Задачі для розв’язування на занятті:

1. Обчислити рН 0,01М розчину азотної кислоти.

2. Обчислити ступінь дисоціації та константу дисоціації оцтової кислоти, якщо розчин, у якому міститься 0,1 моль/л оцтової кислоти, має рН=2,87.

3. Чому дорівнює концентрація гідроксид – іонів у розчині, рН якого дорівнює 10,80?

4. Обчислити рН 0,1М розчину ортофосфату калію.

Контрольні питання:

1. Дисоціація води. Що називають іонним добутком води?

2. Поняття про водневий (рН) та гідроксильний (рОН) показники.

3. Поняття про буферні розчини.

4. Буферна ємність.

5. Гідроліз солей.

Задачі:

1. Розрахуйте рН розчину, що містить 0,001 моль/л гідроксиду барію.

2. Концентрація іонів водню у розчині дорівнює 4*10^-3 моль/л. Обчислити рН розчину.

3. Обчислити концентрацію іонів водню у розчині, рН якого дорівнює 4,60.

4. Обчислити концентрацію НСО₃ ^- та СО₃ ^2- у 0,01М розчині вугільної кислоти, якщо рН цього розчину дорівнює 4,18.

5. Обчислити ступінь гідролізу ацетату калію у 0,1М розчині та рН розчину.

Лабораторна робота № 9. Окислювально-відновні реакції.

Мета роботи – навчити складати рівняння реакцій, на яких засновані практично всі засоби одержання металів із руд, електрохімічні та інші процеси в природі і техніці.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Всі хімічні реакції можна розділити на два типи.

До першого типу відносять реакції, які відбуваються без зміни ступеня окислення атомів, що входять до складу речовин. Наприклад,

Ag⁺¹N⁺⁵O₃^-2 + Na⁺¹CI^-1= Ag⁺¹CI^-1 + Na⁺¹N⁺⁵O₃^-2

Ca⁺²C⁺⁴O₃^-2 = Ca⁺²O^-2 + C⁺⁴O₂^-2

Ступінь окислювання кожного з атомів після реакції не змінилася.

До другого типу відносять реакції, що відбуваються із зміною ступеня окислення атомів одного або декількох елементів. Так, наприклад у реакціях:

Zn⁰ + 2H⁺¹CI^-1 = Zn⁺²CI₂^-1 + H₂⁰

Sn⁺²CI₂^-1 + 2Fe⁺³CI₃^-1 = Sn⁺⁴CI₄^-1 + 2Fe⁺²CI₂^-1

Цинк і водень у перший, олово і залізо в другій реакції змінюють ступінь окислення.

Реакції, при яких змінюється ступені окислення атомів, молекул або іонів, які реагують, називаються окисно-відновними.

Залежно від того, до складу яких вихідних речовин входять окисник та відновник, окисно – відновні реакції можна поділити на три основних типи:

1. реакції міжмолекулярного окиснення – відновлення (ММОВ), коли окисник та відновник входять до складу різних вихідних речовин: S⁰ + O₂ ⁰= S⁺⁴O₂^-2 (S⁰-відновник, О₂⁰-окисник);

2. реакції внутрішньо молекулярного окиснення – відновлення (ВМОВ), коли окисник та відновник мають різні ступені окиснення, але входять до однієї і тієї ж молекули складної вихідної речовини: N^-3H₄N⁺³O₂ = N₂ ⁰+ 2H₂O (N^-3- відновник, N⁺³- окисник);

3. реакції самоокислення – самовідновлення (СС), коли окисник та відновник – атоми одного і того ж хімічного елемента входять до складу однієї і тієї ж вихідної речовини з однаковим ступенем окиснення: CI₂ ⁰ + H₂O = HCI^-1 + HCI⁺¹O (CI₂ ⁰ – окисник та відновник).

Щоб правильно скласти рівняння окислювально-відновної реакції, роздивимося основні положення теорії окисно-відновних реакцій.

Процес віддачі електронів, що супроводжується підвищенням ступеня окислення елемента, називається окислюванням. Наприклад,

Fe⁰ - 3ē =Fe⁺³

H₂⁰ - 2ē = 2H⁺¹

Процес приєднання електронів, що супроводжується зниження ступеня окислення елемента, називається відновленням. Наприклад,

S⁰ + 2ē = S^-2

Cr⁺³ + ē = Cr⁺²

Атоми, молекули або іони (Fe⁰, H₂⁰), що віддають електрони, називається відновниками.

Атоми, молекули або іони, що приймають електрони, називаються окислювачами.

У періодах періодичної системи Д.І.Менделєєва зліва на право підсилюється окислювальна здатність атомів елементів та зменшується їх відновлювальна здатність; в головних підгрупах зверху вниз підсилюється відновлювальна здатність атомів елементів та зменшується їх окислювальна здатність. Найбільш активними відновниками є метали 1 та 2 груп, найбільш активними окислювачами – неметали 6 та 7 груп (кисень, озон, галогени).

Число електронів, що віддаються атомами, молекулами, іонами відновника дорівнює числу електронів, що приєднуються атомами, молекулами та іонами окислювача.

Число електронів, що зміщаються від одного атома або іона до другого, називається ступенем окислення елемента.

Ступінь окислення

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

окислення

відновлення

Ступінь окислення це умовне поняття, що не відбиває дійсного розподілу зарядів між атомами.

Ступінь окислення елемента в простих речовинах дорівнює нулю (Н₂, О₂, Со, Ag, К).

Ступінь окислення атома водню (+1) за винятком гідридів металів, де вона дорівнює (-1). Наприклад,

Na⁺¹H^-1, K⁺¹H^-1, Ca⁺²H₂^-1 і т.д.

Ступінь окислення кисню у більшості випадків дорівнює (-2), за винятком перекисових сполук (Н₂⁺¹О₂^-1 і Na₂⁺¹O₂^-1), де вона дорівнює (-1), і фторид кисню O⁺²F₂^-1, у якому ступінь окислення дорівнює (+2).

У сполуках алгебраїчна сума ступенів окислювання дорівнює нулю. Наприклад, H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2.

Для визначення ступеня окислення елементів у сполуках можна користуватися числовими величинами електронегативності елементів. Нам вже відомо, що електрони зміщаються в хімічній сполуці від елемента з меншою електронегативністю до елемента з більшою електронегативністю. Так, наприклад, у РІ₃ загальні електрони зміщаються від фосфору до йоду, тому ступінь окислення фосфору дорівнює +3, а йоду –1. У нітриді йоду NI₃ ступінь окислення азоту і йоду дорівнює –3 і +1, оскільки електронегативність азоту більша, ніж електронегативність йоду.