ЛЕКЦИЯ № 3

 

ИОННО-ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

1. Ионно-обменные реакции

1.1. Необратимые ионно-обменные реакции

Ионно-обменные реакции – это реакции обмена между ионами в результате которого образуются слабый электролит, осадок, газ или комплексное соединение.

Примеры ионно-обменных реакций:

1) Образование слабого электролита

NaF + HCl ® HF + NaCl – молекулярное уравнение,

Na+ + F + H+ + Cl® HF + Na+ + Cl– полное ионное уравнение,

F + H+® HF – сокращенное ионное уравнение.

К данному случаю относятся также реакции нейтрализации:

НСl + КОН ® КСl + Н2О,

Н+ + Сl + К+ + ОН→ К+ + Сl + Н2О,

Н+ + ОН → Н2О.

2) Образование осадка

Pb(NO3)2 + K2CrO4 ® PbCrO4¯ + 2KNO3,

Pb2+ + 2NO3 + 2K+ + CrO42– ® PbCrO4¯ + 2K+ + 2NO3,

Pb2+ + CrO42® PbCrO4¯.

3) Образование газообразного вещества

Na2S + 2HCl ® H2S­ + 2NaCl,

2Na+ + S2+ 2H+ + 2Cl® H2S­ + 2Na+ + 2Cl,

S2+ 2H+ ® H2S­.

4) Образование комплексного соединения

CuSO4 + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4,

Cu2+ + 4NH3 + SO42® [Cu(NH3)4]2+ + SO42,

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+.

В приведенных примерах обратные реакции практически не протекают.

 

1.2. Обратимые ионно-обменные реакции

Если исходные вещества и продукты реакции содержат слабый электролит, осадок или комплексное соединение, то такие реакции являются обратимыми. В случае обратимых реакций исходные вещества отделяются от продуктов реакции знаком равновесия – ««».

Примеры обратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабых электролитов

NaF + CH3COOH « HF + CH3COONa,

Na+ + F + CH3COOH « HF + CH3COO+ Na+,

F + CH3COOH « HF + CH3COO.

Равновесие данной реакции будет смещено в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону обратной реакции, так как Кд(HF) = 6,5·10-4 больше Кд(СH3СООН) = 1,75·10-5.

2) Образование газообразных веществ

2СО3 + Н23 ↔ Н2СО3 + К23,

+ + СО32 + Н23 ↔ Н2СО3 + 2К+ + SО32,

СО32 + Н23 ↔ Н2СО3 + SО32.

В исходных веществах и продуктах реакции содержатся слабые термически нестойкие кислоты, при разложении которых образуются соответственно СО2 и SО2. Равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, так как константа диссоциации угольной кислоты (Кд1 = 4,5·10–7) меньше чем у сернистой кислоты (Кд1 = 1,3·10–2).

3) Образование осадков

KI + AgCl¯ ↔ KCl + AgI¯,

K+ + I + AgCl¯ ↔ K++ Cl + AgI¯,

I + AgCl¯ ↔ Cl + AgI¯.

Для прогнозирования смещения равновесия в данной реакции необходимо сравнить произведения растворимостей, образующихся осадков. Из значений ПР(AgCl) = 1,8·1010 и ПР(AgI) = 1,0·1016 следует, что равновесие будет практически полностью смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования значительно менее растворимого осадка.

4) Образование комплексных соединений

К4[Cо(СN)6] + 6NH3 «[Cо(NH3)6](СN)2 + 4КСN,

+ + [Cо(СN)6]4 + 6NH3 «[Cо(NH3)6]2+ + 6СN + 4К+,

[Cо(СN)6]4+ 6NH3 «[Cо(NH3)6]2+ + 6СN .

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов Кн([Cо(СN)6]4 ) =

1,2·10–19 и Кн([Cо(NH3)6]2+) = 2,5·104 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный чем аммиачный.

 

1.3. Гидролиз – это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Далее материал посвящен гидролизу водных растворов солей.

Разберем процессы, происходящие при гидролизе, на примере водного раствора ацетата натрия. При растворении соли в воде происходит её диссоциация на катионы и анионы СН3СООNа → Nа+ + СН3СОО.

Образующиеся ионы взаимодействуют с полярными молекулами воды с образованием сильного основания (NаОН) и слабой кислоты (СН3СООН). Это приводит к связыванию ионов водорода и к появлению избытка гидроксид ионов СН3СОО+ Н+ОН↔ СН3СООН + ОН.

Реакция среды в данном случае щелочная. Таким образом, гидролиз – это ионообменная реакция соли с водой в результате которой изменяется рН-раствора. Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание можно считать, что гидролиз это реакция обратная реакции нейтрализации.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например: NаСl, К24 и др.

Для описания гидролиза будем применять сокращенную фирму записи, включающую диссоциацию соли и взаимодействие с водой только тех ионов, которые приводят к гидролизу.

Примеры различных случаев гидролиз:

1) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой

NH4CI → NH4+ + СІ, NH4+ + НОН ↔ NH4OH + Н+, рН< 7.

Гидролиз протекает по катиону, реакция среды кислая.

2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой

NaNО2 → Na+ + NO2, NO2+ НОН ↔ НNО2 + OН.

Гидролиз протекает по аниону, реакция среды щелочная.

3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой

NH42 → NH4+ + NO2,

NH4+ + NO2+ НОН ↔ NH4OH + НNО2, рН< 7.

Гидролиз протекает как по катиону так и по аниону, но реакция среды

кислая так как, константа диссоциации слабой кислоты (Кд(НN02) = 6,2·104) больше константы диссоциации слабого основания( Кд(NH4OH) = 1,8·10–5).

 

2. Окислительно-восстановительные реакции

 

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции протекающие за счет изменения степеней окисления реагирующих веществ.

Окислитель – это элемент или вещество, принимающие электроны (при этом окислитель восстанавливается).

Восстановитель – это элемент или вещество, отдающие электроны (при этом восстановитель окисляется).

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении исходя из предположения, что происходит полная ионизация связей.

Существует три типа окислительно-восстановительных реакции: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (или диспропорционирования). Примеры:

1) Межмолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав разных соединений. Например:

2Na2S+4O3(вос-ль) + O02(ок-ль) = 2Na2S+6O24;

2) Внутримолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав одного и того же соединения. Например:

(N3H4)2Cr +62O7(вос-ль + ок-ль) = N02 + Cr+32O3 + 4H2O;

3) Самоокисления-самовосстановления – окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, при этом часть его атомов окисляется, а другая – восстанавливается. Например:

4H3P+3O3(вос-ль/ок-ль) = 3H3P+5O4 + P3H3.

Примеры уравнивания реакций методом электронного баланса:

1) KI + КMnO4 + H2SO4 ® I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O,

I – восстановитель, окисляется до I2,

Mn+7 – окислитель, восстанавливается до Mn+2,

Составим электронные уравнения и электронный баланс:

2I - 2е = I2 -2 х 5 = -10 е (φ0 = +0,54 В),

Mn+7 + 5е = Mn+2 +5 х 2 = +10 е (φ0 = +1,70 В).

Поставим коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Остальные элементы уравнивают методом подбора коэффициентов. По оставшемуся элементу – кислороду проводится проверка материального баланса реакции.

10KI + 2КMnO4 + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O.

Для определения возможности протекания данной реакции сравним окислительно-восстановительные потенциалы восстановителя и окислителя. Потенциал окислителя (Mn+7) выше потенциала восстановителя(I), поэтому прямая реакция протекает самопроизвольно.

 

2) Сu + НNO3(разб.) → Сu(NO3) 2 + NO + Н2О.

Сu0 – восстановитель, окисляется до Сu+2,

N+5 – окислитель, восстанавливается до N+2.

Сu0 - 2е = Сu+2 -2 х 3 = -6 е (φ0 = +0,34 В),

N+5 + 3е = N+2 +3 х 2 = +6 е (φ0 = +0,96 В).

Поставим в уравнение реакции коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Перед азотной кислотой необходимо поставить коэффициент 8, так как две молекулы азотной кислоты являются окислителями, а шесть – расходуются на солеобразование. Для соблюдения материального баланса перед водой необходимо поставить коэффициент восемь.

3Сu + 8НNO3(разб.) = 3Сu(NO3) 2 + 2NO + 4Н2О.

Данная реакция протекает, так как окислительно-восстановительные потенциал окислителя выше потенциала восстановителя.

3) NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O.

Восстановитель N3, окисляется до N2 ,

окислитель Cr+6 , восстанавливается до Cr+3.

Электронные уравнения:

2N3- 6е = N2 -6 х 1 = -6,

Cr+6 + 6е = 2Cr+3 +6 х1 = +6.

Коэффициенты (это 1) в данной реакции ставят в правой части перед окисленной и восстановленной формами, но для соблюдения материального баланса необходимо перед водой поставить коэффициент 4.

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + 4H2O.

4) H2O2 ® H2O+ O2.

Кислород находится в промежуточной с.о. -1, он может повышать степень окисления до 0 и понижать до -2.

1- 2е = О2 -2 х 1 = -2,

О1 + 1е = О2 +1 х 2 = +2.

Коэффициенты ставим в правой части.

2H2O2 ® 2H2O + O2.

3. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами

Важным практическим вопросом является устойчивость металлов в воде и в водных растворах кислот и оснований. Возможность протекания данных окислительно-восстановительных реакций согласуется с положением металлов в электрохимическом ряду.

С водой взаимодействуют металлы от лития до железа включительно. Щелочные и щелочно-земельные металлы энергично вытесняют водород из воды. Железо реагирует при температуре красного каления (500 0С) с образованием Fе3О4. Например:

1) 2К + 2Н2О = Н2 + 2КОН; 2) 6Fe +8Н2О = 8Н2 + 2Fe3О4.

Ряд активных металлов Аl, Zn, Ве и др. непосредственно с водой не реагируют из-за наличия на их поверхности оксидной пленки.

С соляной и серной (разбавленной) кислотами реагируют все металлы, расположенные в электрохимическом ряду до водорода. Например:

1) 2Аl + 3Н2SO4 = 3Н2 + Аl2(SO4)3;

2) Fe +2НСl = Н2 + FeСl2.

В случае образования нерастворимых в воде соединений (PbSО4 и др.) реакции практически не протекают.

С серной концентрированной и азотной кислотами реагируют все металлы за исключением золота и элементов платиновой группы. Например:

1) 2Fe + 6Н2SO4 = Fe2(SO4)3+ 3SO2 +6Н2О,

2) 3Сu + 8НNO3(разб.) = 3Сu(NO3) 2 + 2NO + 4Н2О,

3) Сu + 4НNO3(конц.) = Сu(NO3) 2 + 2NO2 + 2Н2О.

В очень концентрированных кислотах многие металлы «пассивируются», из-за образования на их поверхности нерастворимых соединений.

В водных растворах щелочей растворятся алюминий, цинк и другие амфотерные металлы. Например,

2Аl + 2NаOН + 6Н2О = 2Nа[Аl(ОН)4] + 3Н2.









Дата добавления: 2015-08-21; просмотров: 780; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2020 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.051 сек.