Материал: 1594
|
|
в кислоте H+ |
|
Э+max |
Э+min; |
|
|
в щелочи OH- |
С |
|
H+ |
Cr+6 |
Cr+3; |
|
|
OH- |
|
|
|
H+ |
|
Mn+7 |
Mn+2; |
|
|
OH- |
|
|
H+ |
|
Fe+3 |
Fe+2. |
|
|
- |
|
|
OH |
б) В к слой среде отрицательно заряженные ионы окисляются до |
||
бА |
||
нейтральных атомов, а в щелочной среде, наоборот, нейтральный атом |
||
восстанавл вается до отр цательно заряженных ионов. |
||
и |
в кислоте H+ |
|
|
Э- |
Э0; |
|
|
в щелочи OH- |
|
|
H+ |
|
S-2 |
S0; |
|
|
OH- |
|
|
H+ |
|
2Cl- |
Cl20. |
|
|
OH- |
в) В присутствии сильных окислителей (HNO3) отрицательно заряженные ионы и нейтральные атомы окисляются до ионов с max
положительной степенью окисления. |
И |
|||
|
|
HNO3 |
||
Э |
- |
+max |
|
|
|
|
|||
|
ДЭ ; |
|||
Э0 |
|
Э+max; |
|
|
|
|
S2- – 8 ē → S6+; |
|
|
|
|
S0 – 6 ē → S6+. |
|
|
г) В зависимости от среды раствора марганец может изменять |
||||
степень окисления по следующей схеме: |
|
|
||
|
|
Mn2+ - в кислой среде |
(MnSO4); |
|
Mn7+ |
|
Mn4+ - в нейтральной среде (MnO2); |
||
|
|
Mn6+ - в щелочной среде |
(K2MnO4). |
|
5. Если элемент проявляет две характерные для него степени |
||||
окисления, то независимо от |
среды раствора соединения с низшей |
|||
21
степенью окисления переходят в соединения с высшей степенью окисления по схеме
|
|
|
HNO2 |
→ HNO3; |
С |
NaNO2 |
→ NaNO3; |
||
H2SO3 |
→ H2SO4; |
|||
Na2SO3 |
→ Na2SO4; |
|||
|
|
|
H3PO3 |
→ H3PO4; |
|
|
|
Na3PO3 |
→ Na3PO4; |
|
|
|
FeSO4 → Fe2(SO4)3; |
|
Найти |
→ FeCl3; |
|||
|
|
|
FeCl2 |
|
|
|
|
SnCl2 |
→ SnCl4; |
|
|
|
H3AsO3 |
→ H3AsO4; |
|
|
|
Na3AsO3 → Na3AsO4. |
|
|
|
бА |
||
Порядок расстановки коэффициентов: |
||||
1. |
Определ ть степень окисления всех элементов. |
|||
2. |
|
элементы, зменяющие степень окисления. |
||
3. |
Состав ть электронные уравнения реакции. Указать окислитель и |
|||
восстанов тель. |
|
|
||
4. |
Уравнять количество отданных и принятых электронов. |
|||
5. |
Расставить найденные коэффициенты в правую и левую части |
|||
уравнения перед формулами веществ с элементами, изменившими степени |
||||
окисления. |
|
|
|
|
6. |
Уравнять металлы и кислотные остатки. |
|||
7. |
Уравнять водород и проверить правильность расстановки |
|||
коэффициентов по кислороду. |
|
|||
|
|
|
Лабораторная работа № 2 |
|
|
|
|
|
И |
|
|
Окислительно-восстановительныеДреакции |
||
Цель работы: изучить протекание окислительно-восстановительных реакций.
Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.
В три пробирки налейте по 1…2 см3 раствора перманганата калия KMnO4. В одну пробирку добавьте немного 2 н. раствора H2SO4 (кислая среда), в другую – 2 н. раствора щелочи NaOH (щелочная среда), а в третью – немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1…2 см3 раствора
22
Na2SO3. Наблюдайте за происходящими явлениями, запишите в табл. 4. Отметьте изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды раствора изменяетсястепеньокисленияионамарганцаMn7+?Напишитеуравненияреакций, расставьтекоэффициенты,укажитеокислительивосстановитель.
С |
Результаты наблюдений |
Таблица 4 |
||||||
|
||||||||
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Номер |
Ок сл тель |
Восстановитель |
Среда раствора |
|
Наблюдения |
||
|
пробирки |
|
||||||
|
1 |
и |
|
H2SO4 |
|
|
||
|
|
(кислая) |
|
|
||||
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
NaOH |
|
|
|
|
|
|
|
(щелочная) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
Н2О |
|
|
|
|
|
|
|
(нейтральная) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
бА |
+ MnSO4 + H2О; |
|||||
|
1. KMnO4 + Na2SO3 |
+ H2SO4 |
→ К2SO4 + Na2SO4 |
|||||
2. KMnO4 + Na2SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2О + K2MnO4 + Na2MnO4; 3. KMnO4 + Na2SO3 + H2О → КOH + Na2SO4 + MnO2.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность.
В одну пробирку влейте немного раствора перманганата марганца KMnO4, добавьте столько же 2 н. раствора серной кислоты H2SO4 и
несколько капель перекиси водорода H2O2 |
до обесцвечивания. В другую |
|||||||
|
|
|
|
Д |
||||
пробирку влейте немного раствора иодида калия KI, столько же серной |
||||||||
кислоты H2SO4 |
и несколько капель перекиси водорода H2O2. Образование |
|||||||
свободного йода проверьте реакцией с крахмалом. Отметьте, что перекись |
||||||||
водорода |
H2O2 |
в одной реакции является окислителем, а в другой – |
||||||
|
|
|
|
|
|
И |
||
восстановителем. Результаты наблюдений занесите в табл. 5. Напишите |
||||||||
уравнения и расставьте коэффициенты. |
|
Таблица 5 |
||||||
|
|
|
|
Результаты наблюдений |
|
|
||
Номер |
|
|
|
|
|
|
|
|
про- |
|
Окислитель |
Восстановитель |
Среда раствора |
Наблюдения |
|
||
бирки |
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
|
|
|
|
|
H2SO4 |
|
|
|
|
|
|
(кислая среда) |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
||
2 |
|
|
|
|
|
H2SO4 |
|
|
|
|
|
|
(кислая среда) |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
||
23
1.KMnO4 + H2O2 + H2SO4 К2SO4 + MnSO4 + H2О + О2;
2.KI + H2O2 + H2SO4 К2SO4 + H2О + I2.
Вопросы и задания для защиты лабораторной работы «Окислительно-восстановительные реакции»
1. |
Дать |
определение |
понятиям |
«ОВР», |
«окислитель», |
«восстанов тель». |
|
|
|
||
2. |
Какова класс ф кация ОВР? |
|
|
||
3. |
В чем заключается окислительно-восстановительная двойствен- |
||||
С |
|
|
|
||
ность? |
|
|
|
|
|
4. |
Как е факторы вл яют на протекание ОВР? |
|
|||
5. |
Расскаж те порядок расстановки коэффициентов в ОВР. |
||||
3. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕиХ Р КТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКИХ |
|||||
|
|
ПРОЦЕССОВ. ХИМИЧЕСК Я КИНЕТИКА |
|
||
системах. бА Реакции, в ходе которых происходит выделение тепла, называют
Химическая термодинамика – это наука о превращении одних
видов энергии и ра оты в другие при химических реакциях [1, 2].
Частью термодинамики является термохимия – область химии, которая занимается изучением тепловых эффектов в химических
энергии, называют эндотермическимиД.
экзотермическими. Реакции, протекающие с поглощением тепловой
химической реакции, отнесенное к одному молю продукта реакции,
называется тепловым эффектом химической реакции. Его выражают в кДж.
Количество тепла, которое выделяется или поглощается в ходе И
Чтобы сравнивать тепловые эффекты различных процессов, все
термохимические расчеты относят к 1 молю и к стандартным условиям
(P = 105 Па; T = 298 K).
Уравнения, в которых указаны тепловой эффект, агрегатные состояния исходных веществ и продуктов реакции, называют
термохимическими.
24
Основные законы термохимии:
1.Закон Лавуазье–Лапласа.
Теплота разложения данного химического соединения на простые
вещества численно равна теплоте образования этого соединения из |
|
соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак. |
|
С |
Qобр = – Qразл.(сгор). |
|
|
Теплотой образования вещества называют такое количество тепла, которое выделяется ( ли поглощается) при образовании 1 моля вещества из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии. Тогда теплота образован я простых веществ всегда равна нулю.
Теплотой сгоран я вещества называют то количество тепла, которое
выделяется |
сгоран |
1 моля вещества до углекислого газа и воды. |
Теплота сгоран |
я CO2 |
H2O = 0. |
2.Закон Гесса. |
|
при |
|
Суммарный тепловой эффект химической реакции не зависит от |
|
количества стад й, а зав |
сит только от начального и конечного состояний |
данной системы при постоянных о ъеме и температуре. |
|
Из закона Гесса вытекают 2 следствия: |
|
1. Тепловой эффект химической реакции образования равен сумме |
|
теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот |
|
образования исходных веществ (с учетом стехиометрических |
|
коэффициентов). |
|
бА |
|
Например: |
2A(г) + B(т) → 2C(т); |
Qxp = 2QC(т) – (2QA(г) + QB(т)). |
|
2. Тепловой эффект химическойДреакции горения равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов. Следствие применимо для химических реакций с участием органических
веществ. |
|
Например: |
C6H12O6(т) + 6O2(г) → 6CO2(г) + 6H2O(ж); |
|
И |
Qxpгор. = (QC6H12O6 + 6QO2) – (6QCO2 + 6QH2O).
Термодинамический процесс, протекающий:
∙при постоянной температуре, – изотермический;
∙при постоянном давлении, – изобарный;
∙при постоянном объеме, – изохорный.
25