наше уравнение:
4Zn + 10HNO3(разб.) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5Н2О
Теперь складываем все коэффициенты: 4+10+4+1+5 = 24. Поэтому правильный ответ: 2.
Пример 6. Укажите реакцию, которая не относится к реакциям диспропорционирования:
а) 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
б) S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O
в) Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2H2O
Решение
Реакции диспропорционирования – это реакции, в которых атомы одного элемента проявляют свойства окислителя и восстановителя. Поэтому необходимо определить степень окисления во всех предложенных уравнениях.
+4
+5
+3
а) 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 – в данном уравнении азот (+4) повышает (+5) и понижает (+3) свою степень окисления, поэтому это реакция
диспропорционирования;
0
-2
+4
б) S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O – в данной реакции сера (0) понижает (-2) и повышает (+4) степень окисления, поэтому это тоже реакция диспропорционирования;
0
+5
+2
+4
в) Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O – в данной реакции медь
повышает степень окисления от (0) до (+2) за счет отдачи электронов – процесс окисления, медь – восстановитель, а азот, наоборот, понижает от (+5) до
(+4) – процесс восстановления, азот – окислитель. Следовательно, это реак-
18
ция, в которой окислитель и восстановитель − разные атомы в разных молекулах, то есть это межмолекулярная окислительно-восстановительная реакция. Поэтому правильный ответ: в).
1.9. Упражнения для самостоятельной работы
1. Определите степень окисления азота в следующих соединениях:
NH3, N2H4, N2O, N2O4, N2O5, NH2OH, KNO3, Ca(NO2)2, NH4NO3, (NH4)2S.
2. В каких уравнениях реакций оксид марганца проявляет свойства
окислителя, а в каких восстановителя:
а) 2MnO2+2H2SO4 → 2MnSO4+O2+2H2O
б) 2MnO2+O2+4KOH→ 2K2MnO4+2H2O
в) MnO2+H2 → MnO+H2O
г) 2MnO2+3NaBiO3+6HNO3 → 2HMnO4+3BiONO3+3NaNO3+2H2O
3. Чему равен коэффициент перед окислителем в уравнении реакции
Р + HNO3(конц.) → H3PO4 + NO2 + H2O
1) 5
2) 3
3) 4
4) 1
4. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции, равен….
KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O
1) 4 2) 2 3) 5 4) 1
5. Укажите, какие из приведенных реакций являются окислительновосстановительными:
1) ZnO + NO → Zn(NO3)2
2) I2 + 2NaOH → NaIO + NaI + H2O
3) KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH
6. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях:
a) Cu + H2SO4(конц.) → СuSO4 + SO2 + H2O
б) H2S + НСlO → H2SO4 + НСl
в) С + HNO3 → CO2 + NO + H2O
г) MnO2 + НСl → MnСl2 + Сl2 + H2O.
7. К окислителям относятся:
а) металлы, водород, углерод;
б) соединения, содержащие элементы в отрицательных степенях окисления;
19
в) соединения, содержащие элементы в высших степенях окисления;
г) альдегиды и спирты.
8. Составьте уравнения реакций:
1) горения сероводорода;
2) разложения хлората калия.
Объясните, в чем суть пожарной опасности сероводорода и бертолетовой соли. Запишите схемы процессов окисления и восстановления, укажите
окислитель и восстановитель.
1.10. Типичные задачи в контрольной работе
1. Рассчитайте коэффициенты в схемах следущих окислительновосстановительных процессов:
1) KClO3 + FeSO4 + H2SO4 → KCl + Fe2 (SO4)3 + H2O
2) K2MnO4 + CO2 → KМnO4 + MnO2 + K2CO3
2. Уменьшение степени окисления определяет процесс:
1) отдача электронов;
2) восстановления;
3) обмена;
4) растворения.
3. Во время реакции окислители…
1) окисляются;
2) восстанавливаются;
3) разлагаются;
4) нейтрализуются.
Библиографический список
1. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. для техн. направ. и спец. вузов /
Н.В. Коровин. – М.: Высшая школа, 2000. – 558 с.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1985. – 704 с.
3. Методические указания к выполнению лабораторных работ по химии
для студентов 1 курса факультета инженерных систем и сооружений
специальности 330400 / сост.: И.И. Грекова С.И. Тарановская; Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т. – Воронеж, 2002. – 84 с.
20
Оглавление
Введение…………………………………………………………....…………..
1. Окислительно-восстановительные реакции………………………………
1.1. Вопросы для подготовки к лабораторному занятию…………...………
1.2. Степень окисления………………………………………………...……...
1.3. Классификация химических реакций…………………………...……….
1.4. Окислители и восстановители……………………………………...…….
1.5. Факторы пожарной опасности окислителей и восстановителей…...….
1.6. Типы окислительно-восстановительных реакций……………….....…...
1.7. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций....
1.8. Примеры выполнения упражнений…………………….....……………..
1.9. Упражнения для самостоятельной работы…………….....……………..
1.10. Типичные задачи в контрольной работе…………….....………………
Библиографический список…………………………….....…………………..
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Методические указания
к выполнению самостоятельной работы
для студентов специальности 330400
«Пожарная безопасность»
Составители: Рудаков Олег Борисович
Хорохордина Елена Алексеевна
Подписано в печать 02.06.2010. Формат 60×84 1/16. Уч.-изд. л. 1,3.
Усл.-печ. л. 1,4. Бумага писчая. Тираж 100 экз. Заказ №____.
_______________________________________________________________________________________________
Отпечатано: отдел оперативной полиграфии Воронежского
государственного архитектурно-строительного университета
394006 Воронеж, ул. 20-летия Октября, 84
21
3
4
4
4
7
7
8
10
10
14
19
20
20
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
10
Размер файла
221 Кб
Теги
601, восстановительные, реакций, окислительная
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа