Неорг химия

+2

В реакции (1) соединение HgO является окислителем за счет атома Hg и вос-

становителем за счет атома		−2		является
		O. В реакции (2) соединение NH4NO3
окислителем за счет атома	+5	и восстановителем за счет атома	−3
	N		N .

3. Реакции диспропорционирования. В таких реакциях атомы-окисли-

тели и атомы-восстановители являются атомами одного и того же элемента, находящимися в одинаковой степени окисления, и входят в состав одного вещества. Диспропорционированию подвергаются вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления. Например, в реакции

0	-2	+4
3S+6NaOH=2Na2	S+Na	2 SO3 +3H2O
процесс окисления		0	+4		1
		S	−4e− = S
процесс восстановления		0	−2		2
		S	+ 2e− = S
		0

окислитель и восстановитель − это атом серы S.

4. Окислительно-восстановительные реакции, в которых в процессе окисления и в процессе восстановления образуются одни и те же продукты, называют реакциями конпропорционирования. В этих реакциях окислитель и восстановитель являются атомами одного и того же элемента в различных степенях окисления, входящими в разные вещества. Например, окисление бромиданиона в KBr и восстановление бромат-аниона в KBrO3 приводят к образованию одного и того же продукта – молекулярного брома:

5 KBr + KBrO3 + 3 H2SO4 = 3 Br2 + 3 K2SO4 + 3 H2O

процесс окисления	−1	0		5
	2Br	−2e− = Br2
процесс восстановления	+5	0		1
	2Br	+10e− = Br2

101

Взаимодействие металлов с кислотами

Восстановительные свойства металлов определяются:

1)величиной стандартного восстановительного потенциала (чем меньше величина потенциала, тем активнее металл как восстановитель);

2)химической природой кислоты;

3)концентрацией кислоты.

Хлороводородная и разбавленная серная кислоты проявляют свои окис-

лительные свойства за счет иона Н+, поэтому они взаимодействуют только с металлами, имеющими ∆E0 < 0. Однако следует помнить, что на растворение металлов в кислотах влияют свойства образующихся при этом солей. В случае образования труднорастворимых солей, например PbCl2, PbSO4, образуется защитная пленка на поверхности металла и реакция взаимодействия металла с кислотой может прекратиться. Повышение температуры, как правило, приводит к увеличению скорости растворения металлов.

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства

+6

за счет атома серы в высшей степени окисления ( S ). В зависимости от восстановительной силы металла могут образовываться различные продукты восстановления серы: H2S, S, SO2. Примерная схема взаимодействия такова:

	Металл		Продукты
	K, Na, Ca, Mg, Al, Zn		−2
+6	(активные металлы)		H2 S + соль + H2O
H2 S O4		→
	Fe, Co, Ni, Sn, Cu, Ag, Hg		+4
	(малоактивные металлы)		S O2 + соль + H2O

Возможна также промежуточная ситуация с образованием элементарной

серы. Образующиеся соли чаще содержат металл в высшей степени окисления

(Fe+3, Cu+2, Sn+4).

102

Азотная кислота проявляет свои окислительные свойства только за счет

+5

N , поэтому водород из азотной кислоты никогда не выделяется.

Природа продуктов восстановления разбавленной азотной кислоты оп-

ределяется стандартным электродным потенциалом металла. Чем активнее ме-

талл, тем глубже идет восстановление азота, вплоть до низшей степени окисле-

−3

ния N с образованием аммиака, который, в свою очередь, взаимодействует с азотной кислотой, образуя нитрат аммония.

+5

H N O3

Металл			Продукты
K, Na, Ca, Mg, Al, Zn		−3	+5
(активные металлы)		N H4 NO3 + соль + H2O
	→
Fe, Co, Ni, Sn, Cu, Ag, Hg		+2	+ соль + H2O
(малоактивные металлы)		N O

В зависимости от концентрации кислоты и условий проведения реакций возможно также образование свободного азота N2 и оксида азота N2O.

Концентрированная азотная кислота является очень сильным окисли-

телем и растворяет практически все металлы, за исключением самых благород-

ных (Pt, Au, W, Ir и др.). Al, Fe, Cr, Ni, Co при охлаждении концентрированной азотной кислотой пассивируются, но при нагревании – растворяются. Как пра-

вило, в результате реакции образуется оксид азота (IV) – бурый газ NO2. Общая схема процесса такова:

Ме + HNO3 → соль + NO2 + H2O.

При растворении Ge, Sn, Ti в концентрированной азотной кислоте обра-

зуются не соли металлов, а продукты их гидролиза – нерастворимые кислоты: H2GeO3, H2SnO3, H2TiO3, содержащие металл в высшей степени окисления +4.

103

Взаимодействие металлов с растворами щелочей и солей

В растворах щелочей растворяются только те металлы, которые имеют отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находятся левее водорода в ряду активности и при этом образуют амфотерные гидроксиды (Be, Al, Zn, Sn, Pb). Процесс растворения такого металла в щелочи состоит из двух стадий:

1) лишенный оксидной пленки металл взаимодействует с водой: Be + 2H2O → Be(OH)2 + H2;

2) образующийся амфотерный гидроксид взаимодействует со щелочью: Be(OH)2 +2NaOH → Na2[Be(OH)4].

Суммарный процесс выглядит следующим образом: Be + 2H2O + 2NaOH → Na2[Be(OH)4] + H2.

В растворах солей варианты поведения металлов могут быть различны-

ми:

1)металл с меньшим стандартным электродным потенциалом будет вытеснять, т. е. восстанавливать металл с большим стандартным потенциалом из его соли;

2)многие соли в водных растворах сильно гидролизованы, что приводит к вторичным реакциям активных металлов с кислотами или щелочами, являющимися продуктами гидролиза соли.

Например, при нагревании алюминия с раствором карбоната натрия наблюдается выделение водорода. Алюминий не может восстановить натрий, так

как Е0(Al3+/Al0) = -1,7 B > Е0(Na+/Na0)= -2,71 B. Карбонат натрия гидролизуется по аниону, подщелачивая раствор:

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH.

Алюминий взаимодействует с водным раствором щелочи с выделением водорода:

2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H2.

Суммарный процесс можно записать следующей реакцией: 2Na2CO3 + 2Al++8H2O → 2NaHCO3+ 2Na[Al(OH)4] + 3H2.

104

4.КАРТА КОНТРОЛЯ 18,19

1.Какая реакция не являетcя окислительно-восстановительной ?

1.2 Pb + O2 + 2 H2O = 2 Pb(OH)2

2.PbO2 + 4 HCl = PbCl4 + 2 H2O

3.2 PbS + 3 O2 = 2 PbO + 2 SO2

4.PbCl4 = PbCl2 + Cl2

5. Pb + 4 KOH + 2 H2O = K4[Pb(OH)6] + H2

2. Какое вещество за счет атомов S может быть только восстановителем ?

1.H2SO4

2.SO3

3.Na2SO3

4.K2S

5.SO2

3. Укажите процесс окисления

1.H2SO3 → S

2.S → H2S

3.SO2 → H2SO4

4.SO3 → H2SO4

5.H2SO3 → SO2

18Необходимо указать номер правильного ответа.

19Правильные ответы смотрите на стр.164.

105

4. Укажите процесс восстановления

1.HCl → HClO2

2.HClO → HClO3

3.HClO4 → Cl2

4.HClO → HClO4

5.HClO3 → Cl2O5

5. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса:

НCl + KMnO4 → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O

и укажите стехиометрический коэффициент H2O.

1.6

2.10

3.8

4.4

5.12

106

5. ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ

Опыт 1.Сравнение восстановительной активности галогенидов

Проводить в вытяжном шкафу!

В одну пробирку поместите небольшое количество кристаллического бромида калия, в другую – столько же иодида калия. В обе пробирки добавьте 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Обратите внимание на образование окрашенных продуктов и газов с резкими запахами.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

KBr + H2SO4 → Br2	+ K2SO4	+ SO2 + H2O;
KI + H2SO4 → I2	+ K2SO4	+ H2S + H2O.

Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают галоге- нид-ионы? Почему? Сделайте вывод об относительной активности Br- и I-. Поясните вывод, проанализировав взаимное расположение элементов Br и I в Периодической системе Д.И. Менделеева. К какому типу принадлежит каждая из окислительно-восстановительных реакций?

Опыт 2. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных средах.

Опыт 2.1. Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи NaOH.

После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфита натрия (Na2SO3). Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменение цвета растворов. Сравните цвет первого рас-

107

твора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

KMnO4	+	Na2SO3	+	H2SO4 → MnSO4	+ Na2SO4	+ K2SO4 + H2O;
KMnO4	+	Na2SO3	+	H2O → MnO2 + KOH + Na2SO4;
KMnO4	+	Na2SO3	+	KOH → K2MnO4	+ Na2SO4	+ H2O.

Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительно-восстано- вительные реакции?

Опыт 2.2. Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи NaOH.

После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфата железа (II) – FeSO4. Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменение цвета растворов. Сравните цвет первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

KMnO4	+	FeSO4	+ H2SO4		→ MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
KMnO4	+	FeSO4	+	H2O	→ MnO2 + FeOHSO4 + KOH;
KMnO4	+	FeSO4	+	KOH	→ K2MnO4 + FeOHSO4.

108

Как меняется степень окисления атома марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительновосстановительные реакции?

Опыт 2.3. Проводить в вытяжном шкафу!

Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи NaOH.

После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического нитрита натрия NaNO2. Перемешайте реакционную смесь. Если взаимодействие в нейтральной или щелочной среде не начинается сразу, слегка подогрейте реакционную смесь на пламени спиртовки. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

KMnO4	+ NaNO2	+ H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O$
KMnO4	+ NaNO2	+ H2O → MnO2 + KOH + NaNO3;
KMnO4	+ NaNO2	+ KOH → K2MnO4 + KNO3 + H2O.

Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительно-восстано- вительные реакции ?

109

Опыт 3. Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений хрома.

Проводить в вытяжном шкафу!

Впробирку налейте 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и столько же разбавленной серной кислоты. К полученной смеси по каплям добавляйте свежеприготовленный раствор сульфата железа (II) FeSO4 до образования устойчивой окраски раствора.

Вдругую пробирку налейте 2-3 мл раствора сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3 и по каплям добавьте раствор гидроксида натрия. Образующийся вначале осадок гидроксида хрома (III) (Cr(OH)3) растворяется в избытке щелочи. К полученному раствору тетрагидроксохромата (III) натрия (Na[Cr(OH)4]) добавьте бромной воды (aq Br2).

Наблюдайте изменение цвета раствора. Сравните его с цветом имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений хрома. Об образовании каких ионов он свидетельствует?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O; Na[Cr(OH)4] + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O.

Сделайте вывод о поведении соединений хрома (VI) и хрома (III) в окис- лительно-восстановительных реакциях. Какая степень окисления хрома отвечает большей устойчивости в кислой среде? В щелочной? К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?

110