Химия Задания для самостоятельной работы по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Федеральное агентство по образованию
ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет − УПИ»
А. В. Нечаев
Химия
Задания для самостоятельной работы по теме
«Окислительно-восстановительные реакции»
Учебное электронное текстовое издание
Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование»
Научный редактор: доц., канд. хим.наук Л. А. Байкова
Методические указания для самостоятельной работы студентов
строительного
факультета
специальности
270112
–
Проектирование зданий.
Содержат теоретический материал, необходимый для выполнения
домашних заданий по курсу «Химия»; предназначены для
закрепления теоретического материала и контроля знаний и
навыков самостоятельной работы студентов строительного
факультета.
© ГОУ ВПО УГТУ−УПИ, 2008
Екатеринбург
2008
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительные
реакции
(ОВР)
–
самый
распространенный тип реакций, который играет большую роль в природе и
технике. Они являются основой жизнедеятельности (дыхание, обмен веществ в
живых организмах, брожение, гниение, фотосинтез). Их можно наблюдать при
горении
топлива,
коррозии
металлов,
электролизе,
на
них
основаны
промышленные способы получения металлов, методы синтеза аммиака,
щелочей, азотной, серной и соляной кислот. Благодаря ОВР происходит
превращение химической энергии в электрическую энергию: гальванические
элементы, аккумуляторы, электрохимические генераторы. ОВР лежат в основе
кругооборота
элементов
в
природе,
многих
мероприятий
по
охране
окружающей среды.
Окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции, в ходе
которых
изменяется
степень
окисления
атомов,
входящих
в
состав
реагирующих веществ.
Теория ОВР
Основные положения окислительно-восстановительных реакций
1. Степень окисления атома это формальный заряд, который имел бы
атом, если бы все электроны в молекуле были смещены в сторону более
электроотрицательных атомов. При этом предполагается, что все связи в
соединении чисто ионные, хотя это неверно даже для наиболее ионно
построенных хлоридов щелочных металлов. Поэтому понятие степень
окисления – формальное понятие. И все же степень окисления широко
используется при написании окислительно-восстановительных реакций.
Степень окисления атомов элементов в простых веществах равна нулю,
кислорода в большинстве соединений – (-2), водорода (кроме гидридов) – (+1),
щелочных металлов – (+1), щелочноземельных –(+2). Высшая степень
окисления элемента равна номеру группы, в которой расположен элемент;
2
низшая степень окисления – суммарному заряду электронов, необходимых для
достройки последнего энергетического подуровня.
Алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле равна нулю.
MnO2
х + 2(-2) = 0
х = +4.
KMnO4
1 + х + 4(-2) = 0
х = +7.
Заряд иона равен алгебраической сумме степеней окисления атомов
элементов, входящих в состав иона.
MnO42-
х + 4(-2) = -2
х = +6.
2. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
При окислении степень окисления частицы повышается. Атомы или молекулы,
отдающие в ходе реакции электроны, называются восстановителями.
Восстановители в ходе реакции окисляются.
3. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом,
молекулой или ионом. При восстановлении степень окисления частицы
понижается. Атомы или молекулы, присоединяющие электроны, называются
окислителями. Окислители в ходе реакции восстанавливаются.
4. В химических окислительно-восстановительных реакциях процессы
окисления и восстановления взаимосвязаны. Окисление всегда сопровождается
восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.
5.
Число
электронов, отдаваемых
восстановителем,
равно
числу
электронов, присоединяемых окислителем.
Окислительные и восстановительные свойства веществ
Окислительные
и
восстановительные
свойства
атомов
различных
элементов зависят от положения элемента в периодической системе элементов.
Как известно, щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными
восстановителями,
окислителями.
В
а
типичные
периодах
неметаллы
окислительные
(галогены,
свойства
кислород)
простых
–
веществ
возрастают, а восстановительные – уменьшаются. В главных подгруппах
восстановительные свойства элементов возрастают, а окислительные свойства –
3
убывают сверху вниз. Наиболее сильный окислитель – фтор, наиболее сильный
восстановитель – франций.
Проведем качественную характеристику веществ (по их функциям в ОВР):
1. Только восстановительными свойствами обладают: металлы в
свободном состоянии, ионы и вещества с низшей степенью окисления
(S2-, NH3, Cl⎯ и др.).
2. Только окислительными свойствами обладают: свободный кислород и
фтор, простые ионы в высшей степени окисления, сложные ионы, у которых
центральный атом имеет высшую степень окисления (NO3-, SO42-, Cr2O72-).
3. И окислителями и восстановителями могут быть: все элементы, кроме
свободного водорода, фтора и металлов, все ионы с промежуточной степенью
окисления (CO, NO, SO2, NO2¯, SO32-).
Составление уравнений ОВР
Составление уравнений ОВР основано на электронейтральности реакции
и равенстве масс элементов в левой и правой части уравнения.
В основе метода нахождения коэффициентов ОВР лежит положение, что
общее число отданных восстановителем электронов равно числу электронов
принятых окислителем.
Применяют два метода составления ОВР: метод электронного баланса и
ионно-электронный метод.
Метод электронного баланса
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления
атомов в исходных и конечных состояниях системы.
Например: NH3 + O2 → NO + H2O.
Отмечаем, какие атомы меняют степень окисления, выписываем их:
-3
+2
N – 5e = N
4
-2
Множители
O2 + 4e = 2O 5.
Материальный баланс: общее число одноименных атомов в правой части
уравнения должно быть равно их числу в левой части уравнения.
4
Чтобы уравнять количество электронов, отданных азотом и принятых
кислородом, первое уравнение умножим на 4, второе на 5. После сожжения
полученных уравнений получаем:
-3
+2
-2
4N + 5O2 → 4N + 10O.
Или в молекулярной форме:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
Этот метод применим для любых систем, однако он не отражает реально
протекающих процессов в растворах. Поэтому его используют в основном для
систем, состоящих из твердых тел и газов.
Составление уравнений ОВР электронно-ионным методом
При составлении ОВР в водных растворах следует учитывать природу,
растворимость и характер диссоциации реагирующих веществ и продуктов
реакции.
В
электронно-ионном
уравнении
труднорастворимые,
малодиссоциирующие, а также газообразные вещества записываются в
молекулярной форме. Сильные электролиты в форме реально существующих
ионов. Запись полуреакций для процессов окисления и восстановления ведется
с учетом всех правил написания ионных уравнений.
Рассмотрим реакцию взаимодействия сульфита натрия перманганатом
калия в кислой среде:
+7
+4
КMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
+2
+6
MnSO4 + Na2SO4+ .
Первоначально определяют степени окисления у атомов марганца и серы в
соединениях в левой и правой части уравнения и устанавливают окислитель и
восстановитель. Затем составляют полуреакции для процессов окисления
восстановителя и восстановления окислителя:
2
MnO4 ⎯ + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
5 SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
2 MnO4 ⎯ + 5SO32- + 16 H+ + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O +SO42- + 10H+.
5
Составление уравнений ОВР с выводом среды
В водных растворах активными участниками реакции могут быть ионы
водорода H+ и гидроксид-ион OH-. Необходимая концентрация этих ионов
создается введением разбавленной серной кислоты, а щелочь вводится обычно
в форме NaOH или КОН. Нельзя использовать для создания кислой среды
соляную кислоту, так как она сильный восстановитель, а также азотную
кислоту, так как она сильный окислитель.
При составлении уравнений ОВР с выводом среды используется
следующее правило: для связывания в воду одного избыточного иона
кислорода вводят два иона водорода:
-2
2Н+ + (О) = H2O,
а для получения недостающего иона кислорода берут два иона гидроксила:
-2
2ОН ¯ = (О) + H2O.
Например:
K2Cr2O7 + Na2SO3 + ...
Cr3+ + SO42-
1 Cr2O72- + 6e +14H+ = 2Cr3+ + 7H2O
3 SO32- - 2e + 2OH⎯ = SO42- + H2O
Cr2O72- + SO32- +14H+ + 6OH⎯ = 2Cr3+ +SO42- + 10H2O
K2Cr2O7+3Na2SO3+4H2SO4 = Cr2(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+4H2O.
Составление уравнений ОВР с заранее заданной средой
В зависимости от характера среды может изменяться характер
протекания реакции между одними и теми же веществами, так как среда влияет
и на изменение степеней окисления атомов.
Как и в реакциях с выводом среды в реакциях с заранее заданной средой
связывание иона кислорода осуществляется ионами водорода H+, а введение
недостающего иона кислорода производят за счет ионов гидроксила OH-.
Однако концентрация ионов H+ в щелочной и нейтральной средах, а также
6
ионов OH- в кислой и нейтральной средах чрезвычайно мала. В этом случае
ионы Н+ и ОН¯ берут из молекул воды.
Заранее задана щелочная среда
Если в ОВР заранее задана щелочная среда, то избыточный ион
кислорода связывают ионами Н+ из молекул воды – по одной молекуле воды на
каждый
ион
кислорода.
Недостающие
ионы
кислорода
вводятся
из
гидроксогруппы ОН¯, по два иона гидроксила на каждый недостающий ион
кислорода.
Например:
CrO42- + Cl-
KCrO2 + KClO3 + KOH
2 CrO2⎯ 3e + 4OH⎯ = CrO42- + 2H2O
1 ClO3⎯ + 6e + 3H2O = Cl⎯ + 6OH⎯
2CrO2⎯ + ClO3⎯ + 8OH⎯ + 3H2O = 2CrO42- + Cl⎯ + 4H2O + 6OH⎯
2 KCrO2 + KClO3 + 2KOH = 2K2CrO4 + KCl + H2O.
Заранее задана кислая среда
Если в ОВР заранее задана кислая среда, то недостающие ионы кислорода
берут из молекул воды – по одной молекуле воды на каждый ион кислорода.
Избыточные ионы кислорода связывают ионами водорода Н+, по два иона
водорода на каждый избыточный ион кислорода.
Например:
+7
+4
+2
КMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
2
+6
MnSO4 + Na2SO4+
MnO4⎯ + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
5 SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
2MnO4⎯ + 5SO32- + 16 H+ + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O +SO42- + 10H+.
Заранее задана нейтральная среда
Если в ОВР заранее задана нейтральная среда, то в растворе отсутствуют
в достаточном количестве ионы Н+ и ОН-. Поэтому в левой части уравнения
7
недостающий ион кислорода вводят с молекулами воды (H2O = O2- + 2H+),
избыточные ионы кислорода также связываются молекулами воды (O2- + H2O =
2OH⎯). Причем всегда берут по одной молекуле воды на каждый избыточный
или недостающий ион кислорода.
Например:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O
MnO2 + SO42-
2 MnO4 ⎯ + 3e + 2H2O = MnO2 + 4OH⎯3 SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
2 MnO4 ⎯ + 3SO32- + 4H2O + 3H2O = 2MnO2 + 3SO42- + 8OH⎯ + 6H+
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH.
Домашнее задание № 2. Окислительно-восстановительные реакции
Задание 1. Укажите степень окисления атомов подчёркнутых элементов.
Объясните, какую роль могут выполнять указанные атомы в окислительновосстановительных реакциях: только окислитель, только восстановитель,
окислитель и восстановитель.
1. CrO33−, MnO2, PbO2, Cr2O72−.
16. CrO2−, ReO4−, PbO2, CrO42−.
2. Fe, AlO2−, N2O, NO3−.
17. NO2−, MnO2, NO2, Cu.
3. Fe2O3, MnO4−, Br−, CrO42−.
18. SO42−, Cl2, Mn2+, HClO−.
4. CO2, ClO−, MnO42−, Cl−.
19. ClO4−, Cl−, CrO2−, F2.
5. NO3−, NO, Cr2O72−, SO32−.
20. Ca, NO3−, BrO−, NO2−.
6. BrO−, Br−, Cd2+, CrO42−.
21. SO32−, CO, H2S, MnO4−.
7. I2, Cl−, CrO2−, B4O7 2−.
22. CO2, Cr2O72−, BrO−, SeO42−.
8. TiO2+, ClO−, MnO2, MnO4−.
23. SeO32−, AlO2−, Br2, ClO3−.
9. MnO42−, NO3−, NH4+, ClO3−.
24. PbO22−, NO2−, H2Se, CrO42−.
10. NH3, VO2+, Ni, VO3−.
25. I−, ClO3−, Mg, TiO2+.
11.H2S, Cl2 , SO42−, Cr2O72−.
26. SO32−, PbО2, NO3−, NH3.
12.SO32−, NO2, ClO4−, Br−.
27. N2H4, Cr2O3, CrO42−, NO2−.
8
13.AsO33−, Sn2+, Br2, Zn.
28. HNO2, Ti2+, Cd2+, H2S.
14.ZnO22−, SO2, H2O, MnO42−.
29. NH3, TiO2+, Al, NO2−.
15.H3PO3, Fe2+, H2O, Br−
30. S, NO3−, PbO2, SO2.
Задание 2. Составьте электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения
двух реакций. Укажите окислитель и восстановитель, полуреакции окисления и
восстановления.
1. Na2SeO3 + KBrO + H2O → Br2 + SeO42−;
HCl + HNO3 → Cl2 + NO.
2. Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH → CrO4 2− + Cl−;
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 → SO42− + Cr3+.
3. H2S + Cl2 + H2O → SO42− + Cl−;
NaCrO2 +NaClO + KOH → CrO4 2− + Cl−.
4. HNO3 + Ni → N2O + Ni2+;
KMnO4 + H2S + H2SO4 → Mn2+ + SO42−.
5. K2Cr2O7 + Na3AsO3 + H2SO4 → AsO43− + Cr3+;
KCrO2 + Cl2+ KOH → CrO42− + Cl−.
6. Co(OH)2 + Br2 + NaOH → Co(OH)3 + Br−.;
K2Cr2O7 + HCl → Cr3+ + Cl2.
7. SO2 + NaIO3 + H2O → SO42− + I−;
SnSO4 + Ag2O3 + KOH → SnO32− + Ag2O.
8. FeCl2 + HNO3 + HCl → Fe3+ + N2O;
SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Sn4+ + Cr3+.
9. KClO3 + KCrO2 + NaOH → CrO42− + Cl−;
SnCl2 + KBrO3 + HCl → Sn4+ + Br−.
10. NaBrO3 + NaI + H2SO4 → Br− + I2;
Ni(OH)2 + NaClO + H2O → Ni(OH)3 + Cl−.
11. NaClO + K2S + H2SO4 → S + Cl−;
9
MnSO4 + Cl2+ KOH → MnO42− + Cl−.
12. KMnO4 + Na2SO3 + H2O → SO42− + MnO2;
FeSO4 + Br2 + H2SO4 → Fe3+ + Br−.
13. H3PO3 + KMnO4 + H2SO4 → Mn2+ + H3PO4;
KMnO4 + NaNO2 + H2O → NO3− + MnO2.
14. Mn(NO3)2 + NaClO + H2O → Cl− + MnO2;
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → NO3− + Mn2+.
15. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr3+;
Cr2O3 + KClO3 + KOH → CrO42− + Cl−.
16. I2 + Cl2 + H2O → IO3− + Cl−;
KClO3 + MnO2 + KOH → MnO42− + Cl−.
17. KI + HNO3 → NO + I2;
H2S + HNO3 → SO42− + NO2.
18. I2 + Na2SO3 + H2O → I− + SO42−;
C + HNO3 → CO2 + NO2.
19. Na3AsO3 + I2+ H2O → AsO43− + I−;
SnCl2 + Na3AsO3 + HCl → As + Sn4+.
20. (BiO)2SO4 + Br2 + NaOH → BiO3− + Br−;
Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 → Bi3+ + MnO4−.
21. Cr2(SO4)3 + NaClO + NaOH → Cl− + CrO42−;
Co(OH)3 + HCl → Co2+ + Cl2.
22. FeCl3 + Cl2 + KOH → FeO42− + Cl−;
HNO3 + FeCl2 → Fe3+ + NO2.
23. MnSO4 + PbO2 + HNO3 → Pb2+ + MnO4−;
FeCl3 + Na2SO3 + H2O → Fe2+ + SO42−.
24. MnO2 + HCl → Mn2+ + Cl2;
NaMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + SO42−.
25. Ce(NO3)3 + KMnO4 + KOH → CeO2 + MnO42−;
10
NaIO3 + NaI + H2SO4 → I2.
26. P + HNO3 → H3PO4 + NO2 + H2O;
KMnO4 + KI + H2O → I2 + MnO2.
27. Fe2O3 + Cl2 + NaOH → FeO42− + Cl−;
K2MnO4 + H2O → MnO2 + MnO4−.
28. K2SO3 + AgNO3 + KOH → Ag + SO42−;
KMnO4 + HCl → Cl2 + Mn2+.
29. Zn + KClO3 + NaOH →ZnO22− + Cl−;
S + HNO3 → SO42− + NO.
30. NaClO3 + MnSO4 + NaOH → MnO42− +Cl −;
KMnO4 + KI + H2O → I2 + MnO2 .
11
Учебное электронное текстовое издание
Александр Владимирович Нечаев
Химия
Задания для самостоятельной работы по теме
«Окислительно-восстановительные реакции»
Редактор
Компьютерная верстка
К.Б. Позднякова
К.Б. Позднякова
Рекомендовано РИС ГОУ ВПО УГТУ-УПИ
Разрешен к публикации 30. 04. 08.
Электронный формат – PDF
Формат 60х90 1/8
Издательство ГОУ-ВПО УГТУ-УПИ
620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19
e-mail: sh@uchdep.ustu.ru
Информационный портал
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ
http://www.ustu.ru