1 курс / Химия / neorganicheskaya_i_analiticheskaya_khimia_metodicheskie_ukazania

При окислении степень окисления элемента повышается, а при восста-

новлении понижается.

Частицы, принимающие электроны, играют роль окислителей, отдающие электроны - восстановителей.

Оба процесса — окисление и восстановление — протекают одновремен-

но. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно об-

щему числу электронов, принятых окислителем.

Существует три типа окислительно - восстановительных реакций:

1. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе различных молекул, называют межмолекулярными, например:

2Mg0 + О20 = 2Mg2+O2-.

2. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы, называются внутримолекулярными, например:

(N-3Н4)2Cr2+6О7 = N20 + Сг2+3О3 + 4Н2О

В данной реакции окислителем является хром со степенью окисления +6,

восстановителем - азот со степенью окисления -3.

3. Реакции диспропорционирования. В этих реакциях функции окис-

лителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент, например:

Hg+12Cl2 = Hg+2C12 + Hg°

Для нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-

восстановительных реакций можно воспользоваться методом электронного ба-

ланса или методом полуреакций.

Рассмотрим особенности данных методов на примере реакции: H2SO3 + HClO3 = H2SO4 + HCl

Метод электронного баланса

1. Расставим степени окисления атомов элементов, входящих в состав исход-

ных веществ и продуктов реакции.

H2+1S+4O3-2 + H+1Cl+5O3-2 = H2+1S+6O4-2 + H+1Cl-1

61

2.Подчеркнем те атомы, которые изменяют свои степени окисления.

3.Составим электронный баланс переходов.

4. Суммируем левые и правые части схем переходов, перемножая их на найденные коэффициенты.

3S4+ + С1+5 → 3S+6 + Cl ¯

5. Переносим найденные коэффициенты в молекулярную схему реакции. 3H2SO3 + НСlО3 = 3H2SO4 + НС1

В данном методе принимаются во внимание условно существующие в раство-

рах ионы: S+6 вместо реального иона SO42-; С1+5 вместо реального иона ClO-.

Метод полуреакций

Данный метод оперирует переходами реальных ионов. При уравнивании окислительно-восстановительной реакции этим методом следует придержи-

ваться следующего порядка:

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реак-

ции, отметить элементы, изменяющие степень окисления, найти окислитель и восстановитель.

2.Написать ионное уравнение реакции. При этом слабые электролиты, осадки или газы записать в виде молекул.

3.Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием ре-

ально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

4. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуре-

акций, при этом следует учитывать, что в превращениях могут участвовать ча-

стицы среды Н2О, Н+ в кислой среде, Н2О ОН- в щелочной среде.

5.Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой части полуреакции необходимое число электронов.

6.Подобрать коэффициенты для полуреакции так, чтобы число электронов,

62

отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

7. Сложить левые и правые части полуреакций с учетом найденных коэффици-

ентов и расставить коэффициенты в исходное уравнение реакции.

Пример 1: Рассмотрим реакцию: H2SO3 + НСlO3 = H2SO4 + HC1

В данной реакции повышается степень окисления серы от +4 до +6 (сера окисляется, в реакции является восстановителем) и понижается степень окис-

ления хлора от +5 до -1 (хлор восстанавливается, является окислителем).

Записываем ионное уравнение реакции:

Н+ + SO32- + СlO3- = Н+ + С1- + SO42-

Из уравнения видно, что ион SO32- превращается в ион SO42-, а ион ClO-з в

ион Cl¯. При рассмотрении окисления сульфита исходим из схемы: SO2-3 →

SO2-4 . Поскольку для этого превращения необходим один атом кислорода, ис-

пользуем молекулу воды, при этом в правой части образуются два иона водо-

рода. Суммарный заряд ионов в правой части равен нулю, а в левой части -2,

поэтому вычитаем два электрона, т.е.:

SO32- + Н2О – 2е = SO42- + 2 Н+

При восстановлении иона С1О3- в ион Сl- три атома кислорода связываются с шестью ионами водорода, превращаясь в 3 молекулы воды. Для уравнивания числа зарядов в правую часть добавляем шесть электронов, т.е.:

С1О3- + 6Н+ + 6е = Cl- + 3Н2О

Суммируем правые и левые части рассмотренных полуреакций, предваритель-

но умножаем их на найденные коэффициенты:

В окончательной форме уравнение имеет следующий вид:

3H2SO3 + НСlО3 = 3H2SO4 + HCl H2SO3 - восстановитель, НСlО3 – окислитель.

63

Пример 2: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

В данной реакции понижается степень окисления марганца от +7 до +2 (марганец восстанавливается, в реакции является окислителем), и повышается

степень окисления кислорода от -1 до 0 (кислород окисляется, в реакции яв-

ляется восстановителем).

При рассмотрении окисления кислорода исходим из схемы: H2O2 → O2;

Полуреакция имеет вид: Н2О2 -2е → О2 + 2Н+

При рассмотрении восстановления исходим из схемы: МпО4-1 → Мn2+;

Для связывания четырех атомов кислорода используем восемь ионов водорода и добавим в левую часть пять электронов МпО4-1 + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н2О

5Н2О2 + 2МnО4- + 6Н+ = 5О2 + 2Мn2+ + 8Н2О

В окончательной форме уравнение имеет следующий вид:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O KMnO4 – окислитель, Н2О2 – восстановитель.

1.5.1. Методические указания по теме

В данной теме необходимо:

– понять сущность окислительно-восстановительных процессов, как ре-

акций, связанных с переходом электронов между реагирующими атомами и из-

менением их степеней окисления;

–знать понятия: процесс окисления (процесс отдачи электронов), про-

цесс восстановления (процесс принятия электронов); окислитель принима-

ет электроны, восстановитель отдает электроны;

–овладеть метод электронного баланса и методом полуреакций.

64

1.5.2.Контрольные задания 91-100

–Дайте характеристику окислительно - восстановительных процессов;

–Сформулируйте понятия: окисление, восстановление, окислитель, восстано-

витель, степень окисления;

–Подберите коэффициенты в представленных уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель;

–Рассчитайте массу окислителя, необходимую для реакции с 5 г восстановите-

ля.

91. KMnO4 + FeSO4 + Н2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О 92. KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

93.Н2О2 + NaI + H2SO4 = I2 + H2O + Na2SO4

94.K2Cr2O 7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O

95. К3РО3 + KMnO4 + H2SO4 = К3РО4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

96.FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fе2(SO4)3 + H2O

97.KBr + МnО2 + H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

98.P + HNO3 + H2O = H3PO4 + NO

99. K2Cr2O7 + Na2SO3 + Н2SО4 = Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O 100. CrCl3 + Br2 + KOH = K2CrO4+ KBr +KCl + H2O

1.5.3. Лабораторная работа № 3

Окислительно-восстановительные процессы

Важнейшие понятия: степень окисления, окислительно - восстановительные процессы как реакции переноса электронов, процесс окисления, процесс вос-

становления. Окислитель, восстановитель. Окислительно - восстановительный потенциал и направление редокс - процессов. Принципы подбора и расстанов-

ки коэффициентов в редокс-процессах.

1. Дайте определение степени окисления элемента.

2. Как на основе строения атома элемента серы предсказать возможные степени окисления ее?

65

3. Приведите примеры соединений серы с этими степенями окис-

ления.

Опыт № 1. Изменение окислительно - восстановительных свойств элемента с изменением степени окисления.

В четыре пробирки поместите по 3-4 капли растворов: в первую - под-

кисленный раствор перманганата калия и добавьте 3-4 капли раствора сульфи-

да натрия, во вторую - подкисленный раствор перманганата калия и немного кристаллов сульфита натрия. В третью пробирку - 1 мл подкисленного раствора иодида калия и немного раствора сульфита натрия, а также 2-3 капли раствора крахмала. В четвертую пробирку -1 мл концентрированной серной кислоты и одну гранулу цинка (тяга!).

1. Запишите уравнения реакций и методом электронного баланса подбе-

рите коэффициенты.

2.Заполните таблицу .

3.Укажите направление редокс-процессов, используя значения стан-

дартных редокс-потенциалов.

Опыт № 2. Изучение закономерностей изменения редокс - свойств элементов в соответствии с их положением в таблице Д.И. Менделеева.

К 5 каплям бромида натрия прилейте 5 капель свежеприготовленной хлорной воды и 5 капель бензола. Смесь перемешайте, дайте отстояться.

Наблюдайте окраску водного и бензольного слоев.

То же проделайте с раствором иодида калия.

66

1.Представьте электронную структуру атомов галогенов: Сl, Br, I.

2. Напишите уравнения происходящих реакций.

3.Как изменяются окислительные свойства галогенов при движении по подгруппе сверху вниз? От каких особенностей в строении атомов это зависит?

4.Как изменяются восстановительные свойства ионов Cl -, Br - , I -?

Ответ мотивируйте.

Опыт №3. Изучение влияния реакции среды на протекание редокс-процессов В три пробирки поместите по 3-4 капли раствора КМnО4 (перманганата

калия). Раствор в первой подкислить, во второй пробирке создать щелочную среду. В каждую из трех пробирок внести немного кристаллов сульфита натрия. Наблюдения занести в таблицу.

рите коэффициенты.

2.Сделайте вывод о глубине восстановления перманганата в различ-

ных средах.

3.Какие ионы принимают участие в редокс-процессах, кроме MnO4- и

SO32- в изученных превращениях?

67

2. Химия биогенных элементов и их соединений

2.1. Методические указания по теме

Данный раздел посвящен свойствам и реакционной способности важней-

ших неорганических простых веществ и их соединений.

При изучении этого раздела необходимо:

–уяснить понятие "биогенный элемент";

–знать строение атома этих элементов, положение в системе Д. И. Менделеева,

характер образуемых ими типов связи и реакционную способность;

–связать химические свойства биогенных элементов и их соединений с ролью в биосистемах, в атмосфере, в гидросфере и почве;

–ответить на вопросы в разделе при его изучении, рассматривая их базой для самоподготовки по теме.

Структурные образования живой и растительной клеток включают в себя шесть элементов: водород, углерод, кислород, азот, фосфор и серу. Эти элементы называют органогенными. Около 99% живых тканей содержат толь-

ко четыре элемента: водород, кислород, углерод и азот. Семь элементов метал-

лов - железо, кобальт, марганец, натрий, калий, кальций, магний играют решающую роль в основных процессах жизнедеятельности. Перечень этот нельзя сократить, но можно значительно расширить. Элементы: медь, цинк,

молибден, йод и другие – также имеют существенное значение для нормально-

го существования живых и растительных клеток. Все эти элементы относят к числу биогенных.

2.2.Водород, кислород и их соединения Контрольные задания 101-110

101.Опишите окислительно - восстановительные свойства и области примене-

ния пероксида водорода. Закончите уравнения реакций, подберите коэффици-

енты методом полуреакций:

68

Н2О2 + КМnО4 + H2SO4→

Н2О2 + Na2SO3 →

102. Сравните окислительные свойства серы и кислорода на примере их реак-

ций с металлами. Чем объяснить, что скорость взаимодействия серы с металла-

ми выше, чем аналогичных реакций с кислородом?

103. Опишите свойства и биологическую роль озона. Укажите вещества, со-

держание которых в воздухе несовместимо с присутствием озона: SO2, H2S, CO2, N2. Напишите уравнения соответствующих реакций.

104. Вода как ассоциированная жидкость. Чем объяснить аномальные свойства воды по сравнению с водородными соединениями серы, азота, фтора, фосфора

(температура плавления, кипения, теплота плавления, испарения, плотность твердой и жидкой фазы, теплоемкость)? Как это связать с биологической ро-

лью воды?

105. Почему в периодической системе элементов водород размещают как в первой, так и в седьмой группе? Напишите уравнения реакций, подтверждаю-

щих его сходство со щелочными металлами и с галогенами.

106. Перечислите химические свойства водорода.

–Как отличить водород от кислорода, оксида углерода (IV), азота?

–Что такое атомарный водород? Одинаковы ли свойства атомарного и молеку-

лярного водорода?

107. На каком свойстве пероксида водорода основано его отбеливающее и сте-

рилизующее действие? К какому типу реакций относится разложение перокси-

да водорода? Ответ подтвердите уравнениями электронного баланса. К 150 г

раствора пероксида водорода прибавили немного диоксида марганца. Выде-

лившийся кислород при н.у. занял объем 1л. Вычислите массовую долю перок-

сида водорода в исходном растворе.

108. Опишите кислотные свойства пероксида водорода. Приведите константы диссоциации пероксида водорода по первой и второй ступени. Рассчитайте рН

69

раствора пероксида водорода с концентрацией 10-2 моль/л. Почему пероксид водорода называют экологически безопасным веществом?

109. Охарактеризуйте окислительно - восстановительные свойства водорода и ионов водорода. Приведите примеры реакций. Какой объем водорода (н. у.)

можно получить при действии цинка на раствор серной кислоты объемом 200

мл с массовой долей 20%. Плотность раствора 1.14 г/см3.

110.Опишите действие воды на металлы. При взаимодействии щелочно-

земельного металла массой 3.425 г с водой выделился водород объемом 560 мл

(н. у.). Определите, какой металл взят для реакции?

2.3. Азот и его соединения

Контрольные задания 111-120

111. а) Какое положение занимает элемент азот в системе Менделеева?

б) Напишите электронную формулу атома азота. Укажите максималь-

ную валентность и возможные степени окисления;

в) Опишите условия процесса получения синтетического аммиака.

Рассчитайте массовый процент азота в;

–нитрате аммония NH4NO3;

–диаммофосе (NH4)2HPO4.

г) Рассмотрите и докажите редокс - свойства соединений азота со степе-

нью окисления +3 на примере следующих взаимодействий; составьте реакции:

KMnO4 + KNО2 + H2SO4 →

KI + KNO2 + H4SO4 →NO +…

112. а) Перечислите и напишите формулы природных ресурсов азота.

б) Опишите способы получения азота в промышленности;

в) Чем объяснить химическую инертность молекулы азота? Ответ мотиви-

руйте. Рассчитайте, во сколько раз азот легче или тяжелее воздуха?

70