Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Контрольная работа

Задание 10. Газ массой 1,105 г при 27 0 С и Р=101,3 кПа. Занимает объем 0,8 л. Какова его относительная молекулярная масса?

Дано:

m(газа)=1,105 г= кг

t=27 0 С, Т=300К

Р=101,3 кПа=101,3 ·10 3 Па

V=0,8 л=0,8 л·10 -3 м 3

Найти: Мr(газа)-?

Решение.

По уравнению Клайперона-Менделеева PV=n RT, где n – число молей газа; P – давление газа (например, в атм), V – объем газа (в литрах); T – температура газа (К); R – газовая постоянная (8,34Дж/моль К).

Связь между термодинамической температурой Т (по шкале Кельвина) и температурой t по Международной практической шкале (шкале Цельсия): T = (t+273), тогда Т= 300К. Химическое количество газа равно отношению массы газа к его молярной массе: n=m/M , подставив это выражение в уравнение Клайперона-Менделеева и выразив молярную массу, имеем:

М= = =34г/моль

Тогда относительная молекулярная масса газа равна 34.

Ответ: относительная молекулярная масса газа равна 34.

Задание 35. Какой объем воздуха необходим для полного сгорания 25 кг метилэтилового эфира СН 3 ОС 2 Н 5 , если t = -4 0 С, Р = 1,2×10 5 Па?

Решение.

Запишем уравнение реакции: СН 3 ОС 2 Н 5 + 4,5О2 = 3СО 2 + 4Н 2 О

Найдем химическое количество эфира:

n(СН 3 ОС 2 Н 5) = m((СН 3 ОС 2 Н 5)/М(СН 3 ОС 2 Н 5) = 25000/60=4166,67 моль. По реакции найдем химическое количество кислорода, необходимое для сгорания такого количества эфира:

при сгорании 1 моль эфира затрачивается 4,5 моль кислорода,

то при сгорании 4166,67 моль эфира – х моль кислорода.

Отсюда х=1875 моль. Найдем объем кислорода: V(O 2) = Vm n(O 2), где Vm - молярный объем, равен 22,4 л/моль при н.у., то есть V(O 2) =42000 л.

Если учесть, что объемная доля кислорода в воздухе равна 21%, то

V(возд) = V(O 2)/0,21 = 42000/0,21 = 200000 л

При t = -4 0 С, Р = 1,2×10 5 Па этот объем воздуха будет равен по формуле объединенного газового закона:

(P 1 V 1)/T 1 = (P 2 V 2)/T 2, отсюда

V 2 = (P 1 V 1 T 2)/(T 1 P 2) = (101,3 10 3 200000 269) /(273 1,2×10 5) = 166360л или 166,36 м 3

269 и 273 - это температура в Кельвинах, соответствующая -4 0 С и 0 0 С соответственно.

Ответ: 166,36 м 3

Задание 85. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых роль восстановителя. Охарактеризуйте пожарную опасность водорода. Степени окисления элемента водорода и примеры соответствующих соединений.

Ответ: водород – элемент первого периода, первой А группы, электронная формула которого 1s 1 . Может принимать следующие степени окисления: +1 (Н 2 О, H 2 S. NH 3 и др.) ,0 (Н 2),-1(гидриды металлов: NaH, CaH 2).

Реакции с участием соединений, в которых водород проявляет степень окисления +1 – это, например, окислительно-восстановительные реакции, в которых участвует вода, в которой водород проявляет окислительные свойства.

2H +1 2 O + 2Li = 2LiOH + H 0 2

2H +1 + 2e = H 0 2 | окислитель

Li 0 -1е= Li + |2 восстановитель

2H 2 O + 2Na = 2NaOH + H 2

Или реакции кислот с металлами, стоящими в ЭХРН до водорода.

2H 2 S + 2K = K 2 S + H 2 В

Водород – восстановитель:

Н 2 0 +Са 0 =Са +2 Н -1 2

Са 0 -2е=Са 0 восстановитель

Н 2 0 +2е= 2Н -1 окислитель

В последние десятилетия часто обсуждаются различные возможности использования водорода в качестве энергоносителя.

В пользу водорода, как универсального энергоносителя говорят многие обстоятельства:

1. Для получения водорода может использоваться вода, запасы которой на сегодняшний день представляются значительными.

2. Продукты горения водорода значительно более экологически чистые, чем у бензина и дизельного топлива.

3. Водород может использоваться в существующих двигателях при их небольшой конструктивной доработке.

4. У водорода высокая удельная теплота сгорания; хорошая воспламеняемость водородовоздушной смеси в широком диапазоне температур; высокая антидетонационная стойкость, допускающая работу при степени сжатия до 14; высокая скорость и полнота сгорания.

Практическое использование водорода наталкивается на ряд существенных трудностей, обусловленных в первую очередь с повышенной взрывоопасностью рабочего тела. Проблемы безопасности в водородной технологии связаны с горением водорода, с его криогенным состоянием, коррозионной стойкостью и снижением прочностных свойств материалов при низких температурах, высокой текучестью и проникающей способностью. Все это требует тщательного соблюдения требований техники безопасности при работе с водородом. Согласно многочисленным справочным данным взрывоопасные свойства водородной смеси с воздухом характеризуются следующими данными: область воспламенения 4,12-75% объема, минимальная энергия зажигания - 0,02 мДж, температура самовоспламенения - 783 К, нормальная скорость распространения пламени - 2,7 м/с, критический диаметр - 0,6-10-3 м, минимальное взрывоопасное содержание кислорода - 5 % объема.

Для обеспечения минимальной опасности при обращении с водородом необходимо соблюдение следующих условий:

1. Широкое ознакомление персонала с особенностями водорода как химического продукта.

2. Постоянное повышение надежности средств и способов обеспечения безопасности при выполнении различных технологических операций с водородом.

3. Создание надежных средств индикации утечек водорода.

Совершенно недопустимо попадание воздуха (кислорода) в емкости и трубопроводы, заполненные жидким водородом. Воздух замерзает и осаждается на стенках выше уровня жидкости водорода или опускается на дно емкости. Ломающиеся кристаллы кислорода или твердого воздуха могут являться источником воспламенения или взрыва. по этой причин азот, которым продуваются магистрали и емкости перед заполнением их водородом, должен содержать не более 0,5-1% кислорода.

Разлитый жидкий водород представляет опасность, т.к. он быстро испаряется, образуя пожаро- и взрывоопасные смеси.

Водородное пламя почти невидимо при дневном свете. В связи с этим необходимо использовать датчики для его детектирование. Наиболее распространенные оптические датчики детектируют ультрафиолетовые и инфракрасное излучение. Вздувающиеся краски также успешно используют для этой цели. Эти краски обугливаются и набухают при сравнительно низкой температуре (около 470К) и выделяют едкие газы.

Меры безопасности при обращении с жидким водородом должны исключать возможность неконтролируемой его утечки, а также обеспечивать быструю эвакуацию просочившегося газа.

Для сооружений, расположенных на открытых площадках, хранилищ жидкого водорода, могут быть рекомендованы следующие мероприятия:

1. В зоне проведения работ с жидким водородом необходимо иметь водяной душ, брандспойт или специальный резервуар с водой для смывания жидкого продукта с обрызганных участков технологического оборудования.

2. Резервуары и цистерны для хранения жидкого продукта следует периодически с интервалом в 1-2 года очищать от твердых отложений (кислород, азот и т.п.) путем их размораживания.

3. Необходима тщательная проверка технологического оборудования на герметичность. Признаком утечки водорода из хранилища является образование инея на деталях оборудования.

4. Защитные стены нельзя сооружать около резервуаров хранилищ. Для хорошей циркуляции газов резервуары следует устанавливать таким образом, чтобы они были открыты для доступа воздуха с возможно большего числа сторон.

5. Зона возможной опасности вокруг резервуара в соответствии с инструкцией по технике безопасности должна быть обозначена.

Кроме того, при длительном хранении фосфорорганических отравляющих веществ внутри герметичной полости наряду с другими продуктами распада выделяется в заметных количествах фтористый водород. При его взаимодействии с железом корпуса изделия происходит интенсивное образование водорода - вещества чрезвычайно химически активного. Двухатомная молекула водорода образует соединения со всеми элементами (кроме благородных газов), хорошо растворяется в металлах и относительно легко проникает через них. С фтором водород непосредственно соединяется (даже при температуре - 252°С).

Учёт таких особенностей молекулярного водорода позволяет предположить, что в корпусе химического боеприпасе или герметичной ёмкости с отравляющим веществом происходит процесс накопления водорода до определённого давления, после чего этот элемент начинает диффундировать через металлический корпус ёмкости. При определённом давлении процесс стабилизируется и в дальнейшем может измениться только за счёт изменения количества выделяемого фтористого водорода или температуры наружного воздуха. Поглощённый металлом водород приводит к потере металлом пластичности и прочности. Этот эффект известен как водородное охрупчивание. Он обуславливает появление трещин в результате скопления водорода на различных дефектах кристаллической структуры металла.

Водород, выделяющийся из ёмкостей и боеприпасов внутри бетонных хранилищ, будет скапливаться около потолка и может явиться, кроме того, источником пожарной и взрывной опасностей, так как он в смеси с кислородом воздуха образует аварийно-опасный гремучий газ.

Аналогичные проблемы возникают при хранении радиоактивных отходов. При попадании в хранилище воды происходит её разложение под действием ионизирующих излучений. Радиолиз воды создаёт водород, способный при концентрации более 4 объемных процентов образовать «гремучую» смесь. Концентрация водорода в хранилище из-за конвективного характера его рассеяния пропорциональна температуре наружного воздуха, что приводит к необходимости принудительной вентиляции хранилищ радиоактивных отходов в жаркую погоду.

Задание 60. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 3d или 4s , 5s или 4р ? Почему? Составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 21.

Ответ. Следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией - меньшая сумма n + ℓ (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s→2s→ 2р→ 3s→ 3р→ 4s→ 3d→ 4р→ 5s→ 4d→ 5р→ 6s→ 5d 1 →4f→ 5d→ 6р→ 7s →6d 1 →5f→ 6d→ 7р.

В нашем случае

D 4s 5s 4р

Значение n 3 4 5 4

Значениеl 2 0 0 1

Сумма (n +l ) 5 4 5 5

Последовательность заполнения (на основании правил Клечковского):

1 – 4s затем 3d; 1-4 р затем – 5s. 4р заполняется первым, не смотря на равную сумму (n +l ), так как n=4, а у 5s n=5, а при одинаковых значениях этой суммы в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n .

Cu +2 +2е Cu 0 |3 окислитель

2N -3 -6е N 2 0 |1 восстановитель

3CuO +2 NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Задание 135. При сгорании 1 л паров метанола СН 3 ОН выделилось 32,3 кДж теплоты. Вычислить энтальпию образования метанола. Условия стандартные.

V(СН 3 ОН)= 1л

DНр =-32,3 кДж

Найти: DН 0 (СН 3 ОН)-?

Решение. Найдем теплоту сгорания 1 моль (22,4 л) метанола. При сгорании 1л выделилось 32,3 кДж, то при 22,4 моль сгорания метанола – х кДж, х=723,52кДж/моль, то есть DН 0 гор (СН 3 ОН)=- 723,52кДж/моль.

Запишем уравнение реакции: СН 3 ОН+1,5О 2 =СО 2 +2Н 2 О

Для расчета энтальпии образования метанола привлекаем следствие

из закона Гесса: ΔН (Х.Р.) = ΣΔН 0 (прод.) - ΣΔН 0 (исх.).

Используем найденную нами энтальпию горения метанола и приведенные в приложении энтальпии образования всех (кроме метанола) участников процесса.

По 1-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой реакции DН 0 р-и может быть записан следующим образом:

DН 0 р-и = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) - DН 0 (СН 3 ОН). (1)

DН 0 (СО 2), DН 0 (Н 2 О), DН 0 (СН 3 ОН) – энтальпии образования веществ. По условию задачи энтальпию образования метанола необходимо рассчитать. По 2-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой же реакции равен энтальпии горения этилацетата.

DН 0 р-и = DН 0 гор (СН 3 ОН). (2)

Величину DН 0 гор (СН 3 ОН) мы нашли. Объединив уравнения (1) и (2) можно записать:

DН 0 гор (СН 3 ОН) = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) - DН 0 (СН 3 ОН).

Тогда энтальпия образования этилацетата DН 0 (СН 3 ОН) может быть рассчитана следующим образом:

DН 0 (СН 3 ОН) = DН 0 (СО 2) + 2DН 0 (Н 2 О) -DН 0 гор (СН 3 ОН)= (–393,5) + 2×(–241,8) – (-723,52) = - 153,57 кДж/моль.

Полученная величина означает, что при образовании 1 моль метанола выделяется 153,57 кДж тепла (DН<0 ).

1. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

Cl2+H20 -> HCL+O2
2. При взаимодействии (при н.у) хлора с водородом образовалось 11,2 л хлороводорода. Вычислите массу и число молей веществ,вступивших в реакцию
3. Запишите уравнения соответствующих реакций:
C -> CO2 -> Na2CO3 -> CO2 -> CaCO3
4. Рассчитайте массовую долю раствора поваренной соли (NaCl), если в 200 г раствора содержится 16 г соли.
5. Запишите уравнения соответствующих реакций:
P->P2O5->H3PO4->Ca(PO4)2->Ca(OH)2
6. Какой объем кислорода (н.у) необходим для полного сжигания 5 м3 метана CH4?
7. Запишите уравнения соответствующих реакций:
Fe->Fe2O3->FeCl3->Fe(OH)3->Fe(SO4)3
8. При взаимодействии хлора с водородом при н.у образовалась 8,96 л хлороводорода.Вычислите массы и количества веществ (моль), вступивших в реакцию.
9. Найдите коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в уравнении:
MnO2+HCl->Cl2+MnCl2+H2O
10. Рассчитайте массовые доли (%) элементов,входящих в состав гидроксида алюминия.
11. Вычислите массу и число молей вещества, образовавшегося при взаимодействии Ca с 16 г кислорода.
12. Составить электронную и графическую формулу элемента № 28. Охарактеризовать элемент и его соединения
13. При взаимодействии кальция с 32 г кислорода получилось 100 г оксида кальция. Вычислите выход продукта реакции.
14. Запишите уравнения, описывающие основные типы химических реакций
15. Вычислите объем, который занимают 64 г кислорода при н.у

2.Дайте характеристику реакции:

CO₂+C<>2CO-Q по всем изученным признакам классификации. Рассмотрите условия смещения химического равновесия вправо.

3.В схеме ОВР расставьте коэффициенты методом электронного баланса,укажите окислитель и восстановитель:

Zn+H₂So₄(конц)>ZnSo₄+H₂S+H₂O.

Определите количетсво вещества сульфата калия,Полученного при сливании растворов,содержащих 2 моль серной кислоты и 5 моль гидроксида калия.

1) Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно - востановительными? Укажите окислитель и

восстановитель.

а) Cu + Cl2 = CuCl2

б) CuCl2 + 2KOH = Cu (OH)2 + 2KCl

в) Cu SO4 + Fe = FeSO4 + Cu

г) CuO + H2 = Cu + H2O

д) CuO + 2HCl = CuCl + H2O

2) Укажите окислитель и востановитель и определите, к какому типу относятся окислительно - восстановительные реакции:

а) 2Al + 6HCl = 2AlCl + 3H2

б) 2K ClO3 = 2KCl + O2

в) 2FeO3 + CO = 2Fe3O4 + CO2

г) NH4NO3 = N2O + 2H2O

д) 3S + 6 KOH = 2K2S + KSO3 + 3H2O

1)Дайте краткую характеристику элемента серы.Положение в периодической системе;электронная конфигурация атомов;валентные возможности;возможные степени

окисления(с примерами веществ);высший оксид,его характер;водородное соединение.
2)Даны следующие вещества: F2,NaF,HF.Напишите названия этих веществ и определите тип химической связи.Покажите направление смещения электронной плотности (электроотрицательности),если она смещена;ответ мотивируйте. Составьте электронные формулы для этих веществ.
3) Над стрелками укажите количество электронов, отданных или принятых атомами химических элементов. В каждом случае укажите является химический элемент окислителем или восстановителем,S(0)=S(+4),O (-1) = O (-2), Cr(+6)=Cr(+3),N(+2)=N(+5),Mn(+7)=Mn(+4).
4)Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций, составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель:
NH3 + O2 = NO + H2O
K + HNO3 = KNO3 + H2

В данном разделе собраны задачи по теме . Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH 3 , CO, SO 2 , K 2 MnO 4 , Сl 2 , HNO 2 . Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только . Из простых веществ только окислителем может быть фтор F 2 , атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность . В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами .

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl 2 , но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Сl 0 2 , HN +3 O 2

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.

Составим электронные уравнения :

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение :

8HNO 3 +3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO 2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO 4 . Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Решение.

HN +3 O 2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3

N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель

Br 2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель

N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br —

б) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O

N +3 + e = N +2 | 1 окислитель

2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель

N +3 + 2I — = N +2 + I 2

в) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель

Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель

5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl 2 , HClO 2 , HClO 3 , Cl 2 O 7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7 .

высшей степени окисления , могут быть только окислителями , т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления , могут быть только восстановителями , т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления , могут быть как восстановителями, так и окислителями , т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H +1 Сl -1 , Cl 0 2 , H +1 Cl +3 O 2 -2 , H +1 Cl +5 O 3 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl 2 O 7

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl 2 , HClO 2 , HClO 3

КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .

Составим электронные уравнения

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

4КСlO 3 → КС1 + 3КСlO 4 .

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

а) KNO 3 = KNO 2 + O 2 ;

б) Mq+ N 2 = Mq 3 N 2 ;

Решение.

Решение.

Решение.

NO 2 — + H 2 O — 2e — = NO 3 — + 2H + | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции , умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO 4 — + 16H + + 5NO 2 — + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 — + 10H +

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение :

2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

Zn + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O

Решение.

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель

N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель

4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-

Zn + 2H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель

S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель

Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F — -2e — = F 2 , E 0 = 2,85 В

б) 2Сl — -2e — = Cl 2 , E 0 = 1,36 В

в) 2Br — -2e — = Br 2 , E 0 = 1,06 В

г) 2I — -2e — = I 2 , E 0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен E 0 =1,33 В

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти

ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст

Если найденная величина ЭДС > 0 , то данная реакция возможна .

Итак, определим, можно ли K 2 Cr 2 O 7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В

Cl 2 |Cl — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В

Br 2 |Br — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В

I 2 |I — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br — -2e — = Br 2 и 2I — -2e — = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O

Если С(MnO 4 —)=10 -5 М, С(Mn 2+)=10 -2 М, С(H +)=0,2 М.

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста :

E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO 4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Решение.

Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:

lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 окислитель

Br — + H 2 O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель

Общее число электронов , принимающих участие в ОВР n = 10

E 1 0 (окислителя) = 1,51 В

E 2 0 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К :

lgK = (1,51 — 1,33)10/0,059

K = 3,22*10 30

Категории ,

Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя. Очевидно, что очень важно уметь отличать и определять их в различных химических реакциях.

Как определить окислитель и восстановитель
Основная сложность в определении окислителя и восстановителя в химических реакциях заключается в том, что одни и те же вещества в разных случаях могут быть как окислителями, так и восстановителями. Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия.

1. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента. В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом окислитель всегда приобретает положительный заряд.
2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов на внешний электронный слой химического элемента. Восстановителем будет атом, молекула или ион, которые отдают свои электроны и тем самым повышают степень своего окисления, то есть окисляются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом восстановитель всегда приобретает положительный заряд.
3. Проще говоря окислитель – это вещество, которое «отбирает» электроны, а восстановитель – вещество, которое отдает их окислителю. Определить кто в окислительно-восстановительной реакции выполняет роль окислителя, кто восстановителя и в каких случаях окислитель становится восстановителем и наоборот можно, зная типичное поведение в химических реакциях отдельных элементов.
4. Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Также восстановителями могут быть соединения химических элементов в низшей степени окисления, у которых заполнены все свободные орбитали и которые могут только отдавать электроны, например аммиак NH 3 , сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI, хлороводород HCl.
5. Типичными окислителями являются многие неметаллы (F, Cl, I, O, Br). Также окислителями могут выступать металлы, имеющие высокую степень окисления (Fe +3 , Sn +4 , Mn +4), также некоторые соединения элементов в высокой степени окисления: перманганат калия KMnO 4 , серная кислота Н 2 SO 4 , азотная кислота HNO 3 , оксид меди CuO, хлорид железа FeCl 3 .
6. Химические соединения в неполных или промежуточных степенях окисления, например одноосновная азотная кислота HNO 2 , пероксид водорода H 2 O 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств участвующего во взаимодействии второго реагента.

Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.

Ка следует из данного примера один атом натрия отдает одному атому кислорода свой электрон. Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. При этом натрий окислится полностью, так как отдаст максимально возможное количество электронов, а атом кислорода будет восстановлен не полностью, так как сможет принять еще один электрон от другого атома кислорода.

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H 2 O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

Рассмотрим более сложное уравнение:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Расставляем степени окисления химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

S + 2е - = S 2-

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

При восстановлении степень окисления понижается .

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .

Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр №2 Метод электронного баланса

Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H 2 S → SO 2 → SO 3

Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.