Контрольные вопросы

1. Что такое рН? Какова математическая зависимость между рН и концентрацией ионов водорода [H⁺]?

2. Для одного раствора рН = 5, для другого рН = 2. Какой раствор более кислый? Во сколько раз в нем концентрация водородных ионов выше, чем в другом?

3. Какие реакции называются реакциями гидролиза?

4. Приведите примеры гидролиза соли, образованной а) слабым основанием и сильной кислотой, б) сильным основанием и слабой кислотой.

5. Какую соль следует добавить к раствору соли CuCl₂, чтобы произошла реакция совместного гидролиза? Напишите несколько реакций.

6. Напишите уравнения реакций гидролиза следующих солей:

а) хлорида олова (II);	г) силиката натрия;	ж) сульфата железа (II);
б) карбоната калия;	д) нитрата марганца (II);	з) ортофосфата натрия.
в) сульфида калия;	е) нитрита натрия;

Какое значение рН (7) будут иметь растворы этих солей?

7. Что называется степенью гидролиза? Как влияют на степень гидролиза температура, концентрация раствора, природа соли?

8. Константа диссоциации синильной кислоты (HCN) равна 7,2,а хлорноватистой (HClO) 3,010. Какая из солей –KCNилиKClOбудет подвергаться гидролизу в большей степени?

Лабораторная работа № 8 окислительно-восстановительные процессы

Цель работы: освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, установление возможности их протекания, и влияние рН на ход реакции.

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов реагирующих веществ. Химические реакции второго типа сопровождаются изменением степеней окисления взаимодействующих веществ и называются окислительно-восстановительными:

– реакция обмена;

– окислительно-восстановительная реакция.

Степенью окисления(с. о.) называется условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из простых ионов. Положительная степень окисления определяется количеством электронов, отданных электронейтральным атомом, отрицательная – количеством электронов, принятых электронейтральным атомом.

Степень окисления атома в соединении можно вычислить, зная, что молекула электронейтральна, т. е. алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю. При этом исходят из правила, что некоторые атомы в соединениях имеют постоянную степень окисления:

а) с. о. атомов в простых веществах равна нулю;

б) с. о. водорода в соединениях всегда (+1), кроме гидридов;

в.)с. о. кислорода в соединениях всегда (–2), кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов, ;

г) с. о. фтора в соединениях всегда (–1);

д) с. о. атомов металлов всегда положительна и равна:

I A гр. – (+1);

II A, B гр. – (+2);

III A, B гр. – (+3);

е) атомы неметаллов могут иметь как положительную, так и отрицательную степень окисления.Отрицательная с. о. определяется числом электронов, которые может принять электронейтральный атом и равна: (№ гр. – 8); высшая положительная с. о. равна № гр., наиболее устойчивая промежуточная положительная определяется как (№ гр. – 2).

Пользуясь этими правилами, можно определить с. о. любого атома в соединении. Например, определим с. о. хлора в следующих соединениях:

+1 + x = 0	+1 + x –2 = 0	+2 + 2x – 62 = 0	+1 + x – 8 = 0
x = –1	x = +1	x = +5	x = +7

Основные положения теории окислительно-восстановительных процессов

1. Окисление-восстановление – это единый процесс.

2. Окислением называется процесс отдачи электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

3. Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны,называется окислителем. При присоединении электронов окислитель восстанавливается.

4. Атомы элемента, находящегося в высшей степени окисления, могут проявлять толькоокислительные свойства, а внизшей степени окисления – только восстановительные свойства. Атом элемента, находящегося в промежуточной степени окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Важнейшие окислители:

а) типичные неметаллы – фтор, хлор, кислород и др. Проявляя окислительные свойства, они принимают электроны и превращаютсяв отрицательные ионы();

б) кислоты и их соли, содержащие атомы металлов и неметаллов в высшей степени окисления – и др.

Из кислот наибольшее практическое значение в качестве окислителей имеют азотная и концентрированная серная;

в) водород в степени окисления +1 (в растворах кислот и воде) –

;

г) ионы, содержащие металлы в высшей степени окисления – Pb²⁺, MnO₄^–, CrO₄^2–и др.

Важнейшие восстановители:

а) нейтральные атомы: металлы и некоторые неметаллы (и др.). Наиболее сильные восстановители (щелочные и щелочно-земельные металлы) в химических реакциях отдают электроны.

Например: ;

б) отрицательно заряженные ионы неметаллов: (например, в соединениях) и др.;

в) ионы металлов в низшей степени окисления: и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью: могут быть как окислителями, так и восстановителями. Например:

,	.
восстановление	окисление

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три типа: 1) молекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул, 2) внутримолекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы, 3) диспропорционирования – характерны для веществ, имеющих в своем составеатомы элемента в промежуточной степени окисления.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Этим методом определяют стехиометрические коэффициенты с помощью электронных уравнений. Для этого:

1. Составляют схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отмечают элементы, изменяющие степень окисления, находят окислитель и восстановитель.

2. Составляют схемы полуреакций, уравнивая число зарядов в левой и правой части каждой полуреакции.

3. Подбирают коэффициенты для полуреакций с учетом того, что число электронов, отдаваемое восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем.

4. Складывают уравнения полуреакций с учетом коэффициентов.

5. Расставляют коэффициенты в уравнении реакции.

Например:

,

восстановитель	5		–	процесс окисления;
окислитель	1		–	процесс восстановления.

Для количественной характеристики окислительно-восстанови-тельной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, пользуются величинами электродных или окислительно-восстановительных потенциалов.

Чем больше алгебраическая величина электродного потенциала, тем активнее данная частица как окислитель, и наоборот.

Пользуясь таблицей стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления и направленность окислительно-восстановительных реакций. Процесс может протекать в выбранном направлении при условии, если разность потенциалов имеет положительное значение, а, следовательно, и ЭДС системы величина положительная.

Например, перманганат калия можно получить окислениемманганата калия бромом:.

Можно ли вместо брома использовать хлор или йод?

По таблице стандартных окислительно-восстановительных потенциалов находим электродные потенциалы пар:

= 0,56 В;	=1,36 В;
= 1,08 В;	= 0,53 В.

Вычисляем ЭДС реакций: ЭДС = Е_окис. – E_восст

а) ЭДС = 1,08 – (+0,56) = 0,52 (В);

б) ЭДС = 1,36 – (+0,56) = 0,80 (В);

в) ЭДС = 0,53 – (+0,56) = – 0,03 (В).

Значит, в качестве окислителя можно использовать хлор, но нельзя йод.

При решении вопроса возможного направления протекания окислительно-восстановительных реакций следует помнить:

1. Окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования менее активных веществ из более активных.

2. Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь в большинстве случаев протекает та, ЭДС которой наибольшая.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Возможность протекания реакции и окислительно-восстановительные потенциалы реагирующих веществ.

Выполнение работы

Прежде чем приступить к опытам, следует написать электронные схемы уравнений всех пяти систем (процессы окисления и восстановления). Записать стандартные потенциалы (см. табл. 6) окислителей и восстановителей. Дать обоснованный ответ, какие из этих реакций возможны, а какие нет.

1. ;

2. ;

3. _(конц.) ;

4. ;

5. .

Убедиться в правильности выводов, проделав возможные реакции. Для этого налить в пробирку3 –4 капли раствора одного вещества и столько же другого. В опытах с медью взять 1 кусочек металла и опустить в пробирку с кислотой.

Опыт 2. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.

Выполнение работы

В три пробирки внесите 3-4 капли раствора перманганата калия . В одну из них добавьте 2-3 капли 2 н раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 2 н раствора щелочи. Затем в каждую из пробирок внесите на кончике шпателя сухой сульфит натрия. Пробирки встряхните. Отметьте изменение окраски раствора в каждой пробирке. Для протекающих реакций составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель. Сделайте вывод о влиянии рН среды на окислительные свойства перманганата калия:

а) ;

б) ;

в) .

Контрольные вопросы

1. Дайте определение окислительно-восстановительных реакций. В чем их отличие от реакций обмена?

2. Что называется степенью окисления? У каких атомов в соединениях степень окисления постоянна? Определите степень окисления азота в соединениях: .

3. Как количественно характеризуется окислительно-восстановительная способность веществ? По таблице 6 определите окислительно-восстановительные потенциалы переходов. К окислителям или восстановителям можно отнести эти вещества:

a) ;	б) ;	в) ;
г) ;	д) ;	е) ?

4. Окисление или восстановление происходит при переходах:

а) ;	б) ;	в) ;
г) ;	д) ;	е) ?

5. Как теоретически можно предсказать возможность протекания окислительно-восстановительной реакции? Какие из этих реакций возможны, а какие нет? Для возможных реакций составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты:

а) ;

б) ;

в) ;

г) ;

д) ;

е) ;

ж) ;

з) ;

и) 

к) 

л) 

м) 

н) 

о) 

п) 

р) 

с) .

6. Назовите типичные окислители и восстановители.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Таблица 6

Окислитель	Число электронов	Восстановитель	(В)
	5		+1,52
	6		+1,36
	2		+1,36
	1		+0,81
	1		+0,77
	3		+0,57
	1		+0,55
	2		+0,40
	2		+0,34
	2		+0,20
	2		0,00