Окислительно-восстановительные реакции. Основные схемы окислительно-восстановительных реакций
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
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?
Вариант 1
Mg + HNO 3 = NH 4 NO 3 + Mg(NO 3) 2 + H 2 O
H 2 S + H 2 O 2 = H 2 SO 4 + H 2 O
2. Из четырех металлов Ag, Cu, Al, Sn выберите те пары, которые дают наименьшую и наибольшую ЭДС в составленных из них гальванических элементов.
3. Рассчитайте чему равен потенциал цинкового электрода, опущенного в раствор с концентрацией сульфата цинка 0,01 моль/л при температуре 25 градусов.
Контрольная работа №3
Вариант 2
1. С помощью метода полуреакций подберите коээфициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель.
H 2 MnO 4 = HMnO 4 + H 2 O
AgNO 3 = Ag + NO 2 + O 2
2. На основании схем двух гальванических элементов Ni | Ni 2+ || 2H + | H 2 (Pt) и Bi | Bi 3+ || 2H + | H 2 (Pt) напишите уравнения химических реакций, на основе которых они работают. Рассчитайте ЭДС этих элементов.
3. Вычислить ЭДС гальванического элемента Ni| Ni 2+ || Co 2+ | Co, если = 0.001 моль/л, а = 0,1 моль/л
Контрольная работа №3
Вариант 3
S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NO + H 2 O
H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = O 2 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O
2. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из алюминия и меди. Напишите принцип его работы и рассчитайте ЭДС при концентрациях растворов 1 моль/л и температуре 298 К.
3. Вычислить ЭДС концентрационного элемента, составленного из двух водородных электродов, погруженных в растворы кислот с рН = 2 и рН = 4
Контрольная работа №3
Вариант 4
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
HClO + H 2 O 2 = HCl + O 2 + H 2 O
CrO 3 + HCl = Cl 2 + CrCl 3 + H 2 O
2. На основании схем гальванических элементов напишите уравнения химических реакций, на основе которых они работают. Рассчитайте ЭДС.
Li | Li + || Ag + | Ag ; Co| Co 2+ || Au 3+ | Au
3. Вычислить значение электродного потенциала водорода в воде, в 0,05 молярном растворе серной кислоты и 0,05 молярном растворе гидроксида калия.
Контрольная работа №3
Вариант 5
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
PH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O = MnO 2 + KOH + H 2 SO 4
2. Можно ли сконструировать гальванический элемент, если а) оба различных металла опустить в раствор одной и той же соли; б) оба одинаковых металла опустить в раствор одной и той же соли. Ответ обоснуйте.
3. Какой концентрации необходимо взять раствор сульфата кадмия, для того, чтобы электродный потенциал кадмия стал равным стандартному электродному потенциалу железа
Контрольная работа №3
Вариант 6
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
Ca(OH) 2 + I 2 = Ca(IO 3) 2 + CaI 2 + H 2 O
MgI 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + I 2 + H 2 O
2. Составить ионные и молекулярные уравнения химических реакций отвечающие окислительно-восстановительным цепям: Zn| Zn 2+ || Cu 2+ | Cu ;
(Pt) H 2 |2H + || Hg 2+ | Hg ; Sn | Sn 2+ || 2H + | H 2 (Pt); Mg | Mg 2+ || Ni 2+ | Ni
3. Вычислить ЭДС гальванического элемента при 298 К, состоящего их водородного и хлорсеребрянного электродов, опущенных в раствор содержащий по 0,3 г. уксусной кислоты и ацетата натрия в 0,5 л раствора. Стандартный потенциал хлорсеребрянного электрода = 0,238 В
Контрольная работа №3
Вариант 7
С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
NaBr + NaBrO 3 + H 2 SO 4 = Br 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Ni(OH) 3 + HCl = Cl 2 + NiCl 2 + H 2 O
2. Используя значения стандартных электродных потенциалов, оценить в каком направлении будут протекать следующие окислительно-восстановительные реакции:
Fe + CdSO 4 = Cd + FeSO 4 Zn + CdSO 4 = ZnSO 4 + Cd
3. Для измерения рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и каломельного (насыщенного) электродов. Измеренная при 30градусах ЭДС составила 0,7 В. Вычислите рН сока поджелудочной железы если стандартный потенциал каломельного электрода = 0,241 В.
Контрольная работа №3
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.
Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O |
Алгоритм расстановки коэффициентов |
1.Указываем
степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления. |
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За
вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и
восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в
красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем
коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять
коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. |
Рассмотрим более сложное уравнение: |
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O |
Расставляем степени окисления химических элементов: |
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции |
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.
Cl2+H20 -> HCL+O2
2. При взаимодействии (при н.у) хлора с водородом образовалось 11,2 л хлороводорода. Вычислите массу и число молей веществ,вступивших в реакцию
3. Запишите уравнения соответствующих реакций:
C -> CO2 -> Na2CO3 -> CO2 -> CaCO3
4. Рассчитайте массовую долю раствора поваренной соли (NaCl), если в 200 г раствора содержится 16 г соли.
5. Запишите уравнения соответствующих реакций:
P->P2O5->H3PO4->Ca(PO4)2->Ca(OH)2
6. Какой объем кислорода (н.у) необходим для полного сжигания 5 м3 метана CH4?
7. Запишите уравнения соответствующих реакций:
Fe->Fe2O3->FeCl3->Fe(OH)3->Fe(SO4)3
8. При взаимодействии хлора с водородом при н.у образовалась 8,96 л хлороводорода.Вычислите массы и количества веществ (моль), вступивших в реакцию.
9. Найдите коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в уравнении:
MnO2+HCl->Cl2+MnCl2+H2O
10. Рассчитайте массовые доли (%) элементов,входящих в состав гидроксида алюминия.
11. Вычислите массу и число молей вещества, образовавшегося при взаимодействии Ca с 16 г кислорода.
12. Составить электронную и графическую формулу элемента № 28. Охарактеризовать элемент и его соединения
13. При взаимодействии кальция с 32 г кислорода получилось 100 г оксида кальция. Вычислите выход продукта реакции.
14. Запишите уравнения, описывающие основные типы химических реакций
15. Вычислите объем, который занимают 64 г кислорода при н.у
2.Дайте характеристику реакции:
CO₂+C<>2CO-Q по всем изученным признакам классификации. Рассмотрите условия смещения химического равновесия вправо.
3.В схеме ОВР расставьте коэффициенты методом электронного баланса,укажите окислитель и восстановитель:
Zn+H₂So₄(конц)>ZnSo₄+H₂S+H₂O.
Определите количетсво вещества сульфата калия,Полученного при сливании растворов,содержащих 2 моль серной кислоты и 5 моль гидроксида калия.
1) Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно - востановительными? Укажите окислитель ивосстановитель.
а) Cu + Cl2 = CuCl2
б) CuCl2 + 2KOH = Cu (OH)2 + 2KCl
в) Cu SO4 + Fe = FeSO4 + Cu
г) CuO + H2 = Cu + H2O
д) CuO + 2HCl = CuCl + H2O
2) Укажите окислитель и востановитель и определите, к какому типу относятся окислительно - восстановительные реакции:
а) 2Al + 6HCl = 2AlCl + 3H2
б) 2K ClO3 = 2KCl + O2
в) 2FeO3 + CO = 2Fe3O4 + CO2
г) NH4NO3 = N2O + 2H2O
д) 3S + 6 KOH = 2K2S + KSO3 + 3H2O
1)Дайте краткую характеристику элемента серы.Положение в периодической системе;электронная конфигурация атомов;валентные возможности;возможные степениокисления(с примерами веществ);высший оксид,его характер;водородное соединение.
2)Даны следующие вещества: F2,NaF,HF.Напишите названия этих веществ и определите тип химической связи.Покажите направление смещения электронной плотности (электроотрицательности),если она смещена;ответ мотивируйте. Составьте электронные формулы для этих веществ.
3) Над стрелками укажите количество электронов, отданных или принятых атомами химических элементов. В каждом случае укажите является химический элемент окислителем или восстановителем,S(0)=S(+4),O (-1) = O (-2), Cr(+6)=Cr(+3),N(+2)=N(+5),Mn(+7)=Mn(+4).
4)Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций, составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель:
NH3 + O2 = NO + H2O
K + HNO3 = KNO3 + H2