Задание 9 контрольной работы
Напишите уравнения гидролиза соли, оцените рН раствора.
Номер задания | Соль | Номер задания | Соль |
AgNO3 | K2CO3 | ||
AlCl3 | K2SO3 | ||
CdBr2 | Na2CO3 | ||
Al(NO3)3 | Na2SO3 | ||
Cd(NO3)2 | Na2S | ||
CoСl2 | NaNO2 | ||
(NH4)2S | Al2S3 | ||
Co(NO3)2 | CuCl2 | ||
Cu(NO3)2 | FeCl2 | ||
FeSO4 | Fe(NO3)3 | ||
FeCl3 | MnSO4 | ||
NH4NO3 | K2S | ||
KNO2 | NaCN | ||
KClO | FeCO3 | ||
HCOOK | CH3COONa |
Тема10 Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции
Степень окисления – формальный заряд атома в молекуле или ионе при условии, что молекула нейтральна, а ион имеет соответствующий заряд.
При определении степени окисления следует помнить:
1) заряд молекулы равен 0;
2) заряд иона можно определить по таблице растворимости;
3) в простом веществе степень окисления элемента равна нулю, Н20, N2 степень окисления водорода в сложных соединениях равна +1, Н+1, исключение – гидриды металлов, Na+1H–1;
4) степень окисления кислорода в сложных соединениях обычно равна -2;
исключение: перекиси – степень окисления кислорода -1, Н2+1О2–1;
и оксид фтора – степень окисления кислорода +2, O+2F2–1;
5) гидроксид-ион имеет степень окисления -1, ОН-1.
6) валентность и степень окисления элемента могут не совпадать: так, в органических соединениях углерод образует 4 связи, его валентность равна4, а степень окисления в метане С-4Н4, метаноле С-2НзОН, в формальдегиде Н2С0О, в муравьиной кислоте НС+2О2Н, в углекислом газе С+4О2;
7) степень окисления элементов с постоянной степенью окисления находят по таблице, она совпадает с номером группы в таблице Менделеева;
8) заряд катиона в молекуле соли можно определить по аниону и наоборот;
Пример 1
Определите степень окисления железа в его солях FeSО4 и Fe2(SО4)3
Решение
По таблице растворимости заряд сульфат-иона равен -2.
Степень окисления катиона железа (элемент с переменной степенью окисления) определим из формулы:
Zкатиона*nкатиона = – (Zаниона*nаниона) , где
Zкатиона = ZFe – степень окисления катиона железа
Zаниона = –2 – степень окисления аниона (сульфат-аниона)
nкатиона и nанион - индекс при катионе и анионе в формуле соли,
Таблица 7
Характерные степени окисления элементов
Элемент | Название | Степень окисления | Элемент | Название | Степень окисления |
89Ас | Актиний | 0, + III | 25Mn | Марганец | 0, +II, IV, VI, VIII |
47Ag | Серебро | 0, +I | 42Mo | Молибден | 0 , +IV, VI |
13Al | Алюминий | 0, +III | 7N | Азот | -III, 0, +I, II, III, IV, V |
95Am | Америций | 0, + II , III, IV | 11Na | Натрий | 0, +I |
18Ar | Аргон | 41Nb | Ниобий | 0, +IV, V | |
33As | Мышьяк | - III , 0 , +III, V | 60Nd | Неодим | 0, +III |
85At | Астат | -I, 0, +I, V | 10Ne | Неон | |
79Au | Золото | 0, + I , III | 28Ni | Никель | 0, +II, III |
5B | Бор | -III, 0, +III | 93Np | Нептуний | 0, +III, IV, VI, VII |
56Ba | Барий | 0, +II | 8OO | Кислород | -II, I, 0, +II |
4Be | Бериллий | 0,+ IV | 76Os | Осмий | 0, +IV, VI, VIII |
83Bi | Висмут | 0, +III, V | 15P | Фосфор | -III, 0, +I, III, V |
97Bk | Берклий | 0, +III, IV | 91Pa. | Протактиний | 0, +IV, V |
35Br | Бром | -I, 0, +I, V, VII | 82РЬ | Свинец | 0, +II, IV |
6C | Углерод | -IV, I, 0, +II, IV | 46Pd | Палладий | 0, +II, IV |
20Ca | Кальций | 0, + II | 61Pm | Прометий | 0, + III |
48Cd | Кадмий | 0, + II | 84Рo | Полоний | 0, +II, IV |
58Ce | Церий | 0, + III , IV | 59Рг | Празеодим | 0, +III, IV |
98Cf | Калифорний | 0, +Ш, IV | 78Pt | Платина | 0, +II, IV |
17Cl | Хлор | -I, 0, +I, III, IV, V, VI, VII | 94PU | Плутоний | 0, +III, IV, V, VI |
96Cm | Кюрий | 0, +III, IV | 88Ra | Радий | 0, + II |
27Co | Кобальт | 0, +II, III | 37Rb | Рубидий | 0, +I |
24Cr | Хром | 0, + II , III , VI | 75Re | Рений | 0, +IV, VII |
55Cs | Цезий | 0, +I | 45Rh | Родий | 0, +III, IV |
29Cu | Медь | 0, +I, -II | 86Rn | Радон | 0, + II , IV, VI, VIII |
105Db | Дубний | 0, +V | 44Ru | Рутений | 0, +II, IV, VI, VIII |
66Dy | Диспрозий | 0, + III | 16S | Сера | -II, 0, +IV, VI |
68Еr | Эрбий | 0, +III | 51Sb | Сурьма | 0, +III, V |
99ES | Эйнштейний | 0, +II, III | 21Sc | Скандий | 0, +III |
63Еu | Европий | 0, +II, III | 34Se | Селен | -II, 0,+IV, VI |
9F | Фтор | -I, 0 | 106Sg | Сиборгий | 0, +VI |
26Fe | Железо | 0, +II, III, VI | 14Si | Кремний | -IV, 0, +11, IV |
87Fr | Франций | 0, +I | 62Sm | Самарий | 0, + II , III |
31Ga | Галлий | 0, +III | 50Sn | Олово | 0, + II , IV |
64Gd | Гадолиний | 0, +III | 38Sr | Стронций | 0, + II |
32Ge | Германий | 0, +II, IV | 73Ta | Тантал | 0, +IV, V |
1H | Водород | -I, 0, +I | 65Tb | Тербий | 0, +III, IV |
2He | Гелий | 43Tc | Технеций | 0, +IV, VII | |
72Hf | Гафний | 0,+IV | 52Te | Теллур | -II, 0, +IV, VI |
80Hg | Ртуть | 0 , +III | 90Th | Торий | 0, +IV |
67Ho | Гольмий | 0, + III | 22Ti | Титан | 0, + II , III, IV |
53I | Йод | -I, 0, +I, V, VII | 81Тl | Таллий | 0, + I , II |
49In | Индий | 0 , + III | 69Tm | Тулий | 0 , +III |
77Ir | Иридий | 0, +III, IV | 92U | Уран | 0, +III, IV, VI |
19К | Калий | 0, +I | 23V | Ванадий | 0, + II , III, IV, V |
36Кr | Криптон | 0, + II | 74W | Вольфрам | 0, +IV, VI |
57La | Лантан | 0, +III | 54Xe | Ксенон | 0, + II , IV, VI, VIII |
3Li | Литий | 0, +I | 39Y | Иттрий | 0, +III |
71Lu | Лютеций | 0, +III | 70Yb | Иттербий | 0, + II , III |
101Md | Менделеевий | 0, +II, III | 30Zn | Цинк | 0, + II |
12Mg | Магний | 0, + II | 40Zr | Цирконий | 0, +IV |
В молекуле FeSО4
nкатиона = nаниона = 1,
ZFe *1 = –(–2)*1; ZFe =+2, степень окисления Fe+2.
В молекуле Fe2(SО4)3
Zаниона = –2 – степень окисления сульфат-аниона
nкатиона = 2, nкатиона = 3,
ZFe *2 = –(–2)*3; ZFe = +3; степень окисления Fe +3.
Пример 2
Определите степень окисления серы в а) молекуле серной кислоты и
б) в сульфат ионе.
Решение
Определяют заряд частицы (молекула или ион).
а) Серная кислота – молекула, заряд равен 0, [Н2SO4]0.
Приписывают элементам степени окисления и составляют уравнение
[Н2+1SXO4–2]0 ХН*nН + ХS*nS + ХO*nO = 0,
где ХН, ХS, ХO – степени окисления элементов в молекуле,
nН, nS, nO – индексы при элементах в формуле молекулы
nН =2, nS =1, nO =4,
ХН =+1, ХO = –2.
ХS –степень окисления серы (элемент с переменной степенью окисления) вычисляют по уравнению:
(+1) * 2+ XS*1 + (–2) *4 = 0
XS = +6, S+6
б) Сульфат – ион, заряд (по таблице растворимости) равен –2:
[SXO4–2] –2 ХН*nН + ХS*nS + ХO*nO = 0,
nS =1, nO =4, ХO = –2 ,
ХS –степень окисления серы вычисляют по уравнению:
XS *1 + (–2) *4 = –2
XS = +6, S+6
Пример 3 Определите степень окисления марганца в молекулах а) перманганата калия КMnO4 и б) манганата калия К2MnO4.
Решение
Определяем заряд аниона по формуле примера 1.
а) в молекуле КMnO4:
Zкатиона*nкатиона = – (Zаниона*nаниона),
Zкатиона = Zкалия = +1,
nкатиона = nаниона= 1
(+1)*1= –Zаниона* 1,
Zаниона = –1, MnO4–1
Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:
(MnХO4–2)–1 ХMn*nMn + ХO*nO = –1,
nMn =1, nO =4,
ХO = –2 ,
XMn *1+ (–2) *4 = –1
XMn = +7 Mn+7
б) в молекуле К2MnO4
Zкатиона*nкатиона = – (Zаниона*nаниона),
Zкатиона = Zкалия = +1,
nкатиона = nаниона= 1
(+1)*2= –Zаниона* 1,
Zаниона = –2, MnO4–1
Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:
(MnХO4–2)–2 ХMn*nMn + ХO*nO = –2,
nMn =1, nO =4, ХO = –2 ,
XMn *1+ (–2) *4 = –2
XMn = +6 Mn+6
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления химических элементов.
Окисление – это потеря электронов атомом, ионом или молекулой.
Восстановление – присоединение электронов.
Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы: если одна частица окисляется, то другая восстанавливается.
Окислитель – атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны,
Восстановитель – частицы, отдающие электроны.
ОВР подразделяется на 3 типа:
1) межмолекулярные – изменяются степени окисления атомов разных частиц:
2Са0 +О20 = 2Са+2О-2
2) внутримолекулярные – изменяются степени окисления атомов, в составе одной частицы:
Zr+4I4 = Zr0 + I20
3) диспропорционирования (самоокисления–восстановления), повышение и понижение степени окисления атомов одного и того же элемента
Для подбора коэффициентов в уравнениях ОВР исходят из правила, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Для уравнивания используют метод электронного баланса:
1) записывают схему реакции:
NO+О2 = NO2
2) находят пары атомов, изменяющих степень окисления и определяют их функцию:
N20+О20 = N+4O2–2
N2 – восстановитель
О2 – окислитель
3) составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления атомов, как показано ниже, подбирают множители для уравнения числа отданных и принятых электронов, умножают члены уравнений на подобранные множители, складывают уравнения, убеждаются в балансе электронов (число принятых равно числу принятых) и переносят найденные коэффициенты в схему уравнения.
N+ – 4е = N+4 | полуреакция (процесс) окисления | ||
O0 + 2е = O–2 | полуреакция процесс восстановления |
2N+ – 8е = 2N+4 | полуреакция (процесс) окисления | ||
4O0 + 8е = 4O–2 | полуреакция процесс восстановления |
2N+ – 8е +4O0 + 8е = 2N+4 + 4O–2 баланс электронов
N2+2О2 = 2NO2 уравнение
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, используют электронно-ионный метод:
1) Записывают схему реакции и определяют функцию каждого реагента:
FeSO4+KMnO4–+H2SO4=Fe2(SO4)3+K2SO4+MnSO4–2+H2O
2) Записывают схему реакции в ионном виде
Fe+2+SO4–2+K++MnO4–+H++SO4–2=Fe+3+SO4–2+K++SO4–2+Mn+2+SO4–2+H2O
3) Выписывают из схемы ионы и молекулы, в состав которых входят элементы, изменяющие степень окисления и ионы, указывающие на среду реакции:
Fe+2+ MnO4– + H+= Fe+3+Mn+2 +H2O
4) Определяют их функцию в реакции:
MnO4–– окислитель,
Fe+2– восстановитель,
H+ – кислая среда.
5) Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, используя для уравнивания ионы Н+ и молекулы Н2О.
При протекании реакции в щелочной среде – используют OН– и Н2О,
в нейтральной среде – в левой части уравнений используют только Н2О.
При подборе коэффициентов следят за балансом зарядов.
Fe+2 – 1e = Fe+3 |5
MnO4– + 8H+ + 5е = Mn+2 + 4H2O |1
6) Умножают члены полуреакций на найденные коэффициенты, складывают полууравнения, убеждаются в балансе электронов.
5Fe+2 – 5e = 5Fe+3 |5
MnO4– + 8H+ + 5е = Mn+2 + 4H2O |1
5Fe+2 – 5e + MnO4– + 8H+ + 5е = 5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O
7) Добавляют к ионам противоионы, не принимающие участия в окислении-восстановлении, до образования молекул:
5Fe+2 – 5e + MnO4– + 8H+ + 5е = 5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O
5SO4–2 K+ 4SO4–2 7,5 SO4–2 SO4–2
8) Уравнивают добавленные ионы (выделены жирным шрифтом)
9) 5Fe+2 – 5e + MnO4– + 8H+ + 5е = 5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O
5SO4–2 K+ 4SO4–2 7,5 SO4–2 SO4–2 + K+ + 0,5 SO4–2
10) Записывают суммарное ионное уравнение (в данном случае коэффициенты пришлось удвоить, чтобы избавиться от дробных коэффициентов.
10 Fe+2+10 SO4–2+2 K++2 MnO4–+16 H++8 SO4–2 = 10 Fe+3 +15 SO4–2+ 2 Mn+2 + 2 SO4–2 + 8 H2O + 2 K+ + SO4–2
11) Записывают молекулярное уравнение
10 FeSO4+ 2 KMnO4–+8 H2SO4=5 Fe2(SO4)3+K2SO4+2 MnSO4–2+8 H2O
В зависимости от среды характер протекания реакции между одними и теми же реагентами будут меняться. Например, КМnO4 в разных средах будет восстанавливаться по разному: в кислой среде до Mn+2 , в слабокислой и нейтральной и слабощелочной до MnO2, в сильнощелочной до МnO42-. Это объясняется тем, что в кислой среде ионы H+ проникают в анионы МnO4-, вызывая ослабления связи между марганцем и кислородом и облегчают действие восстановления. В нейтральной среде деформация аниона МnO4-меньше, т.к. поляризующее действие молекул воды меньше, чем ионов H+ В присутствие гидроксид-ионов, наоборот, связь Mn – O упрочняется.
Дата добавления: 2015-11-10; просмотров: 466;