Пособие_по_общей_химии_очники_2011_

184–187 По данным, приведенным в таблице для разбавленных водных растворов неэлектролитов, вычислить указанные там же искомые величины, обозначенные знаком «?».

№ задачи	Растворенное	Концен-	tзам, ˚С	tкип, ˚С	К	Е	Ответ
	вещество	трация, %
184	С2Н6О2	10	?	?	1,86	0,52	–3,33 ˚С;
							100,93 ˚С
185	СО(NH2)2	?	–0,93	–	1,86	–	3 %
186	С6Н12О6	10	–1,15	100,32	?	?	0,518;
							1,86
187	С3Н7ОН	?	–	102,17	–	0,25	20 %

188 Вычислить давление пара 10 %-го раствора Ba(NO3)2 при 28 ˚С. Давление пара воды при той же температуре составляет 37,8∙102 Па. Кажущая степень диссоциации соли 0,2.

Ответ: 37,18∙102 Па.

189 Вычислить рН и рОН 0,01 н раствора уксусной кислоты, степень диссоциации которой в этом растворе равна 4,2 %.

Ответ:3,38; 10,62.

190 Могут ли рН и рОН быть равными нулю? Меньше нуля? Чему равны рН и рОН раствора, концентрация ионов водорода в котором равна 10–4 моль/л?

Ответ: 4; 10.

191–194 По данным, приведенным в таблице для разбавленных водных растворов электролитов, вычислите там же искомые величины, обозначенные знаком «?».

№ за-	Электро-	Масса	Объ-	Кон-	tзам,	tкип,	α	i	K	E	Ответ
дачи	лит	элек-	ем	цен-	˚С	˚С
		троли-	во-	тра-
		та, г	ды,	ция,
			мл	%
191	KNO3	9,09	100	–	–	100,8	?	?	–	0,52	1,7;
											0,71
192	Na2SO4	0,53	200	–	–	–	?	–	1,86	–	0,9
193	KCl	–	–	3,2	0,13	?	0,68	–	–	0,52	100,4
194	BaCl2	–	–	3,0	–	100,28	?	?	–	0,52	2,54;
											0,77

195 Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 3,0∙10–8 при 25 ˚С. Чему равна степень диссоциации HClO в 0,1 н растворе?

Ответ: 5,5∙10–4.

111

196 Вычислить концентрацию ионов Н+ и ОН– в растворе, водород-

ный показатель которого равен 4,3.

Ответ: 5∙10–5 моль/л; 2∙10–10 моль/л.

197 Определить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если рН равен 2,2.

198–200 Вычислить рН раствора кислоты при α = 1, если для обозначенного известны из таблицы следующие данные:

№	Кислота	Объем	Плотность,	Концен-	Объем	Ответ
задачи		кислоты,	г/мл	трация,	раствора,
		мл		%	л
198	H2SO4	2	1,84	96	3	1,62
199	HCl	1000	1,015	3,12	–	0,06
200	HNO3	2	1,43	72	2	1,79

112

8 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют та-

кие реакции, в ходе которых одни частицы (атомы, молекулы или ионы) отдают электроны, а другие частицы их присоединяют. При этом происходит изменение степени окисления атомов элементов, входящих в состав указанных частиц.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Для составления электронных балансов окислительновосстановительных реакций используют понятие «степень окисления атома».

Степенью окисления называется условный заряд атома, входящего в состав молекулы или иона, вычисленный в предположении, что все его химические связи с ближайшими соседними атомами являются ионными, то есть электронные пары полностью смещены в сторону более электроотрицательного атома 3.

Степени окисления атомов простых веществ считаются равными ну-

лю.

Например, степени окисления атомов элементов в уравнениях химических реакций:

Zn0 + Cu+2S+6O 24 Zn+2S+6O Cu0

(N 3H+4)2Cr+62O Cr+32O 23 + N02 + H+2O 2

Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается и понижает свою степень окисления.

Восстановитель, отдавая электроны, окисляется и повышает свою степень окисления.

Например:

Zn0 2ē = Zn+2; процесс окисления Zn0 восстановитель

Cu+2 2ē = Cu0; процесс восстановления

Cu+2 окислитель

Важнейшими восстановителями являются:

1) металлы и некоторые неметаллы (Zn, Al, Cr, H2, C, S) в виде простых веществ:

3 Вычисление степени окисления было подробно рассмотрено в разделе «Введение. Основные понятия и определения».

113

Al0 3ē = Al+3

C0 4ē = C+4

2)анионы бескислородных кислот (Br–, I–, S2–) и их солей:

2I 2ē = I02

S 2ē = S0

3)катионы металлов в низшей или промежуточной степенях окисления (Fe+2, Mn+2, Cr+2), входящие в состав оксидов, оснований и солей:

Fe ē = Fe+3

Mn 2ē = Mn+4

4) анионы кислородсодержащих кислот, в которых атом неметалла имеет промежуточную степень окисления (NO–2, SO2–3):

(N+3O + 1/2O02 2ē = (N+5O

(S+4O + 1/2O02 2ē = (S+6O

Важнейшими окислителями являются:

1) галогены (F2, Cl2, Br2, I2), кислород и другие неметаллы в свободном состоянии:

Cl02 + 2ē = 2Cl

O02 + 4ē = 2O

2) азотная кислота HNO3, разбавленная и концентрированная, окислительные свойства которой представлены в таблице 8.1:

			Таблица 8.1
Окислитель	Восстановитель	Продукты	Примечания
HNO3		восстановления
		HNO3
Концентрированная	Неактивные	N+4O 2	HNO3 не дей-
	металлы		ствует на Fe, Al,
	(Cu, Ag, Hg)		Cr, Au, Pt (пас-
	Активные ме-	N+2O	сивирование
	таллы		металлов)
	(Zn, Mg, Ca …)
	Неметаллы	N+4O 2
	(S, C, P, Si …)

Окончание табл. 8.1

114

Разбавленная

Неактивные

N+2O

металлы

(Cu, Ag, Hg)

Активные

ме-

+

0

Щелочные

ме-

таллы

N

2O

или N 2

таллы

сначала

(Zn, Mg,

Fe,

реагируют

с

Al…)

Н2О в разбав-

ленной HNO3

Неметаллы

N+2O

(S, C, P, Si …)

Сильноразбавленная

Активные

ме-

(N 3H+4)+, NH4NO3

таллы

(Zn, Mg, Fe, Al

…)

3) серная кислота H2SO4 концентрированная, окислительные свой-

ства которой представлены в таблице 8.2:

Таблица 8.2

Восстановитель

Продукт

Примечание

восстановления H2SO4

Неактивные металлы

S O 22

Нагревание

(Cu, Ag, Hg)

Активные металлы

S0, H+2S 2

Практически при

вза-

(Zn, Mg, Ca …)

имодействии

H2SO4(конц.) с активны-

ми металлами образу-

ются

все вещества

–

SO2, S, H2S, но доля

каждого из них зави-

сит от условий реак-

ции

Неметаллы

S O 22

Нагревание

(S, C, P, Si …)

4)сложные анионы, образованные металлами в высшей степени окисления, например: MnO4– (KMnO4); Cr2O72– (K2Cr2O7);

5)перманганат калия KMnO4, продукты восстановления которого зависят от характера среды:

– в кислой среде:

(Mn+7O 24) + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

115

– в нейтральной среде:

(Mn+7O 24) + 2H2O + 3ē = Mn+4O 22 + 4OH

– в щелочной среде:

(Mn+7O 24) + ē = (Mn+6O 24

6) дихромат калия K2Cr2O7 используют как окислитель в кислой сре-

де:

(Cr+62O 27) + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O.

Подбор коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций можно осуществить с помощью метода электронного баланса, согласно которому число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Рассмотрим алгоритм нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций на примере реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

1) Вычислим степени окисления атомов всех элементов и определим те элементы, атомы которых изменили свои степени окисления:

K+Mn+7O 24 + Na+2S+4O 23 + H+2S+6O 24 Mn+2S+6O 24 + Na+2S+6O 24 +

+H+2O 2 + K+2S+6O 24

2)Находим окислитель и восстановитель в данной окислительновосстановительной реакции и запишем схемы полуреакций окисления и восстановления:

+5ē

K+Mn+7O 24 + Na+2S+4O 23 + H+2S+6O 24 Mn+2S+6O 24 + Na+2S+6O 24 +

+ H2O + K+2S+6O 24	2ē

Mn+7 + 5ē = Mn+2; восстановление

S+4 2ē = S+6; окисление

3) Уравниваем число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (в данном случае они уравнены) и уравниваем число принятых и отданных электронов, подбирая соответствующие множители для обеих полуреакций. Так как марганец принимает 5 электронов, а сера отдает 2 электрона, то наименьшее общее кратное этих чисел равно 10. Разделив 10 на число электронов, участвующих в полуреакциях, получаем соответствующие множители для обеих стадий:

116

Mn+7 5ē = Mn+2		10		2
S+4 2ē = S+6				5

4) С учетом подобранных множителей складываем левые и правые части уравнений обеих полуреакций и записываем полное уравнение электронного баланса:

2Mn+7 + 10ē + 5S+4 10ē = 2Mn+2 + 5S+6

или, после приведения подобных членов (+10ē и –10ē),

2Mn+7 + 5S+4 = 2Mn+2 + 5S+6

5) Подобранные коэффициенты переносим в молекулярное уравне-

ние:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

6) Теперь уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях реакции, начиная с атомов металлов, и проводим проверку баланса по водороду и кислороду.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O.

Рассмотрим несколько примеров составления уравнений окисли- тельно-восстановительных реакций.

Пример 1

				+7ē
1) Sb0 + K+Cl+7O 2		+ H+	S+6O 2	4	Sb+3	(S+6O 2	) + K+Cl + H+		O
4		2				2	4 3	2

(восстановитель) (окислитель)

3ē

2) 2Sb0 ē 2Sb+3; окисление

Cl 8ē = Cl восстановление

3) 2Sb0 6ē = 2Sb+3		24		4
Cl 7 8ē = Cl				3

4)8Sb0 24ē + 3Cl+7 + 24ē = 8Sb+3 +3Cl

5)8Sb + 3KClO4 + 12H2SO4 = 4Sb2(SO4)3 + 3KCl + 12H2O

117

Пример 2

		+3ē
1) Cu0 + H+N+5O 2		Cu+2(N+5O 2	) + N+2O + H+ O 2
	3(разб.)	3 2		2

(восстановитель) (окислитель)

2ē

2) Cu0 ē Cu+2; окисление N 3ē = N восстановление

3) Cu0 2ē = Cu+2		6		3
N 5 3ē = N				2

4) 3Cu0 6ē + 2N+5 + 6ē = 3Cu+2 +2N

Так как из уравнения видно, что HNO3 (разб.) является не только окислителем, но и расходуется на образование нитрата меди, то коэффициент

перед HNO3 (разб.) подбираем с учетом числа атомов азота в Cu(NO3)2

5) 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Пример 3

					+6ē
1) K+	Cr+6 O2		7	+ Na+	S+4O2	+ H+	S+6O2	Cr+3		(S+6O2	4	)	3	+ Na+	S+6O
2	2			2	3	2	4	2						2
+ (окислитель)				(восстановитель)		+ K+2S+6O24 + H+2O2

2ē

2) 2Cr+3 ē 2Cr+6; восстановление S 2ē = S окисление

3) 2Cr+6 6ē = 2Cr+3		6		1
S 4 2ē = S				3

4)2Cr+6 6ē + 3S+4 6ē = 2Cr+3 +3S

5)K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 =

=Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

118

Пример 4

+6ē

1) Mn+4O 22 + K+Cl+5O 23 + K+O 2H+ K+2Mn+6O 24 + K+Cl + H+2O 2

(восстановитель) (окислитель)

2ē

2) Mn+4 ē Mn+6; окисление Cl 6ē = Cl восстановление

3) Mn+4 2ē = Mn+3		6		3
Cl 5 6ē = Cl				1

4)3Mn+4 6ē + Cl+5 6ē = 3Mn+6 + Cl

5)3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

Задачи

Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительновосстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель, запишите стадии окисления и восстановления.

201Bi + HNO3(разб.) Bi(NO3)3 + NO + H2O

202KMnO4 + KNO2 + H2O MnO2 + KNO3 + KOH

203PbO2 + MnSO4 + H2SO4 PbSO4 + HMnO4 + H2O

204MnO2 + Br2 + KOH K2MnO4 + KBr + H2O

205Cr2(SO4)3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

206SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 Sn(SO4)2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O

207SO2 + KMnO4 + KOH K2SO4 + MnO2 + H2O

208Cl2 + H2S + H2O HCl + H2SO4

209I2 + Cl2 + H2O HIO3 + HCl

210FeSO4 + HNO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + NO + H2O

211FeSO4 + HIO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + I2 + H2O

212MnSO4 + Br2 + KOH KMnO4 + KBr + K2SO4 + H2O

213KI + Li2Cr2O7 + H2SO4 I2 + Cr2(SO4)3 + Li2SO4 + K2SO4 + H2O

214C + K2Cr2O7 + H2SO4 CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

215Na3AsO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Na3AsO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +

119

+ H2O

216 PbS + HNO3 Pb(NO3)2 + S + NO + H2O

217Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

218NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + H2O

219KCl + KMnO4 + H2SO4 Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

220Na2S + Na2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O

120