Классификация окислительно-восстановительных реакций. Схема восстановления перманганатов

Контрольная работа

Задание 10. Газ массой 1,105 г при 27 0 С и Р=101,3 кПа. Занимает объем 0,8 л. Какова его относительная молекулярная масса?

Дано:

m(газа)=1,105 г= кг

t=27 0 С, Т=300К

Р=101,3 кПа=101,3 ·10 3 Па

V=0,8 л=0,8 л·10 -3 м 3

Найти: Мr(газа)-?

Решение.

По уравнению Клайперона-Менделеева PV=n RT, где n – число молей газа; P – давление газа (например, в атм), V – объем газа (в литрах); T – температура газа (К); R – газовая постоянная (8,34Дж/моль К).

Связь между термодинамической температурой Т (по шкале Кельвина) и температурой t по Международной практической шкале (шкале Цельсия): T = (t+273), тогда Т= 300К. Химическое количество газа равно отношению массы газа к его молярной массе: n=m/M , подставив это выражение в уравнение Клайперона-Менделеева и выразив молярную массу, имеем:

М= = =34г/моль

Тогда относительная молекулярная масса газа равна 34.

Ответ: относительная молекулярная масса газа равна 34.

Задание 35. Какой объем воздуха необходим для полного сгорания 25 кг метилэтилового эфира СН 3 ОС 2 Н 5 , если t = -4 0 С, Р = 1,2×10 5 Па?

Решение.

Запишем уравнение реакции: СН 3 ОС 2 Н 5 + 4,5О2 = 3СО 2 + 4Н 2 О

Найдем химическое количество эфира:

n(СН 3 ОС 2 Н 5) = m((СН 3 ОС 2 Н 5)/М(СН 3 ОС 2 Н 5) = 25000/60=4166,67 моль. По реакции найдем химическое количество кислорода, необходимое для сгорания такого количества эфира:

при сгорании 1 моль эфира затрачивается 4,5 моль кислорода,

то при сгорании 4166,67 моль эфира – х моль кислорода.

Отсюда х=1875 моль. Найдем объем кислорода: V(O 2) = Vm n(O 2), где Vm - молярный объем, равен 22,4 л/моль при н.у., то есть V(O 2) =42000 л.

Если учесть, что объемная доля кислорода в воздухе равна 21%, то

V(возд) = V(O 2)/0,21 = 42000/0,21 = 200000 л

При t = -4 0 С, Р = 1,2×10 5 Па этот объем воздуха будет равен по формуле объединенного газового закона:

(P 1 V 1)/T 1 = (P 2 V 2)/T 2, отсюда

V 2 = (P 1 V 1 T 2)/(T 1 P 2) = (101,3 10 3 200000 269) /(273 1,2×10 5) = 166360л или 166,36 м 3

269 и 273 - это температура в Кельвинах, соответствующая -4 0 С и 0 0 С соответственно.

Ответ: 166,36 м 3

Задание 85. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых роль восстановителя. Охарактеризуйте пожарную опасность водорода. Степени окисления элемента водорода и примеры соответствующих соединений.

Ответ: водород – элемент первого периода, первой А группы, электронная формула которого 1s 1 . Может принимать следующие степени окисления: +1 (Н 2 О, H 2 S. NH 3 и др.) ,0 (Н 2),-1(гидриды металлов: NaH, CaH 2).

Реакции с участием соединений, в которых водород проявляет степень окисления +1 – это, например, окислительно-восстановительные реакции, в которых участвует вода, в которой водород проявляет окислительные свойства.

2H +1 2 O + 2Li = 2LiOH + H 0 2

2H +1 + 2e = H 0 2 | окислитель

Li 0 -1е= Li + |2 восстановитель

2H 2 O + 2Na = 2NaOH + H 2

Или реакции кислот с металлами, стоящими в ЭХРН до водорода.

2H 2 S + 2K = K 2 S + H 2 В

Водород – восстановитель:

Н 2 0 +Са 0 =Са +2 Н -1 2

Са 0 -2е=Са 0 восстановитель

Н 2 0 +2е= 2Н -1 окислитель

В последние десятилетия часто обсуждаются различные возможности использования водорода в качестве энергоносителя.

В пользу водорода, как универсального энергоносителя говорят многие обстоятельства:

1. Для получения водорода может использоваться вода, запасы которой на сегодняшний день представляются значительными.

2. Продукты горения водорода значительно более экологически чистые, чем у бензина и дизельного топлива.

3. Водород может использоваться в существующих двигателях при их небольшой конструктивной доработке.

4. У водорода высокая удельная теплота сгорания; хорошая воспламеняемость водородовоздушной смеси в широком диапазоне температур; высокая антидетонационная стойкость, допускающая работу при степени сжатия до 14; высокая скорость и полнота сгорания.

Практическое использование водорода наталкивается на ряд существенных трудностей, обусловленных в первую очередь с повышенной взрывоопасностью рабочего тела. Проблемы безопасности в водородной технологии связаны с горением водорода, с его криогенным состоянием, коррозионной стойкостью и снижением прочностных свойств материалов при низких температурах, высокой текучестью и проникающей способностью. Все это требует тщательного соблюдения требований техники безопасности при работе с водородом. Согласно многочисленным справочным данным взрывоопасные свойства водородной смеси с воздухом характеризуются следующими данными: область воспламенения 4,12-75% объема, минимальная энергия зажигания - 0,02 мДж, температура самовоспламенения - 783 К, нормальная скорость распространения пламени - 2,7 м/с, критический диаметр - 0,6-10-3 м, минимальное взрывоопасное содержание кислорода - 5 % объема.

Для обеспечения минимальной опасности при обращении с водородом необходимо соблюдение следующих условий:

1. Широкое ознакомление персонала с особенностями водорода как химического продукта.

2. Постоянное повышение надежности средств и способов обеспечения безопасности при выполнении различных технологических операций с водородом.

3. Создание надежных средств индикации утечек водорода.

Совершенно недопустимо попадание воздуха (кислорода) в емкости и трубопроводы, заполненные жидким водородом. Воздух замерзает и осаждается на стенках выше уровня жидкости водорода или опускается на дно емкости. Ломающиеся кристаллы кислорода или твердого воздуха могут являться источником воспламенения или взрыва. по этой причин азот, которым продуваются магистрали и емкости перед заполнением их водородом, должен содержать не более 0,5-1% кислорода.

Разлитый жидкий водород представляет опасность, т.к. он быстро испаряется, образуя пожаро- и взрывоопасные смеси.

Водородное пламя почти невидимо при дневном свете. В связи с этим необходимо использовать датчики для его детектирование. Наиболее распространенные оптические датчики детектируют ультрафиолетовые и инфракрасное излучение. Вздувающиеся краски также успешно используют для этой цели. Эти краски обугливаются и набухают при сравнительно низкой температуре (около 470К) и выделяют едкие газы.

Меры безопасности при обращении с жидким водородом должны исключать возможность неконтролируемой его утечки, а также обеспечивать быструю эвакуацию просочившегося газа.

Для сооружений, расположенных на открытых площадках, хранилищ жидкого водорода, могут быть рекомендованы следующие мероприятия:

1. В зоне проведения работ с жидким водородом необходимо иметь водяной душ, брандспойт или специальный резервуар с водой для смывания жидкого продукта с обрызганных участков технологического оборудования.

2. Резервуары и цистерны для хранения жидкого продукта следует периодически с интервалом в 1-2 года очищать от твердых отложений (кислород, азот и т.п.) путем их размораживания.

3. Необходима тщательная проверка технологического оборудования на герметичность. Признаком утечки водорода из хранилища является образование инея на деталях оборудования.

4. Защитные стены нельзя сооружать около резервуаров хранилищ. Для хорошей циркуляции газов резервуары следует устанавливать таким образом, чтобы они были открыты для доступа воздуха с возможно большего числа сторон.

5. Зона возможной опасности вокруг резервуара в соответствии с инструкцией по технике безопасности должна быть обозначена.

Кроме того, при длительном хранении фосфорорганических отравляющих веществ внутри герметичной полости наряду с другими продуктами распада выделяется в заметных количествах фтористый водород. При его взаимодействии с железом корпуса изделия происходит интенсивное образование водорода - вещества чрезвычайно химически активного. Двухатомная молекула водорода образует соединения со всеми элементами (кроме благородных газов), хорошо растворяется в металлах и относительно легко проникает через них. С фтором водород непосредственно соединяется (даже при температуре - 252°С).

Учёт таких особенностей молекулярного водорода позволяет предположить, что в корпусе химического боеприпасе или герметичной ёмкости с отравляющим веществом происходит процесс накопления водорода до определённого давления, после чего этот элемент начинает диффундировать через металлический корпус ёмкости. При определённом давлении процесс стабилизируется и в дальнейшем может измениться только за счёт изменения количества выделяемого фтористого водорода или температуры наружного воздуха. Поглощённый металлом водород приводит к потере металлом пластичности и прочности. Этот эффект известен как водородное охрупчивание. Он обуславливает появление трещин в результате скопления водорода на различных дефектах кристаллической структуры металла.

Водород, выделяющийся из ёмкостей и боеприпасов внутри бетонных хранилищ, будет скапливаться около потолка и может явиться, кроме того, источником пожарной и взрывной опасностей, так как он в смеси с кислородом воздуха образует аварийно-опасный гремучий газ.

Аналогичные проблемы возникают при хранении радиоактивных отходов. При попадании в хранилище воды происходит её разложение под действием ионизирующих излучений. Радиолиз воды создаёт водород, способный при концентрации более 4 объемных процентов образовать «гремучую» смесь. Концентрация водорода в хранилище из-за конвективного характера его рассеяния пропорциональна температуре наружного воздуха, что приводит к необходимости принудительной вентиляции хранилищ радиоактивных отходов в жаркую погоду.

Задание 60. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 3d или 4s , 5s или 4р ? Почему? Составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 21.

Ответ. Следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией - меньшая сумма n + ℓ (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s→2s→ 2р→ 3s→ 3р→ 4s→ 3d→ 4р→ 5s→ 4d→ 5р→ 6s→ 5d 1 →4f→ 5d→ 6р→ 7s →6d 1 →5f→ 6d→ 7р.

В нашем случае

D 4s 5s 4р

Значение n 3 4 5 4

Значениеl 2 0 0 1

Сумма (n +l ) 5 4 5 5

Последовательность заполнения (на основании правил Клечковского):

1 – 4s затем 3d; 1-4 р затем – 5s. 4р заполняется первым, не смотря на равную сумму (n +l ), так как n=4, а у 5s n=5, а при одинаковых значениях этой суммы в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n .

Cu +2 +2е Cu 0 |3 окислитель

2N -3 -6е N 2 0 |1 восстановитель

3CuO +2 NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Задание 135. При сгорании 1 л паров метанола СН 3 ОН выделилось 32,3 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования метанола. Условия стандартные.

V(СН 3 ОН)= 1л

DНр =-32,3 кДж

Найти: DН 0 (СН 3 ОН)-?

Решение. Найдем теплоту сгорания 1 моль (22,4 л) метанола. При сгорании 1л выделилось 32,3 кДж, то при 22,4 моль сгорания метанола – х кДж, х=723,52кДж/моль, то есть DН 0 гор (СН 3 ОН)=- 723,52кДж/моль.

Запишем уравнение реакции: СН 3 ОН+1,5О 2 =СО 2 +2Н 2 О

Для расчета энтальпии образования метанола привлекаем следствие

из закона Гесса: ΔН (Х.Р.) = ΣΔН 0 (прод.) - ΣΔН 0 (исх.).

Используем найденную нами энтальпию горения метанола и приведенные в приложении энтальпии образования всех (кроме метанола) участников процесса.

По 1-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой реакции DН 0 р-и может быть записан следующим образом:

DН 0 р-и = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) - DН 0 (СН 3 ОН). (1)

DН 0 (СО 2), DН 0 (Н 2 О), DН 0 (СН 3 ОН) – энтальпии образования веществ. По условию задачи энтальпию образования метанола необходимо рассчитать. По 2-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой же реакции равен энтальпии горения этилацетата.

DН 0 р-и = DН 0 гор (СН 3 ОН). (2)

Величину DН 0 гор (СН 3 ОН) мы нашли. Объединив уравнения (1) и (2) можно записать:

DН 0 гор (СН 3 ОН) = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) - DН 0 (СН 3 ОН).

Тогда энтальпия образования этилацетата DН 0 (СН 3 ОН) может быть рассчитана следующим образом:

DН 0 (СН 3 ОН) = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) -DН 0 гор (СН 3 ОН)= (–393,5) + 2×(–241,8) – (-723,52) = - 153,57 кДж/моль.

Полученная величина означает, что при образовании 1 моль метанола выделяется 153,57 кДж тепла (DН<0 ).

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

S + 2е - = S 2-

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

При восстановлении степень окисления понижается .

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .

Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр №2 Метод электронного баланса

Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H 2 S → SO 2 → SO 3

Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.

1 . C + HNO 3 = CO 2 + NO + H 2 O

2. H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

3. V 2 O 5 + Ca = CaO + V

4. Mn 2 O 3 + Si = SiO 2 + Mn

5. TiCl 4 + Mg = MgCl 2 + Ti

6. P 2 O 5 + C = P + CO

7. KClO 3 + S = KCl + SO 2

8. H 2 S + HNO 3 = S + NO 2 + H 2 O

9. KNO 2 + KClO 3 = KCl + KNO 3

10. NaI + NaIO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O

11. Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + NaOH = Na Br + Na 2 SO 4 + H 2 O

12. Mn(NO 3) 2 + NaBiO 3 + HNO 3 = HMnO 4 + Bi(NO 3) 3 + NaNO 3 + H 2 O

13. Cr 2 O 3 + Br 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O

14. HCl + KMnO 4 = MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

15. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Br 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

16. Cu + H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

17. Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 S + H 2 O

18. K + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + S + H 2 O

19. Ag + HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O

20. Cu + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O

21. Ca + HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O

22. Zn + HNO 3 =Zn(NO 3) 2 + N 2 + H 2 O

23. Mg + HNO 3 = Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

24. Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

25. K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

26. Zn + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

27. SnSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

28. NaI + KMnO 4 + KOH = I 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

29. S + KClO 3 + H 2 O = Cl 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4

30. Na 2 SO 3 + KIO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

31. HNO 3 = NO 2 + O 2 + H 2 O

32. Cu(NO 3) 2 = CuO + NO 2 + O 2

33. NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O

34. KNO 3 = KNO 2 + O 2

35. KClO 3 = KCl + O 2

36. KClO = KCl + O 2

37. HNO 2 = HNO 3 + NO + H 2 O

38. K 2 MnO 4 + CO 2 = KMnO 4 + MnO 2 + K 2 CO 3

39. KClO 3 = KClO 4 + KCl

40. Cl 2 + KOH = KCl + KClO 3 + H 2 O

41. KClO = KCl + KClO 3

42. S + KOH = K 2 S + K 2 SO 3 + H 2 O

43. Na 2 SO 3 = Na 2 S + Na 2 SO 4

44. H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 = CO 2 + K 2 CO 3 + MnO 2 + H 2 O

45. CH 3 OH+K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 = HCOOH+Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O

46. C 12 H 22 O 11 +K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O

47. CH 2 O+KMnO 4 +H 2 SO 4 = HCOOH+MnSO 4 +K 2 SO 4 + H 2 O

48. Mn 3 O 4 + Al = Al 2 O 3 + Mn

49. Fe 3 O 4 + H 2 = FeO + H 2 O

50. NaN 3 = Na + N 2

51. Na 2 S 4 O 6 +KMnO 4 +HNO 3 =Na 2 SO 4 +H 2 SO 4 +Mn(NO 3) 2 +KNO 3 +H 2 O

52. Mn 3 O 4 + KClO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KCl + CO 2

53. As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + SO 2 + NO 2 + H 2 O

54. KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

55. Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 = CuO + CaSO 3 + CO 2

56. FeCl 2 + KMnO 4 + HCl = FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

57. Pb(NO 3) 2 = PbO + NO 2 + O 2

58. KNO 2 + KI + H 2 SO 4 = I 2 + NO + K 2 SO 4 + H 2 O

59. KMnO 4 + NO + H 2 SO 4 = MnSO 4 + NO 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

60. CuO + NH 3 = Cu + N 2 + H 2 O

61. Cl 2 + Br 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O

62. NH 3 + KMnO 4 + KOH = KCl + K 2 MnO 4 + H 2 O

63. Ti 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + H 2 O = TiOSO 4 + KCl + H 2 SO 4

64. Fe(NO 3) 2 + MnO 2 + HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + Mn(NO 3) 2 + H 2 O

65. KCNS+K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +SO 2 +CO 2 +NO 2 +K 2 SO 4 +H 2 O

66. CuFeS 2 +HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

67. H 2 O 2 + HI = I 2 + H 2 O

68. H 2 O 2 + HIO 3 = I 2 + O 2 + H 2 O

69. H 2 O 2 + KMnO 4 + HNO 3 = Mn(NO 3) 2 + O 2 + KNO 3 + H 2 O

70. H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

71. H 2 O 2 + H 2 S = H 2 SO 4 + H 2 O

Варианты заданий

101. Реакции №№ 1, 26, 51,

102. Реакции №№ 2, 27, 52,

103. Реакции №№ 3, 28, 53,

104. Реакции №№ 4, 29, 54,

105. Реакции №№ 5, 30, 55,

106. Реакции №№ 6, 31, 56,

107. Реакции №№ 7, 32, 57,

108. Реакции №№ 8, 33, 58,

109. Реакции №№ 9, 34, 59,

110. Реакции №№ 10, 35, 60,

111. Реакции №№ 11, 36, 61,

112. Реакции №№ 12, 37, 62,

113. Реакции №№ 13, 38, 63,

114. Реакции №№ 14, 39, 64,

115. Реакции №№ 15, 40, 65,

116. Реакции №№ 16, 41, 66,

117. Реакции №№ 17, 42, 67,

118. Реакции №№ 18, 43, 68,

119. Реакции №№ 19, 44, 69,

120. Реакции №№ 20, 45, 70,

121. Реакции №№ 21, 46, 71,

122. Реакции №№ 22, 47, 62,

123. Реакции №№ 23, 48, 64,

124. Реакции №№ 24, 49, 66,

125. Реакции №№ 25, 50, 38.

6. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

(задачи №№ 126 – 150).

Литература :

Для выполнения заданий можно воспользоваться данными таблицы 1 приложения.

Варианты заданий

126. Чему равна энтальпия образования пентана С 5 Н 12 , если при сгорании 24 г пентана выделилось 1176,7 кДж теплоты?

127. Сколько теплоты выделится при сжигании 92 г этилового спирта С 2 Н 5 ОН ?

128. Вычислить тепловой эффект образования 156 г бензола С 6 Н 6 , если его энтальпия горения DН гор = - 3267,5 кДж/моль?

129. При сгорании 1 л ацетилена С 2 Н 2 выделяется 58,2 кДж теплоты. Вычислить энтальпию горения ацетилена.

130. Вычислить тепловой эффект образовании 20 г толуола С 7 Н 8 , если его энтальпия горения DН гор = - 3912,3 кДж/моль?

131. Чему равна энтальпия образования гексана С 6 Н 14 , если при сгорании 43 г гексана выделилось 2097,4 кДж теплоты?

132. Сколько теплоты выделится при сжигании 11 г этилацетата СН 3 СООС 2 Н 5 ?

133. Вычислить тепловой эффект образования 1 моль циклопентана С 5 Н 10 , если его энтальпия горения DН гор = - 3290 кДж/моль?

134. При сгорании 267 г антрацена С 14 Н 10 выделяется 10601,2 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования антрацена.

135. При сгорании 1 л паров метанола СН 3 ОН выделилось 32,3 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования метанола. Условия стандартные.

136. Вычислить тепловой эффект образования 1 м 3 пропана С 3 Н 8

137. Чему равна энтальпия образования пентана С 5 Н 12 , если при сгорании 12 г пентана выделилось 588,35 кДж теплоты?

138. Сколько теплоты выделится при сжигании 84 г этилена С 2 Н 4 ?

139. Вычислить тепловой эффект образования 156 г этана С 2 Н 6

140. Сколько теплоты выделится при сжигании 10 л метана СН 4 ? Условия нормальные.

141. При сгорании 10 л бутана С 4 Н 10 выделилось 1191 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования бутана. Условия стандартные.

142. Вычислить тепловой эффект образования 100 л пропана С 3 Н 8 , если его энтальпия горения DН гор = - 2223,2 кДж/моль?

143. При сгорании 1 л бутана С 4 Н 10 выделилось 119,1 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования бутана. Условия нормальные.

144. Вычислить тепловой эффект образования 200 л пропанола С 3 Н 7 ОН , если его энтальпия горения DН гор = - 2010,4 кДж/моль?

145. Сколько теплоты выделится при сжигании 1 кг оксида углерода (II) СО ?

146. Вычислить тепловой эффект образования 15 г этана С 2 Н 6 , если его энтальпия горения DН гор = - 1560 кДж/моль?

147. При сгорании 30,8 г дифенила С 12 Н 10 выделяется 124,98 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования дифенила.

148. Сколько теплоты выделится при сжигании 1 м 3 ацетилена С 2 Н 2 ? Условия нормальные.

149. При сгорании 184 г этилового спирта С 2 Н 5 ОН выделяется 4482,7 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования этилового спирта.

150. Сколько теплоты выделится при сжигании 100 кг угля С ?

7. РАСЧЕТЫ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ

ФУНКЦИЙ СОСТОЯНИЯ

(задачи №№ 151 – 175).

Литература :

1. Глинка Н.Л. "Общая химия". - Л.: Химия, 1986, гл. 6, с.158-162, 182-191.

2. Кожевникова Н.Ю., Коробейникова Е.Г., Кутуев Р.Х., Малинин В.Р., Решетов А.П. "Общая химия". Учебное пособие. - Л.: СПбВПТШ, 1991, тема 6, с.40-53.

3. Глинка Н.Л. "Задачи и упражнения по общей химии". - Л.: Химия, 1987, гл 5, с. 73-88, приложение № 5.

4. Коробейникова Е.Г., Кожевникова Н.Ю. "Сборник задач и упражнений по общей химии" ч. 2. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. - Л.: СПбВПТШ, 1991, с.2-14.

Варианты заданий

151. Докажите расчетами возможность окисления кислорода фтором при 10 0 С:

0,5О 2 + F 2 = ОF 2 .

152. Определите возможность протекания в газовой фазе следующей реакции при 30 0 С: Н 2 + С 2 Н 2 = С 2 Н 4 .

153. Докажите расчетами, что при стандартных условиях и при 200 0 С

реакция 0,5N 2 + O 2 = NO 2 невозможна.

154. Вычислите, при какой температуре начнется реакция тримеризации ацетилена:

3С 2 Н 2 (г) = С 6 Н 6 (ж) .

155. При какой температуре возможно протекание следующей реакции:

H 2 S + 0,5O 2 = SO 2 + H 2 O (г) ?

156. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания следующей реакции при температуре 100 0 С:

С 2 Н 4 = Н 2 + С 2 Н 2 .

С 2 Н 4 = Н 2 + С 2 Н 2 ?

158. При какой температуре начнется окисление железа по реакции:

Fe + 0,5O 2 = FeO ?

159. Вычислите, при какой температуре возможно протекание следующей реакции:

2СН 4 = С 2 Н 2 + 3Н 2 .

160. Определите, при какой температуре начинается реакция восстановления оксида кальция углем:

СаО + 3С = СаС 2 + СО.

161. Определите пожарную опасность контакта сероуглерода и кислорода при –20 0 С, если реакция протекает по уравнению:

CS 2 + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2 .

162. Возможно ли при 200 0 С протекание следующей реакции:

СО + 0,5О 2 = СО 2 ?

163. Вычислите, при какой температуре реакция горения водорода в кислороде пойдет в обратном направлении.

164. При какой температуре протекание реакции

Al + 0,75O 2 =0,5Al 2 O 3 невозможно?

СО 2 + Н 2 = СН 4 + Н 2 О (ж) .

167. При какой температуре возможно протекание следующей реакции:

С 2 Н 4 + Н 2 О (ж) = С 2 Н 5 ОН ?

168. При какой температуре начнется разложение воды на водород и кислород?

4HCl + O 2 = 2H 2 O (г) + 2Cl 2 ?

170. Определите возможность протекания следующей реакции при 40 0 С:

2С + 0,5О 2 + 3Н 2 = С 2 Н 5 ОН .

171. При какой температуре наступит равновесие в системе:

СО + 2Н 2 = СН 3 ОН ?

172. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при 50 0 С:

С + СО 2 = 2СО .

173. Возможно ли при 400 0 С самопроизвольное протекание реакции

H 2 + Cl 2 = 2HCl .

175. Возможно ли при температуре 100 0 С протекание следующей реакции:

СН 4 = С + 2Н 2 ?

8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

(задачи №№ 176 – 200).

Литература :

Варианты заданий

176. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 0 скорость реакции возрастет в 15,6 раза?

177. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , чтобы скорость реакции возросла в 100 раз?

178. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО = СО 2 + С , чтобы скорость прямой реакции увеличилась в 4 раза?

179. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO по реакции 2NO + O 2 = 2NO 2 возросла в 1000 раз?

180. Написать уравнение скорости реакции горения угля (С ) в кислороде и определить, во сколько раз увеличится скорость реакции:

а) при увеличении концентрации кислорода в 3 раза;

б) при замене кислорода воздухом.

181. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5?

182. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 , если объем газовой смеси увеличится в 4 раза?

183. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 40 0 ?

184. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

а) S (кр) + O 2 = SO 2 б) 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Как изменится скорость этих реакций, если объем каждой из систем уменьшить в 4 раза?

185. Вычислить, во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , если

а) давление системы уменьшить в 2 раза;

б) увеличить концентрацию водорода в 3 раза?

186. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 0 , если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

187. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции

СО + Сl 2 = СОСl 2 , если

концентрацию СО увеличить от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию Cl 2 уменьшить от 0,06 до 0,02 моль/л?

189. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 140 до 170 0 ?

190. Реакция протекает по уравнению СО (г) + S (тв) = СОS (тв)

а) уменьшить концентрацию СО в 5 раз;

б) уменьшить объем системы в 3 раза?

191. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 150 до 180 0 ? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

192. Реакция протекает по уравнению: NH 3 + CO 2 +H 2 O = NH 4 HCO 3 . Как изменится скорость прямой реакции, если

а) увеличить объем системы в 3 раза;

б) уменьшить концентрацию аммиака и паров воды в 2 раза?

193. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 40 0 , если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

194. Как изменится скорость прямой реакции

2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О (г) = 2СО 2 + 6Н 2 , если

а) уменьшить концентрацию метана и кислорода в 3 раза;

б) уменьшить объем системы в 2 раза?

195. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 30 0 .

196. Реакция идет по уравнению 2СН 4 + О 2 = 4Н 2 + 2СО .

Как изменится скорость обратной реакции, если

а) уменьшить объем системы в 4 раза;

б) увеличить концентрацию водорода в 2 раза?

197. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

198. Реакция идет по уравнению: Cl 2 O (г) + Н 2 О (г) = 2НСlО (ж) .

Концентрация исходных веществ составляет = 0,35 моль/л и

=1,3 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если изменить концентрации веществ до 0,4 моль/л и 0,9 моль/л соответственно?

199. Вычислить, во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 130 до 90 0 С. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

200. Как изменится скорость обратной реакции, протекающей в газовой фазе по уравнению: 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 , если

а) уменьшить концентрацию NO 2 в 2 раза;

б) уменьшить давление в системе в 3 раза?

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

(задачи №№ 201 – 225).

Литература :

1. Глинка Н.Л. "Общая химия". - Л.: Химия, 1986, гл. 6, с.163-181.

2. Кожевникова Н.Ю., Коробейникова Е.Г., Кутуев Р.Х., Малинин В.Р., Решетов А.П. "Общая химия". Учебное пособие. - Л.: ЛВПТШ, 1991, тема 7, с.54-65.

3. Глинка Н.Л. "Задачи и упражнения по общей химии". - Л.: Химия, 1987, гл 5, с. 89-105.

4. Коробейникова Е.Г., Кожевникова Н.Ю. "Сборник задач и упражнений по общей химии" ч. 2. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. - Л.: ЛВПТШ, 1991, с.15-31.

Варианты заданий

201. Как изменится скорость реакции:

2 NO (г) + O 2 (г) « 2NO 2(г)

если увеличить объем реакционного сосуда в четыре раза?

202. В каком направлении произойдет смещение равновесия системы:

Н 2 (г) + 2 S (тв) « 2 H 2 S (г) Q = 21,0 кДж,

б) увеличить концентрацию водорода?

203. В каком направлении сместится равновесие в системах:

а) CO (г) + Cl 2(г) « COCl 2 (г) ,

б) Н 2(г) + I 2(г) « 2HI (г),

если при неизменной температуре уменьшить давление путем увеличения объема газовой смеси?

204. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

2 СО (г) « СО 2(г) + С (тв) Q = 171 кДж,

если а) понизить температуру системы,

б) понизить давление в системе?

205. Во сколько раз изменится скорость реакции

2 А + В « А 2 В,

если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

206. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

2 SO 3(г) « 2 SO 2(г) + O 2(г) Q = - 192 кДж,

если а) повысить температуру системы,

б) понизить концентрацию SO 2 ?

207. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В 2 в системе

2 А 2(г) + В 2(г) « 2 А 2 В (г) , чтобы при уменьшении концентрации вещества А 2 в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

208. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

СОСl 2(г) « CO (г) + Cl 2(г) ,

если а) повысить давление в системе,

б) увеличить концентрацию СОСl 2 ?

209. Как изменится скорость реакции:

2 NO (г) + O 2(г) « 2 NO 2(г) ,

если а) увеличить давление в системе в 3 раза,

б) уменьшить объем системы в 3 раза,

в) повысить концентрацию NO в 3 раза?

210. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

CO (г) + Cl 2(г) « COCl 2(г) ,

если а) увеличить объем системы,

б) увеличить концентрацию СО ?

211. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

2 N 2 O 5(г) « 4 NO 2(г) + 5 O 2(г),

если а) увеличить концентрацию О 2 ,

б) расширить систему?

212. Выведите уравнение константы химического равновесия для реакции: MgO (тв) + CO 2(г) « MgCO 3(тв) Q > 0.

Какими способами можно сместить химическое равновесие этой реакции влево?

213. Как изменятся скорости прямой и обратной реакции и в какую сторону сместится равновесие в системе А (г) + 2 В (г) « АВ 2(г) , если увеличить давление всех веществ в 3 раза?

214. При состоянии равновесия в системе:

N 2(г) + 3 H 2(г) « 2 NH 3(г) Q = 92,4 кДж

определить, в каком направлении сместится равновесие

а) с ростом температуры,

б) при уменьшении объема реакционного сосуда?

215. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

CO 2(г) + Н 2 O (г) « H 2 CO 3(тв) +Q,

при а) расширении системы,

б) при увеличении концентрации углекислого газа?

216. Как изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:

2 SO 2(г) + O 2(г) « SO 3(г) ,

если уменьшить объем реактора в 2 раза? Повлияет ли это на равновесие в системе?

217. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции:

СО 2(г) + С (тв) « 2 CO (г) .

218. При каких условиях равновесие реакции:

4 Fe (тв) + 3 O 2(г) « 2 Fe 2 O 3 (тв) ,

будет смещаться в сторону разложения оксида?

219. Обратимая реакция протекает в газовой фазе и в уравнении прямой реакции сумма стехиометрических коэффициентов больше, чем в уравнении обратной. Как будет влиять на равновесие в системе изменение давления? Объясните.

220. Какие условия будут способствовать большему выходу В по реакции: 2 А (г) + Б 2(г) « 2В (г) , Q =100 кДж.

221. Метанол получается в результате реакции:

CO (г) + 2 Н 2 (г) « CH 3 OH (ж) Q = 127,8 кДж.

Как будет смещаться равновесие при повышении

а) температуры,

б) давления?

222. Как повлияет на выход хлора в системе:

4 HCl (г) + О 2(г) « 2 Cl 2(г) + 2 Н 2 О (ж) , Q = 202,4 кДж,

а) повышение температуры в системе,

б) уменьшение общего объема смеси,

в) уменьшение концентрации кислорода,

г) увеличение общего объема реактора,

д) введение катализатора?

223. В каком направлении сместятся равновесия в системах:

1) 2 CO (г) + О 2(г) « 2 CO 2 (г) , Q = 566 кДж,

2) = - 180 кДж,

если а) понизить температуру,

б) повысить давление?

224. В каком направлении сместятся равновесия в системах:

1) 2 CO (г) + О 2(г) « 2 CO 2(г) , Q = 566 КДж,

2) N 2(г) + О 2(г) « 2 NO (г) , Q = - 180 кДж,

если а) повысить температуру,

б) понизить давление?

225. Как повлияет на равновесие в следующeй реакции:

CaCO 3(тв) « CaO (тв) + СО 2(г) , Q = - 179 кДж,

а) повышение давления,

б) повышение температуры?

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается . Окислители при этом восстанавливаются .

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается . Восстановители при этом окисляются .

Химические вещества можно разделить на типичные окислители , типичные восстановители , и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства . Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

• простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F 2 , кислород O 2 , хлор Cl 2);
• ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиды (S +6 O 3 , Cr +6 O 3)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов , имеющих высокие степени окисления : Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

• простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
• сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления : бинарные водородные соединения (H 2 S, HBr), соли бескислородных кислот (K 2 S, NaI);
• некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления ;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления .

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства .

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

перманганат калия (KMnO 4);

дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);

азотная кислота (HNO 3);

концентрированная серная кислота (H 2 SO 4);

пероксид водорода (H 2 O 2);

оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO 2 , PbO 2);

расплавленный нитрат калия (KNO 3) и расплавы некоторых других нитратов.

К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
• водород (Н 2) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• сульфит натрия (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl 2).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования .

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов . При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,

C 0 + 4HN +5 O 3(конц) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например :

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты :

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент , которыйиз разных реагентов переходит в один продукт . Реакция, обратная диспропорционированию.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс : количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса .

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс . Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса . Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — . Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO 4 , где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6);
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде , и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO 3 , где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3);
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO 3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстановливается азот N +5 .

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO 2 — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO 4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

• неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5 ;
• неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO 4 + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO 4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K 2 CrO 4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K 2 Cr 2 O 7) — соли, устойчивые в кислой среде .

Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K 3 .

Соединения хрома VI окисляют:

• неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5 ;
• неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель . Такой азот может окислять кислород (О -2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O 2 .

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния ), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .

Например :

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .

Например , разложение нитрата цинка :

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 и др.).

Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .

Например , разложение нитрата серебра :

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается . При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Это пример реакции контрдиспропорционирования .

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При разложении нитрита аммония NH 4 NO 2 также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании.

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO 3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H 2 O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO 2 (N +4); оксид азота (II) NO (N +2); оксид азота (I) N 2 O («веселящий газ»); молекулярный азот N 2 ; нитрат аммония NH 4 NO 3 . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

• при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH 4 NO 3 ;

Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

• азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

• при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO 2 ;

Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N 2 O ;

Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой :

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N 2 O, либо молекулярный азот N 2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N 2 .

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

NO 2 ; NO; N 2 O; N 2 ; NH 4 NO 3

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода . Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H 2 . При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например :

Fe + H 2 SO 4(разб) = FeSO 4 + H 2

взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H 2 SO 4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO 2 , S, H 2 S) + вода

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O 2 , молекулярная сера S либо сероводород H 2 S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(конц) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H 2 S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(конц) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O

Пероксид водорода

Пероксид водорода H 2 O 2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O 2 . Например :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя. Очевидно, что очень важно уметь отличать и определять их в различных химических реакциях.

1. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента. В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом окислитель всегда приобретает положительный заряд.
2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов на внешний электронный слой химического элемента. Восстановителем будет атом, молекула или ион, которые отдают свои электроны и тем самым повышают степень своего окисления, то есть окисляются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом восстановитель всегда приобретает положительный заряд.
3. Проще говоря окислитель – это вещество, которое «отбирает» электроны, а восстановитель – вещество, которое отдает их окислителю. Определить кто в окислительно-восстановительной реакции выполняет роль окислителя, кто восстановителя и в каких случаях окислитель становится восстановителем и наоборот можно, зная типичное поведение в химических реакциях отдельных элементов.
4. Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Также восстановителями могут быть соединения химических элементов в низшей степени окисления, у которых заполнены все свободные орбитали и которые могут только отдавать электроны, например аммиак NH 3 , сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI, хлороводород HCl.
5. Типичными окислителями являются многие неметаллы (F, Cl, I, O, Br). Также окислителями могут выступать металлы, имеющие высокую степень окисления (Fe +3 , Sn +4 , Mn +4), также некоторые соединения элементов в высокой степени окисления: перманганат калия KMnO 4 , серная кислота Н 2 SO 4 , азотная кислота HNO 3 , оксид меди CuO, хлорид железа FeCl 3 .
6. Химические соединения в неполных или промежуточных степенях окисления, например одноосновная азотная кислота HNO 2 , пероксид водорода H 2 O 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств участвующего во взаимодействии второго реагента.

Ка следует из данного примера один атом натрия отдает одному атому кислорода свой электрон. Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. При этом натрий окислится полностью, так как отдаст максимально возможное количество электронов, а атом кислорода будет восстановлен не полностью, так как сможет принять еще один электрон от другого атома кислорода.