Химия растворов

K_г = Ch² или h =

Из данного уравнения следует, что при разбавлении раствора (при уменьшении концентрации соли) гидролиз усиливается.

Рассмотрим случай необратимого гидролиза: при сливании растворов хлорида алюминия и карбоната натрия выделяется газ и образуется белый осадок. Объясним эти явления.

В первом растворе до сливания идет гидролиз по катиону:

Al³⁺+HOН Al(OH)²⁺+H⁺.

Во втором растворе до сливания - гидролиз по аниону:

CO₃^2-+HOН HCO₃-+OH-.

При сливании растворов происходит связывание OH- и H⁺ в молекулу воды: OH-+H⁺=H₂O, равновесие гидролиза смещается вправо и возможно протекание гидролиза по следующим ступеням:

Al(OH)²⁺ + HOН Al(OH)₂⁺ + H⁺.

Al(OH)₂⁺ + HOН Al(OH)₃v + H⁺.

HCO₃- + HOН “H₂CO₃” + OH-.

“H₂CO₃” > H₂O + CO₂.

Суммарное уравнение с учетом полного необратимого гидролиза имеет вид:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O 2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

Лекция по теме: «Окислительно-восстановительные реакции»

Окислители и восстановители

Все химические реакции можно разделить на два типа:

· Реакции, идущие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (реакции ионного обмена):

H₂SO₄ + 2NaOH Na₂SO₄ + 2H₂O.

· Реакции, идущие с изменением степени окисления или окислительно-восстановительные реакции:

H⁺₂SO₄ + Zn⁰ Zn⁺²SO₄ + H₂⁰.

Степень окисления - это условный, электрический заряд, который получает данный атом, присоединяя или отдавая электроны при взаимодействии с другими атомами. В отличие от заряда иона (например, Zn²⁺), степень окисления обозначают так: Zn (+2), Zn⁺².

При определении степени окисления атомов электролита в соединении пользуются таблицей относительных электроотрицательностей (см. Приложение Б) и исходят из предположения, что молекулы состоят из ионов.

Основные правила определения степеней окисления:

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю, т.к. электро-отрицательность атомов, образующих простое вещество одинакова и электронные пары расположены симметрично относительно ядер атомов (О₂⁰, H₂⁰, Zn⁰).

2. Атомы металлов в химических соединениях с неметаллами имеют положительную степень окисления. Так степень окисления щелочных металлов в химических соединениях всегда равна +1, щелочноземельных металлов +2, алюминия +3.

3. Водород во всех соединениях (кроме гидридов металлов) имеет степень окисления +1. В гидридах металлов степень окисления водорода равна -1 (Na⁺H- Са⁺²Н₂-).

4. Степень окисления кислорода почти во всех соединениях равна -2.

5. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Пример 1. Определите степень окисления атомов элементов в соединениях: KCl и ZnS.

Решение: Электроотрицательность металлов намного ниже электроотрицательности неметаллов, следовательно калий имеет, как элемент I группы степень окисления равную +1, цинк соответственно +2. Cl, S являются в данных веществах кислотными остатками и в соответствии с правилами диссоциации Cl имеет степень окисления -1, а S степень окисления -2.

Пример 2. Определите степень окисления атомов элементов в кислоте HNO₃.

Решение: Так как степень окисления атома кислорода равна -2, атома водорода +1, а сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю (правила 4-6), то можно рассчитать степень окисления атома азота, приняв ее за х: (+1)+(х)+( -23)=0, откуда х=+5.

Изменение степени окисления является результатом перехода электронов от одних атомов к другим.

Сущность процесса окисления состоит в потере электронов атомом или простым ионом. При этом степень окисления такого атома (иона) увеличивается. Атом (ион), отдающий электроны и повышающий степень окисления, называют восстановителем:

Zn⁰ 2e- Zn⁺²

При этом восстановителем является и вещество, в состав которого входит атом этого элемента.

Сущность процесса восстановления состоит в присоединении электронов восстанавливающимся атомом (ионом). Атом (вещество, ион), присоединяющий электроны и понижающий свою степень окисления, называется окислителем:

2 H⁺ + 2e- H₂⁰

Окислителем является и вещество, в состав которого входит атом этого элемента.

Типичные окислители

1) некоторые простые вещества (как правило, неметаллы) с высокой электроотрицательностью:

- галогены F₂⁰, Cl₂⁰, Br₂⁰. Их атомы переходят в степень окисления 1.

- кислород О₂⁰. (восстанавливается до 2, О²).

2) ионы (вещества), в состав которых входят атомы элементов в высшей степени окисления:

- H₂S⁺⁶O₄, S⁺⁶ восстанавливается до S⁺⁴ (SO₂), S⁰ или S^-2 (H₂S)

- HN⁺⁵O₃, N⁺⁵ восстанавливается до N⁺⁴ (NO₂), N⁺² (NO), N₂⁰, N^-3 (NH₄⁺)

- KMn⁺⁷O₄, Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺² (MnSO₄) - в кислой среде

до Mn⁺⁴ (MnO₂) - в нейтральной среде

до Mn⁺⁶ (K₂MnO₄) - в щелочной среде

- бихромат калия K₂Cr₂O₇. Cr⁺⁶ переходит в ион Cr³⁺ (Cr₂(SO₄)₃);

- селитра KN⁺⁵O₃, N⁺⁵ обычно переходит в N⁺³ (KNO₂) или N⁺⁴ (NO₂);

- бертолетова соль KCl⁺⁵O₃, Cl⁺⁵ переходит в Cl (KCl);

- оксид свинца PbO₄, Pb⁺⁴ переходит в Pb⁺² (PbCl₂).

Типичные восстановители

1) некоторые простые вещества (как правило, металлы) с низкой электроотрицательностью:

- щелочные и щелочноземельные металлы.

- водород Н₂.

2) ионы (вещества), в состав которых входят элементы в низшей степени окисления:

- сероводород H₂S-² и сульфиды (ZnS-²).

- иодиды (KI-¹).

Ионы (вещества), в состав которых входят элементы в промежуточной степени окисления (С⁺²О, свободная сера, сернистая кислота H₂S⁺⁴O₃ и пр.) могут проявлять как окислительные свойства, так и восстановительные.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Существует три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных веществ, то такие окислительно-восстановительные реакции называются межмолекулярными:

H⁺₂SO₄ + Zn⁰ Zn⁺²SO₄ + H₂⁰.

2. Если окислитель и восстановитель - одно и то же вещество с одинаковой степенью окисления, то это реакции диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Таким двойственным характером могут обладать неметаллы и сложные вещества с промежуточной степенью окисления атома одного из элементов:

3 Cl₂⁰ + 6 NaOH NaCl⁺⁵O₃ + 5 NaCl- + 3 H₂O.

3. Если в молекуле сложного вещества содержатся атомы, один из которых является окислителем, другой - восстановителем, то окислительно-восстановительные реакции с участием такого вещества называются внутримолекулярными:

N-³H₄N ⁺³O₂ N₂⁰+ 2 H₂O.

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Используют два метода расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

- метод электронного баланса;

- метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций (для реакций в растворах или расплавах).

Оба метода подчиняются основным правилам:

1) соблюдается закон сохранения массы вещества, т.е. число одних и тех же атомов в исходных веществах и в продуктах реакции одинаково;

2) в любой окислительно-восстановительной реакции число отданных электронов равно числу принятых электронов.

Метод электронного баланса

раствор реакция окислительный восстановительный

Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

Mn⁺²CO₃ + KCl⁺⁵O₃ Mn⁺⁴O₂ + KCl^-1 + CO₂

Cl⁺⁵ Cl

Mn⁺² Mn⁺⁴

б) составляют уравнения восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой реакции:

процесс восстановления Cl⁺⁵ + 6 e = Cl

процесс окисления Mn⁺² 2 e = Mn⁺⁴

в) подбирают дополнительные множители для уравнения так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в реакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в реакции окисления:

Cl+5 + 6 e = Cl	1
Mn+2 2 e = Mn+4	3

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3 MnCO₃ + KClO₃ 3 MnO₂ + KCl + CO₂

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение реакции:

3 MnCO₃ + KClO₃ = 3 MnO₂ + KCl + 3 CO₂

Пример 3. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком: H₂SO₄ (конц.)

+ Zn = ZnSO₄ + SO₂ + H₂О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют (атом цинка и атом серы):

H₂S⁺⁶O₄ (конц.) + Zn⁰ Zn⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + H₂О.

2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления:

S+6 + 2e- S+4	1	процесс восстановления,	окислитель;
Zn0 - 2e- Zn+2	1	процесс окисления,	восстановитель;

Т.к. число отданных и присоединенных электронов одинаково, дополнительные коэффициенты не требуются.

3. Подбираем окончательные коэффициенты в уравнении (водород и кислород уравниваются последними):

2 H₂SO₄ (конц.) + Zn ZnSO₄ + SO₂ + 2 H₂О.

Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия HI с концентрированной серной кислотой: HI + H₂SO₄ (конц.) = H₂S + I₂ + H₂О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют. В данном случае это атом йода и атом серы:

HI^-1 + H₂S⁺⁶O₄ (конц.) = H₂S^-2 + I₂⁰ + H₂О.

2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления:

S+6 + 8e- S-2	1	процесс восстановления,	окислитель;
I- - 1e- I0	8	процесс окисления,	восстановитель.

3. Найденные коэффициенты подставляем в уравнение:

8 HI + H₂SO₄ (конц.) = H₂S + 4 I₂ + H₂О.

4. Подбираем окончательные коэффициенты, сравнивая обе части уравнения

8 HI + H₂SO₄ (конц.) = H₂S + 4 I₂ + 4 H₂О.

Метод полуреакций

В водных растворах электролитов реакции протекают между ионами и, как правило, с участием среды раствора. Поэтому правильнее записывать процессы передачи электронов с их участием. Метод полуреакций имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса:

- реакции пишутся между реально существующими в растворе частицами;

- этим методом довольно просто уравнивать сложные реакции, протекающие в растворах;

- часть конечных продуктов реакции вытекает при написании полуреакций.

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇² и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺/Н₂О (для кислой среды) и ОН/Н₂О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда [O²] + 2 H⁺ = H₂O

щелочная среда [O²] + H₂О = 2 ОН

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H₂O = [O²] + 2H⁺

щелочная среда 2 ОН= [O²] + H₂О

В нейтральной среде можно пользоваться молекулами H₂O и ионами, на которые она диссоциирует: OH^- и H⁺.

Этапы метода подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса:

а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + S+ K₂SO₄

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ окислитель, H₂S восстановитель, H₂SO₄ кислотная среда реакции);

б) определяют степени окисления атомов элементов, изменяющихся в процессе реакции:

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H₂S^-2 + H₂SO₄ Cr₂⁺³(SO₄)₃ + S⁰+ K₂SO₄

в) составляют полуреакции, учитывая состав ионов, содержащих нужные атомы элементов, среду и количество электронов:

полуреакция восстановления: Cr₂O₇² + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O

полуреакция окисления: H₂S 2 e = S_(т) + 2H⁺

г) выравнивают число отданных и присоединенных электронов, используя наименьшее общее кратное их чисел:

полуреакция восстановления:	Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O	1
полуреакция окисления:	H2S 2 e = S(т) + 2H+	3

д) составляют суммарное уравнения полуреакций, с учетом рассчитанных коэффициентов, выравнивают число атомов элементов и зарядов справа и слева:

Cr₂O₇² + 14 H⁺ + 3 H₂S = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 S_(т) + 6 H⁺

или, сократив, Cr₂O₇² + 8 H⁺ + 3 H₂S = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 S_(т)

е) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄ и H₂O):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

ж) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения.

Пример 5. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ MnSO₄ + Na₂SO₄ + .

Решение: а) определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции.

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + H₂SO₄ Mn⁺²SO₄ + Na₂S⁺⁶O₄ +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

MnO4+ 8 H+ + 5 e	=	Mn2+ + 4 H2O	2	полуреакция восстановления
SO32 + H2O 2 e	=	SO42 + 2 H+	5	полуреакция окисления

в) составьте суммарное уравнение:

2 MnO₄ + 5 SO₃² + 6 H⁺ = 2 Mn²⁺ + 5 SO₄² + 3 H₂O

в) составьте полное уравнение:

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + К₂SO₄ + 3 H₂O.

Пример 6. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + КОН K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + .

Решение:

а) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + КОН K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂S⁺⁶O₄ +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

MnO4 + 1 e	=	MnO42	2	полуреакция восстановления
SO32 + 2 OH 2 e	=	SO42 + H2О	1	полуреакция окисления

в) составьте суммарное уравнение:

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

в) составьте полное уравнение:

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH = 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Пример 7. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂О MnO₂ + Na₂SO₄ + .

Решение:

а) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + H₂О Mn⁺⁴O₂ + Na₂S⁺⁶O₄ +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

MnO4 + 2 H2О + 3 e	=	MnO2 + 2 OH	2	полуреакция восстановления
SO32 + 2 OH 2 e	=	SO42 + H2О	3	полуреакция окисления

в) составьте суммарное уравнение:

2 MnO₄ + 4 H₂О + 3 SO₃² + 6 ОН= 2 MnO₂ + 8 ОН + 3 SO₄² + 3 H₂О

или, сократив, 2 MnO₄ + H₂О + 3 SO₃² = 2 MnO₂ + 3 SO₄² + 2 ОН

в) составьте полное уравнение в молекулярной форме:

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O = 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Таким образом, если перманганат-ион используется в качестве окислителя, то в зависимости от среды раствора уравнение полуреакции восстановления будет выглядеть:

в кислотной среде:	MnO4+ 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O
в щелочной среде:	MnO4 + 1 e MnO42
в нейтральной среде:	MnO4 + 2 H2О + 3 e MnО2(т) + 4 ОН.

Размещено на Allbest.ru

...