ХИМИЯ 10

Окислительно-восстановительные реакции

141

диняя электроны, и являются окислителями. Обратите внимание: в данной ОВР азотная кислота участвует в двух процессах — одна её часть восстанавливается до простого вещества азота, а другая часть расходуется на образование соли без изменения степени окисления атомов азота.

3. Составим схему электронного баланса. Для этого запишем одно под другим уравнения процессов окисления атомов цинка и восстановления атомов азота:

	0	+2			5
1	Zn – 2e– → 1Zn		2
				10
	+5	0			2
1N + 5e– → 1N			5

Из этих уравнений видно, что один атом цинка отдаёт 2 электрона, а один атом азота принимает 5 электронов. Эти числа (2 и 5) записываются напротив соответствующих уравнений за первой вертикальной чертой. Наименьшее общее кратное указанных чисел — число 10, записанное за второй вертикальной чертой, поочерёдно делится на число электронов, отданных одним атомом цинка, т. е. на 2 (10 : 2 = 5), и на число электронов, принятых одним атомом азота, т. е. на 5 (10 : 5 = 2). Полученные числа — 5 и 2 — записываются напротив соответствующих уравнений за третьей вертикальной чертой. Они показывают, что число 1, записанное перед символами Zn, нужно умножить на 5 (1 · 5 = 5 атомов Zn), а число 1, записанное перед символами N, нужно умножить на 2 (1 · 2 = 2 атома N). Таким образом, получается электронный баланс: число электронов (10), отданных пятью атомами цинка, равно числу электронов (10), принятых дву-

мя атомами азота.

4. Расставим соответствующие коэффициенты перед формулами веществ: 5Zn + 2HNO3 → 5Zn(NO3)2 + 1N2 + H2O.

Из этой схемы видно, что в соответствии с электронным балансом на образование одной молекулы азота N2 расходуются две молекулы HNO3. Однако на образование пяти формульных единиц соли нитрата цинка расходуются ещё 10 молекул азотной кислоты, в которых степень окисления атомов азота не изменяется. Поэтому общее число молекул HNO3, приходящихся на 5 атомов цинка в данной ОВР, равно 12 (2 + 10):

5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3)2 + 1N2 + 6H2O.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно определить по величинам степеней окисления атомов, входящих в их состав.

142

Химические реакции

Если атомы элемента в веществе находятся в высшей степени окис-

ления, то за их счёт данное вещество проявляет только окислительные свойства.

Если атомы элемента в веществе находятся в низшей степени окисления1, то за их счёт данное вещество проявляет только восстановительные свойства.

Если атомы элемента в веществе находятся в промежуточной степени окисления, то за их счёт данное вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Рассмотрим это на примере соединений азота. Поскольку этот химический элемент расположен в группе VA, максимальная и минимальная степени окисления его атомов равны соответственно +5 и –3. Поэтому, например, веще-

+5

ство HNO3, содержащее атомы азота в максимальной степени окисления, за

–3

их счёт проявляет только окислительные свойства; вещество NH3, содержащее атомы азота в минимальной степени окисления, за их счёт проявляет только

3

восстановительные свойства. Соответственно, вещество NaNO2, содержащее атомы азота в промежуточной степени окисления +3, за их счёт может быть как восстановителем, так и окислителем.

Окислительно-восстановительные реакции происходят во всех живых организмах и лежат в основе процессов жизнедеятельности. Они постоянно осуществляются и в окружающей среде — в атмосфере, в природных водах, в земных недрах. Со многими окислительно-восстановительными реакциями мы сталкиваемся в повседневной жизни. Это, например, горение бытового газа на кухне, прокисание молока, образование ржавчины, почернение серебряных изделий и многие другие.

Окислительно-восстановительными называются реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов.

Восстановители, отдавая электроны, окисляются, а окислители, принимая электроны, восстанавливаются.

Общее число электронов, отданных атомами веществавосстановителя, всегда равно общему числу электронов, принятых атомами вещества-окислителя.

1 Низшая степень окисления атомов всех металлов равна 0, а для атомов неметаллов она равна разности между номером группы и числом 8.

Окислительно-восстановительные реакции

143

Вопросы и задания

1. Определите степени окисления атомов химических элементов в следующих соединениях: KMnO4, HNO3, Al2S3, K2Cr2O7, H2O2, Fe2(SO4)3, NH4NO3.

2.Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Приведите примеры известных вам реакций данного типа. Какие из них вы наблюдаете в повседневной жизни?

3.Выберите схемы окислительно-восстановительных реакций:

а) Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O; б) CO + Fe2O3 → CO2 + FeO;

в) AgNO3 + Zn → Ag + Zn(NO3)2; г) MgCO3 → MgO + CO2.

4.Дополните схемы следующих превращений, указав в каждой из них число от-

+4

0

+2

+3

–3

+3

+2

+7

0

–3

+4

+2

данных или принятых электронов: S

→ S; Fe → Fe; P

→ P; Mn → Mn; N → N; C

→ C;

+1

–1

–1

+7

H

→ H;

Cl → Cl. Какие из них отображают процессы окисления, восстановления?

5.Какие из предложенных веществ — S, SO3, K2S, SO2, CaSO4, H2S, ZnSO3 — за счёт атомов серы проявляют только окислительные свойства; только восстановительные свойства; как окислительные, так и восстановительные свойства? Ответ поясните.

6.Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой из ОВР:

а) S + O2 + KOH → K2SO4 + H2O;

б) P2O3 + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO2;

в) Сr(OH)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O.

7. Укажите сумму всех коэффициентов в уравнении окислительно-восстано- вительной реакции, протекающей по схеме:

Mg + H2SO4(конц) → MgSO4 + H2S↑ + H2O.

Практическая работа 1

Химические реакции

Проведите возможные химические реакции между веществами, выданными вам учителем. В качестве реагентов вы можете использовать также воду, кислород воздуха, выдыхаемый углекислый газ, а также вещества, образующиеся в результате проведённых реакций.

Подберите такие пары веществ, реакции между которыми будут разных типов: соединения, разложения, замещения, обмена; окислительновосстановительные, протекающие без изменения степеней окисления атомов; эндотермические, экзотермические; гомогенные, гетерогенные.

Составьте уравнения химических реакций, из них три (или по выбору учителя) охарактеризуйте по всем возможным признакам классификации. Для

144

Химические реакции

окислительно-восстановительных реакций составьте уравнения электронного баланса.

Результаты выполненных опытов внесите в таблицу, заполнив её по образцу:

		Признаки	Уравнение химической реакции	Тип химической
	Вещества	химической
			(электронный баланс)	реакции
		реакции

Zn и HCl Растворение			+1	0	+2	0		а) замещения;
металла,	вы-	2HCl + Zn = ZnCl2 + H2						б) окислительно-вос-
деление	газа		1	0				становительная;
(H2)					1		2	в) гетерогенная;
			–	H
			H 1e					г) некаталитическая;
						2		д) необратимая
		0	–	2	2		1
		Zn – 2e		= Zn

Сделайте вывод о способах классификации химических реакций.

Глава VI

Химия

растворов

§ 30. Растворение как физико-химический процесс

Растворы

Вы уже знакомы с растворами — однородными системами переменно-

го состава. Любой раствор содержит не менее двух компонентов, один из ко-

торых растворитель, а другой — растворённое вещество. Растворы мо-

гут быть жидкие (водные и неводные), газообразные (газовые смеси), твёрдые. В газообразных растворах (смесях газов) наблюдается неограниченная взаимная растворимость газов. Примером таких растворов является воздух — смесь азота, кислорода, благородных и углекислого газов. Из твёрдых растворов наиболее важны сплавы металлов. В природе чаще всего встречаются жидкие водные растворы: природная вода, солевые растворы в клетках живых организмов.

В водных растворах растворителем является вода, в которой растворяются различные вещества — твёрдые, жидкие, газообразные. Как вам уже известно, главной причиной проявления водой свойств растворителя является строение её молекул — диполей.

Растворение веществ

Раствор — это не просто смесь частиц растворителя и растворённого вещества. Процесс растворения — сложный физико-химический процесс, при котором происходит взаимодействие частиц растворяемого вещества и растворителя. В результате контакта между частицами растворителя и растворяемого вещества последние отрываются от поверхности растворяемого вещества и, благодаря диффузии, распределяются в объёме растворителя. Это физическая сторона процесса. Одновременно происходит взаимодействие молекул растворителя

146

Химия растворов

с частицами растворяемого вещества — это химическая составляющая процесса растворения. Такое взаимодействие бывает настолько сильным, что приводит к образованию устойчивых соединений.

Тепловые явления при растворении

Растворение веществ сопровождается тепловыми эффектами. В процессе растворения разрушаются химические связи между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), что требует затрат энергии. Одновременно происходит образование связей между частицами растворённого вещества и растворителя, которое сопровождается выделением энергии. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделяется, а при растворении твёрдых веществ она может и выделяться, и поглощаться. Тепловой эффект растворения веществ

определяется разницей между количеством теплоты, затраченной на разрыв химических связей между частицами растворяемого вещества (эндотермический процесс), и количеством теплоты, выделившейся при взаимодействии частиц растворённого вещества и растворителя (экзотермический процесс):

Q (растворения ) = –Q (разрыв химических связей) + Q(образование химических связей).

Например, при растворении в воде серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора. Причина этого в том, что количество теплоты, выделяющейся при химическом взаимодействии кислоты с водой, больше количества теплоты, затраченной на разрыв связей в молекулах кислоты.

Гидраты и кристаллогидраты

Химическое взаимодействие растворённого вещества с водой приводит к образованию соединений, которые называются гидратами. Их состав выражают с помощью формул растворённого вещества и воды, соединённых знаком «·»,

например: H2SO4·2H2O.

Гидратную теорию растворов предложил русский учёный Д. И. Менделеев. Он писал: «Растворы суть химические соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и растворённым веществом». Этот процесс взаимодействия растворяемого вещества с водой называется гидратацией. При увеличении содержания растворённого вещества из раствора выпадают кристаллы, которые содержат в своём составе воду и поэтому называются

кристаллогидратами.

Кристаллы, в состав которых входят молекулы воды, называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода — кристаллизационной.

Химическая формула

Na2CO3·10H2O

CuSO4·5H2O

FeSO4·7H2O

Na2SO4·10H2O

CaSO4·2H2O

Рис. 44. Кристалл медного купороса

Растворение как физико-химический процесс

147

Так, с 1 моль соли в кристаллогидрате медного купороса CuSO4·5H2O связаны 5 моль воды, а в кристаллогидрате железного купороса —

FeSO4·7H2O — 7 моль воды (табл.10).

Таблица 10. Формулы и названия некоторых кристаллогидратов

Название кристаллогидрата

Кристаллическая сода

Медный купорос

Железный купорос

Глауберова соль

Гипс

Широко распространённым и используемым кристаллогидратом является природный гипс CaSO4·2H2O. При нагревании его до 180 С об-

разуется алебастр CaSO4·0,5H2O: CaSO4·2H2O → CaSO4·0,5H2O + 1,5H2O.

Если в насыщенный раствор вещества поместить его маленький кристаллик, то по мере испарения растворителя на поверхности кристаллика будет осаждаться растворённое вещество и образуется большой однородный кристалл (рис. 44).

Растворимость веществ в воде

Способность веществ растворяться в воде или другом растворителе называется растворимостью. По растворимости все вещества в зависи-

мости от их природы делятся на три группы — нерастворимые, малорастворимые и растворимые. В таблице растворимости это отображается в помощью соответствующих букв — «Н», «М» и «Р». Нерастворимыми являются, напри-

мер, BaSO4, Cu(OH)2, S, Fe2O3.

К малорастворимым веществам относятся хлорид свинца(II), сульфид кальция, фторид бария, бензол, кислород и др.

148

Химия растворов

Растворимые в воде вещества могут быть твёрдыми (сахар, сульфат меди(II), гидроксид натрия), жидкими (спирт, уксусная кислота, серная кислота) и газообразными (хлороводород, аммиак).

Второй фактор, влияющий на растворимость веществ, — это температура. Как правило, растворимость твёрдых веществ с увеличением температуры заметно возрастает. Растворение газов сопровождается выделением теплоты, поэтому понижение температуры повышает их растворимость. Она увеличивается также при повышении давления. Эти факты учитываются при изготовлении газированных напитков — углекислый газ растворяют в воде при пониженной температуре и повышенном давлении.

Растворимость веществ при различных температурах количественно харак-

теризуется величиной коэффициента растворимости.

Коэффициент растворимости (s) — это максимальная масса вещества, которое при данной температуре можно растворить в воде массой 100 г.

Рис. 45. Зависимость растворимости

твёрдых веществ от температуры

Зависимость растворимости веществ от температуры выражается графически с помощью кривых рас-

творимости (рис. 45).

По кривым растворимости производят различные расчёты. Например, можно определить массу вещества, которое выпадает в осадок из насыщенного раствора при его охлаждении. Если приготовить насыщенный при 60 C раствор нитрата натрия в воде массой 100 г, а затем охладить его до 20 С, то по кривой растворимости видно, что из раствора выпадет соль массой 34 г (122 – 88 = 34 г).

Процесс выделения твёрдого вещества из насыщенного раствора при понижении температуры называется

кристаллизацией. Кристаллизация играет огромную роль в природе — она приводит к образованию некоторых минералов, участвует в процессах, протекающих в горных породах.

Способы выражения составов растворов

149

Кристаллизация лежит в основе метода очистки твёрдых веществ, который называется перекристаллизацией.

Растворение — физико-химический процесс, включающий в себя как разрушение структуры растворяемого вещества, так и взаимодействие его частиц с молекулами растворителя.

При растворении веществ в воде может происходить выделение или поглощение теплоты.

Растворимость веществ в воде зависит от их природы, температуры, давления.

Кристаллогидраты — кристаллические вещества, содержащие молекулы воды.

Вопросы и задания

1.Приведите по два примера: а) растворимых, б) малорастворимых, в) практически нерастворимых веществ. Запишите их формулы.

2.Даны вещества: хлороводород, сульфат меди(II), серная кислота, кислород, азот. Запишите формулы веществ, растворимость которых возрастает при понижении температуры и повышении давления.

3.По графику растворимости найдите растворимость соли нитрата калия при 20 С, 50 С, 70 С.

4.Массовая доля хлорида меди(II) в насыщенном при 20 С растворе равна 42,2 %. Определите величину коэффициента растворимости хлорида меди(II) при данной температуре.

5.Растворимость нитрата свинца(II) при 20 С составляет 52,2 г на 100 г воды. Какую массу этой соли можно растворить при указанной температуре в воде массой 350 г?

6.Растворимость медного купороса при 30 С равна 48,8 г на 100 г воды. Какая масса сульфата меди(II) содержится в его насыщенном растворе массой 150 г?

7.* Растворимость аммиака при 0 С равна 1300 объёмов на 1 объём воды, а при 30 С — 595 объёмов на 1 объём воды. Насыщенный при 0 С раствор массой 250 г нагрели до 30 С. Как изменилась его масса? Ответ подтвердите расчётом.

§31. Способы выражения составов растворов

Впромышленности, медицине, быту часто необходимы растворы с определённым и точным содержанием вещества. Поэтому основной характеристикой любого раствора является его количественный состав. Количественный состав растворов выражают различными способами.

150

Химия растворов

Массовая доля растворённого вещества (w — «дубль-вэ») — вели-

чина, равная отношению массы этого вещества к массе раствора. С этим способом выражения состава растворов вы познакомились в 8-м классе. Вспомним, что если в растворе массой 200 г масса растворённого вещества равна 40 г, то его массовая доля равна:

w(в ва)	m(в ва)		40 г	0,2, или 20 %.
	m(р ра)		200 г

Массовая доля — величина безразмерная, выражается в долях единицы или в процентах.

Пример 1. К раствору массой 400 г с массовой долей хлорида кальция, равной 12 %, добавили раствор массой 120 г, в котором массовая доля той же соли составляла 0,05. Рассчитайте массовую долю хлорида кальция в полученном новом растворе.

	Дано:	Решение:
	m1(р-ра) = 400 г	1. Определим массу хлорида кальция в пер-
	w1(CaCl2) = 12 % (0,12)	вом растворе:
	m2(р-ра) = 120 г	m1(CaCl2) = m1(р-ра)∙w1(CaCl2) =
	w2(CaCl2) = 0,05
		= 400 г∙0,12 = 48 г.
	w3(CaCl2) = ?	2. Найдём массу хлорида кальция во втором
		растворе:
		m2(CaCl2) = m2(р-ра)∙w2(CaCl2) =
		= 120 г∙0,05 = 6 г.

3. Определим общую массу хлорида кальция в новом растворе:

m3(CaCl2) = m1(CaCl2) + m2(CaCl2) = 48 г + 6 г = 54 г.

4. Вычислим общую массу нового раствора:

m3(р-ра) = m1(р-ра) + m2(р-ра) = 400 г + 120 г = 520 г.

5. Определим массовую долю хлорида кальция в новом растворе:

w3(CaCl2) = m3(CaCl2 ) : m3(р-ра) = 54 г : 520 г = 0,104, или 10,4 %.

Ответ: w3(CaCl2) = 0,104, или 10,4 %.