Типы овр

Межмолекулярные	реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в различных молекулах. Mg + O2 = 2MgO
Внутримолекулярные	реакции, сопровождающиеся изменением СО разных атомов в одной и той же молекуле. 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Диспропорционирования	реакции, в которых происходит одновременное изменение степени окисления атомов одного и того же элемента. Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
Усреднения	происходит изменение степени окисления одного и того же элемента с образованием одной и той же молекулы 2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. метод электронного баланса (схема)

1. Записать уравнение в молекулярной форме:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Определить степень окисления (СО) каждого элемента:

_{+1 +4 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2}

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

3. Выбрать элементы, которые поменяли СО в ходе реакции:

S⁺⁴ ( Na₂SO₃) → S⁺⁶ (Na₂SO₄)

Mn⁺⁷ (KMnO₄) → Mn⁺² (MnSO₄)

4. Составить схемы электронных переходов для элементов, изменивших СО в ходе реакции, определить восстановитель и окислитель.

5. Составляем электронный баланс – уравниваем число отданных и принятых электронов. Находим наименьшее общее кратное и определяем множители:

   5	S+4 – 2e → S+6	окисление, восстановитель
   2	Mn+7 + 5е → Mn+2	восстановление, окислитель

6. Переносим множители в молекулярное уравнение

7. Уравниваем остальные катионы и анионы, водород. Проверяем баланс по кислороду:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

В методе электронного баланса пользуются формальным представлением о степени окисления (в растворе нет иона Mn⁺⁷, а есть ион MnO₄^—). Также он не учитывает влияние среды на характер ОВР. С учетом этого для составления уравнения ОВР пользуются методом полуреакций.

2. метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

1. Написать уравнение в молекулярном виде:

К₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → MnO₂ + К₂SO₄ + KOH

2. Записать уравнение в молекулярно-ионной форме и сокращенной ионной форме:

2K⁺ + SO₃^-2 + K⁺ + MnO₄^— + H₂O→ MnO₂ + 2K⁺ + SO₄^-2 + K⁺ + OH^—

SO₃^-2 + MnO₄^— + H₂O→ MnO₂ + SO₄^-2 + OH^—

3. Выписываем ионную схему процесса окисления и восстановления (полуреакций):

SO₃^-2 → SO₄^-2

MnO₄^— → MnO₂

4. Уравниваем число атомов в обеих частях системы, при этом пользуемся правилом:

а) если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то в этом случае расходуется Н₂О – в нейтральной и кислых средах, ОН^— — в щелочных растворах

б) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде освобождающейся кислород связывается с протоном водорода с образованием воды, в нейтральной и щелочной среде кислород взаимодействует с водой с образованием ОН^— (табл. 39).

Таблица 39

Участие ионов в различных средах

Среда	В продукте больше атомов кислорода	В продукте меньше атомов кислорода
Кислая	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + 2Н+ → Ион + Н2О
Нейтральная	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + Н2О → Ион + 2ОН—
Щелочная	Ион + 2ОН— → Ион + Н2О	Ион + Н2О → Ион + 2ОН—

SO₃^-2 + Н₂О → SO₄^-2 + 2Н⁺

MnO₄^— + 2Н₂О → MnO₂ + 4ОН^—

5. Уравниваем сумму зарядов в левой и правой части молекулярно-ионных схем ОВР. Находим коэффициенты (общий множитель), учитывая, что число отданных электронов равно числу принятых.Записываем электронно-ионное уравнение:

   3	SО3-2 + Н2О – 2e → SО4-2 + 2Н+	окисление, восстановитель
   2	MnО4— + 2Н2О + 3е → MnО2 + 4ОН—	восстановление, окислитель

6. Умножаем на коэффициенты все члены уравнений полуреакций и складываем:

3SO₃^-2 + 3Н₂О + 2MnO₄^— + 4H₂O→ 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 8OH^— + 6Н⁺

приводим подобные члены: 8OH^— + 6Н⁺ → 6Н₂О + 2ОН^—

3SO₃^-2 + 7Н₂О + 2MnO₄^—→ 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^— + 6Н₂О

3SO₃^-2 + Н₂О + 2MnO₄^— → 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^—

7. Подставляем коэффициенты в исходное уравнение:

3К₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 2MnO

2 + 3К₂SO₄ + 2KOH

Количественные характеристики окислительно-восстановительной способности элемента для определения направления протекания ОВР:

1. Энергия Гиббса (ΔG<0).

2. Электродный потенциал.

При погружении любого металла в раствор электролита на границе раздела металл-раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом.

Механизм возникновения электродного потенциала.

В узлах кристаллической решетки металлов находятся ионы. При погружении ее в раствор электролита ионы ее поверхностного слоя под действием анионов отрываются и переходят в раствор.

Ме⁰ ↔ Ме^п+ + пе

Вследствие этого раствор в непосредственной близости к пластинке заряжается положительно.

Ме^п+ + пН₂О ↔ Ме^п+· пН₂О

^{металл раствор}

Рис. 24. Возникновение двойного электрического слоя на границе металл-раствор.

Рис. 25. Возникновение электродного потенциала

Переход ионов металла в раствор создает в самой пластинке металла избыток свободных электронов, придающих ей отрицательный заряд (рис 24).

Благодаря возникновению на металлической пластинке отрицательного заряда она начинает притягивать обратно из раствора положительно заряженные ионы. На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

(восстановление) Ме⁰ + пН₂О ↔ Ме

п+·пН₂О + пе (окисление)

^{раствор кристал}

Возникает двойной электрический слой. Вследствие его возникновения между металлом и раствором возникает разность (скачек) потенциала (электродный потенциал) (рис. 25).

Электродный потенциал (Е) характеризует способность атома отдавать свои валентные электроны, т.е. восстановительную активность.

Абсолютное значение электродного потенциала найти нельзя. Находят относительные значения по отношению к водороду (эталон, стандарт)

(). Е_{окисленная форма/восстановленная форма} (В)

Потенциал, измеренный при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом (Е⁰).

По своей химической активности вещества располагаются в ряд, который называется рядом напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов) (см. прил. 5, табл. 40, рис. 26).

Таблица 40

studfile.net

1.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций (типы овр)

Все ОВР подразделяются: на реакции межатомного или межмолекулярного окисления–восстановления; реакции внутримолекулярного окисления–восстановления; реакции самоокисления, самовосстановления (диспропорционирования).

1.4.1. Реакции межатомного или межмолекулярного окисления-восстановления

В реакциях этого типа обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами.

Mg + O₂ = 2MgO

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄+K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O

Такие реакции могут протекать в трех разных условиях-средах.

а) в кислой среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы кислот, например:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3S + 7H₂O;

б) в щелочной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы основания, например:

3Zn + KNO₂ + 5KOH = NH₃ + 3K₂ZnO₂ + H₂O;

в) в нейтральной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы воды, например:

5(NH₄)₂S₂O₈ + 8H₂O + 2MnSO₄→ 2HMnO₄ + 7H₂SO₄ + 5(NH₄)₂SO₄.

1.4.2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления

Это такие реакции, когда в одной и той же молекуле сложного вещества атомы одного элемента проявляют свойства окислителя, а атомы другого элемента – свойства восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить реакции термического распада сложного вещества. Например:

= ++

= +3

окислитель	+ 6ē =	2 процесс восстановления
восстановитель	–4ē =	3 процесс окисления

1.4.3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)

В таких реакциях атомы одного элемента в соединении исходного вещества одновременно проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Эти реакции протекают в том случае, когда атомы в соединении имеют промежуточную степень окисления и поэтому могут отдавать и принимать электроны и соответственно – окисляться и восстанавливаться, переходя в состояние с низшей или высшей степенью окисления.

Скорость реакции диспропорционирования связана с близостью внешних энергетических уровней в обоих состояниях атома.

= ++, где соединения азота в степени окисления (+3) проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства:

восстановитель	-2ē =	процесс окисления
окслитель	+ ē =	процесс восстановления

2Sº + 6KOH = + + 2H₂O

Sº — выполняет роль и окислителя и восстановителя:

восстановитель	Sº – 4ē =	процесс окисления
окислитель	Sº + 2ē =	процесс восстановления

2. Составление уравнений реакций окисления – восстановления

Для составления уравнений ОВР надо знать свойства взаимодействующих веществ, учитывать значения окислительно-восстановительных потенциалов (ОВП) в разных средах (глава 5.4.2), на их основании определять направление протекания ОВР и уметь написать на этом основании продукты реакции правой части уравнения.

Правильно составленное уравнение реакции является выражением сохранения массы веществ. Поэтому необходимо следить за тем, чтобы количество атомов одного и того же элемента в исходных веществах и продуктах реакции было одинаковым. Применяют два основных метода составления реакций окисления-восстановления:

– метод электронного баланса;

– метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).

studfile.net

11.3. Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяются степени окисления атомов элементов, входящих в состав разных веществ. Реакции, рассмотренные в примерах 26, относятся к этому типу.

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых степень окисления изменяют атомы разных элементов одного и того же вещества. По такому механизму протекают реакции термического разложения соединений. Например, в реакции

+5 2 +4 0

Pb(NO₃)₂  PbO + NO₂ + O₂

изменяет степень окисления азот (N⁺⁵  N⁺⁴) и атом кислорода (О^2  О₂⁰), находящиеся внутри молекулы Pb(NO₃)₂.

3. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации). В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Реакции диспропорционирования характерны для соединений или элементов веществ, соответствующих одной из промежуточных степеней окисления элемента.

Пример 7. Используя все выше изложенные методы, уравнять реакцию:

K₂MnO₄ + H₂O  KMnO₄ + MnO₂ + KOH.

Решение. а) Метод баланса степеней окисления.

Определим степени окисления участвующих в окислительно-восстановительном процессе элементов до и после реакции:

+6 +7 +4

K₂MnO₄ + H₂O  KMnO₄ + MnO₂ + KOH.

Из сравнения степеней окисления следует, что марганец одновременно участвует в процессе окисления, повышая степень окисления с +6 до +7, и в процессе восстановления, понижая степень окисления с +6 до +4.

2Mn⁺⁶  Mn⁺⁷ ;  = 76 = +1 (процесс окисления, восстановитель),

1 Mn⁺⁶  Mn⁺⁴ ;  = 46 = 2 (процесс восстановления, окислитель).

Поскольку в данной реакции окислителем и восстановителем выступает одно и то же вещество (K₂MnO₄), коэффициенты перед ним суммируются. Записываем уравнение:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

б) Метод полуреакций.

Реакция протекает в нейтральной среде. Составляем ионную схему реакции, учитывая при этом, что Н₂О является слабым электролитом, а MnO₂  малорастворимый в воде оксид:

MnO₄^2 + H₂O  MnO₄^ + MnO₂ + OH^.

Записываем полуреакции:

2MnO₄^2  ē  MnO₄^ (окисление),

1 MnO₄^2 + 2Н₂О + 2ē  MnO₂ + 4ОН^ (восстановление).

Умножаем на коэффициенты и складываем обе полуреакции, получаем суммарное ионное уравнение:

3MnO₄^2 + 2Н₂О = 2MnO₄^ + MnO₂ + 4OH^ .

Молекулярное уравнение: 3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH .

В этом случае K₂MnO₄ является одновременно и окислителем, и восстановителем.

4. Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления, в которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента (то есть обратные ранее рассмотренным), являются процессами контрдиспропорционирования (коммутации), например

_{3 + 3 0}

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O.

1 2N^3  6ē  N₂⁰ (процесс окисления, восстановитель),

1 2N⁺³ + 6ē N₂⁰ (процесс восстановления, окислитель).

Наиболее сложными являются окислительно-восстановительные реакции, в которых окислению или восстановлению подвергаются одновременно атомы или ионы не одного, а двух или нескольких элементов.

Пример 8. Используя вышеизложенные методы, уравнять реакцию:

+3 2 +5 +5 +6 +2

As₂S₃ + HNO₃  H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO.

Решение

а) Метод баланса степеней окисления.

32As⁺³  4ē  2As⁺⁵ 28

3S^2  24  3S⁺⁶ (процесс окисления),

28 N⁺⁵ + 3  N⁺² (процесс восстановления).

Суммируем левые и правые части с учетом полученных коэффициентов и записываем уравнение:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4H₂O = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

б) Метод полуреакций.

Записываем ионную схему реакции, учитывая, что сульфид мышьяка  нерастворимое в воде соединение, а оксид азота  газ:

As₂S₃ + H⁺ + NO₃^ = 3H⁺ + AsO₄^3 + 2H⁺ + SO₄^2 + NO.

Записываем полуреакции:

3As₂S₃ + 20H₂O  28ē  2AsO₄^3 + 3SO₄^2 + 40H⁺ (окисление),

28 NO₃^ + 4H⁺ + 3ē NO + 2H₂O (восстановление).

Складываем обе полуреакции с учетом полученных коэффициентов:

3As₂S₃ + 60H₂O + 28NO₃^ + 112H⁺ = 6AsO₄^3 + 9SO₄^2 + 120H⁺ + 28NO + 56H₂O.

После сокращения одинаковых частиц в левой и правой части получаем:

3As₂S₃ + 4H₂O + 28NO₃^— + 112H⁺ = 6AsO₄^3 + 9SO₄^2 + 120H⁺ + 28NO.

Из 112 ионов водорода 28 ионов войдут в HNO₃  в левой части остается 112  28 = 84Н⁺, в правой части 18 ионов водорода войдут в H₃AsO₄ и 18  в H₂SO₄. Таким образом, в правой части останется 120  36 = 84Н⁺, которые сокращаем.

Окончательное уравнение имеет вид:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4H₂O = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

В данном методе автоматически получили, что вода участвует в реакции и находится в левой части уравнения.

studfile.net

2. Понятие окислительно-восстановительной реакции. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно – восстановительные реакции (ОВР)– реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс принятия электронов. Восстановитель – отдает электроны, то есть окисляется. Окислитель – принимает электроны, то есть восстанавливается.

Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

S⁰ + O₂⁰  S⁺⁴O₂^-2

S — восстановитель; O₂ — окислитель

Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

2KCl⁺⁵O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ — окислитель; О^-2 – восстановитель

Реакции диспропорционирования – степень окисления одного и того же элемента одновременно уменьшается и увеличивается.

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3. Докажите амфотерные свойства оксида хрома(III) и гидроксида цинка, приведите уравнения соответствующих реакций.

Гидроксид цинка — амфотерный гидроксид, имеющий формулу Zn(OH)_2.

Чтобы доказать амфотерность гидроксида рассмотритепример. Для этого используйте гидроксид цинка Zn(OH)2.

1

В обе колбы со шлифом налейте равное небольшое количество раствора хлористого цинка. Вставьте в первую колбу капельную воронку с раствором гидроксида натрия, осторожно отверните кран и медленно начните приливать щелочь к цинковой соли. Почти сразу образуется рыхлый белый осадок. Это показатель, что протекает следующая реакция: ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

2

Далее продолжайте приливать раствор гидроксида натрия к осадку гидроксида цинка. Через некоторое время вы заметите, что осадок начинает постепенно исчезать, и вскоре в колбе будет лишь прозрачный раствор. Что же произошло? Гидроксид цинка превратился в растворимое комплексное соединение Na2ZnO2. Произошла реакция: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2h3O

3

То есть гидроксид цинка вступает в реакцию с сильной щелочью. Но вступает ли он в реакцию с кислотой? В другую колбу точно так же начните доливать раствор гидроксида натрия. Как только образуется рыхлый белый осадок, смените капельную воронку и начните вливать уже соляную кислоту, только делайте все медленно. Вы заметите, что осадок очень быстро исчезнет. Почему так случилось? Гидроксид цинка вступил в реакцию с соляной кислотой, образовав растворимую соль, произошла следующая реакция: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

4

Поскольку гидроксид цинка реагирует и со щелочью, и с кислотой, он амфотерен. Таким образом, вы доказали, что требовалось

Экзаменационный билет №25

1. Виды и особенности химической связи.

2. Степень окисления . Окислитель. Восстановитель. Процесс окисления. Процесс восстановления.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Окислитель – принимает электроны (восстанавливается)

Восстановитель – отдает электроны (окисляется)

Окисление – процесс отдачи электронов.

Восстановление – процесс принятия электронов.

studfile.net

ЕГЭ. Типы химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие о скорости химической реакции. Обратимые реакции

Вопрос	Комментарий
А1. При комнатной температуре с наименьшей скоростью протекает реакция: 1. Zn и 10%-ный раствор HCl 2. Zn и 5%-ный раствор HCl 3. Zn и 2%-ный раствор HCl 4. Zn и 0,1%-ный раствор HCl	Скорость данной реакции будет увеличиваться при увеличении концентрации реагирующих веществ и, соответственно, уменьшаться при уменьшении концентрации реагирующих веществ. Правильный ответ 4
А2. Каким образом можно сместить равновесие в сторону исходных веществ реакции 2SO2+O2↔SO3+Q: 1. понизить давление 2. повысить давление 3. понизить температуру 4. использовать катализатор	По принципу Ле Шателье, при воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, равновесие смещается в сторону, уменьшающую это воздействие. При понижении давления равновесие сместится в сторону увеличения объема. Правильный ответ 1.
А3. В реакции оксида вольфрама с водородом окислителем является: 1. W+6 2. H2O 3. O-2 4. W0	Вольфрам в высшей степени окисления и будет окислителем, но на всякий случай рассмотрим реакцию: W+6O3+3H2= W0+3H2O. Степень окисления вольфрама понизилась W+6→ W0, значит, он принял электроны и является окислителем. Правильный ответ 1.
А4. В реакции оксида марганца (II) с углеродом окислителем является: 1. С0 2. О-2 3. Mn+2 4. Mn0	Согласно уравнению реакции: Mn+2O +C = Mn0 + CO марганец Mn+2принял электроны, значит, он является окислителем.     Правильный ответ 3.
А5. Укажите степень окисления окислителя в следующей реакции:HCl+ MnO2→Cl2 + MnCl2+ H2O 1. +2 2. -2 3. -1 4. +4	Расставим степени окисления: H+Cl—+ Mn+4O-22→Cl02 + Mn+2Cl—2+ H+2O-2 Принимает электроны марганец, т. к. Mn+4+2е—→ Mn+2     Правильный ответ 4.
А6. Укажите степень окисления восстановителя в следующей реакции: Кl+ O3 + H2O→l2 + О2 + КОН 1. -1 2. -2 3. 0 4. +4	Расставим степени окисления: К+I—+ O3 + H+2O-2 →I02 + О02+К+О-2Н+  Отдает электроны йод, т. к. 2I— — 2е—→ I20   Правильный ответ 1.
А7. Какой из факторов не оказывет влияние на скорость химической реакции в растворах: 1. концетрация раствора 2. использование катализатора 3. использование ингибитора 4. объем реакционного сосуда	На скорость химической реакции влияет концентрация вещества, использование катализатора или ингибитора. Объем реакционного сосуда значения не имеет.     Правильный ответ 4.
А8. Скорость химической реакции между металлом и серой не зависит: 1. от температуры 2. от площади поверхности соприкосновения веществ 3. от давления 4. от природы металла	Скорость химической реакции между металлом и серой зависит и от температуры, и от природы металла.Так как это гетерогенная реакция, то скорость будет зависеть и от площади поверхности соприкосновения веществ. Но так как это реакция между твердыми веществами, то скорость не будет зависить от давления. Правильный ответ 3
А9. Взаимодействие какой пары веществ будет идти с большей скоростью, если концентрация растворов веществ во всех случаях одинакова: 1. Pb+ HCl→ 2. Fe+ HCl→ 3. Zn+ HCl→ 4. Mg+ HCl→	Скорость реакции зависит от активности участвующих веществ. Чем левее стоит металл в ряду напряжений, тем быстрее он будет реагировать с соляной кислотой. Среди перечисленных металлов левее находится магний, реакция с ним будет идти быстрее и легче всего. Правильный ответ 4.
А10. Реакция, протекающая на границе раздела двух фаз, называется: 1. гетерогенной 2. окислительно-восстановительной 3. гомогенной 4. каталитической	По определению, реакция, протекающая на границе раздела двух фаз, называется гетерогенной.       Правильный ответ 1.
А11. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции  NH3 + O2  → NO + H2O равен: 1. 1 2. 2 3. 3 4. 5	4N-3 H+ 3 + 5O02  →4 N+2 O-2 +6 H+2O-2 Окислителем является кислород.         Правильный ответ 4.
А12. В окислительно-восстановительной реакции Cu + HNO3 = Cu (NO3)2 + NO2↑+ H2O сумма коэффициентов в левой части равна: 1. 5 2. 8 3. 3 4. 4	Уравняем эту реакцию методом электронного баланса: Cu0 + H+1N+5O-23 = Cu+2 (N+5O-23)2 + N+4O-22↑+ H+12O-2 Cu0— 2е—→ Cu+2 вос-ль                       1  N+5+1е— → N+4 ок-ль             2 Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O   Правильный ответ 1.
А 13. Среди перечисленных реакций CuO+H2→ Cu+H2O Fe+ H2O+ O2 → Fe(OH)3 KOH +HCl→ KCl+ H2O CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O число окислительно-восстановительных реакций равно: 1. 1 2. 2 3. 3 4. 4	Расставив степени окисления во всех реакциях, увидим, что только в первой и во второй элементы меняют степень окисления. Значит, количество окислительно-восстановительных реакций – 2.           Правильный ответ 2.
А14. В окислительно-восстановительной реакции Cа(OCl)2+ NH3→ N2 + H2O +CaCl2 суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны: 1. 7 и 10 2. 7 и 11 3. 6 и 11 4. 6 и 10	Расставляем коэффициенты при помощи метода электронного баланса, получаем следующее уравнение: 3Cа(OCl)2+4 NH3→ 2N2 + 6H2O +3CaCl2 суммы коэффициентов исходных веществ равна 7, продуктов реакции – равна 11:       Правильный ответ 2.
А15. Какое воздействие на реакционную систему CH4+2H2O(Г)↔ CO2+4H2-Q приведет к смещению равновесия в сторону исходных веществ: 1. повышение давления 2. повышение температуры 3. добавление водяного пара 4. понижение давления	По принципу Ле Шателье, при воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, равновесие смещается в сторону, уменьшающее это воздействие. При повышении давления равновесие сместится в сторону уменьшения объема.       Правильный ответ 1.

interneturok.ru

Вопрос 24) Классификация окислительно – восстановительных реакций. Преведите по 2 примера реакций каждого типа (не используйте уравнения из задания №5).

Классификация ОВР:

1) межмолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем и восстановителем являются разные молекулы.

2) внутримолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем и восстановителем являются атомы различных или одиноковых элементов, находящихся в разных частях одной молекулы, например: (N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂0.

3) реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются одни и те же атомы в молекуле: 3Cl⁰₂ + 6KOH 5KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + 3H₂O.

Вопрос 25) Типичные восстановители в овр. Каковы продукты их окисления? Приведите примеры. Классификация овр.

Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. Типичные восстановители:

1) в-ва, молекулы которых содержат атомы элементов в высоких отрицательных степенях окисления или степени окисления которых легко повышаются, например: Na₂S^-2; KI^-1; N^-3H₃; KN⁺³O₂; K₂S⁺⁴O₃;

2) катионы металлов более низкой степени окисления, например: Fe⁺²; Sn⁺²;

3) металлы, из них в первую очередь – щелочные и щелочно-земельные металлы, а так же – водород при повышенных температурах.

Продукты их окисления: Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как Н₂, С (в виде угля или кокса), Р, Si. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. С чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; Р, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl^– к I^–. 

Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления .

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO₂ азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель.

Вопрос 26) Типичные окислители в овр. Каковы продукты их восстановления? Классификация овр. Приведите примеры.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны. Типичные окислители:

1) в-ва, молекулы которых содержат атомы элементов в высших положительных степенях окисления, например: KMn⁺⁷O₄, KBi⁺⁵O₃, K₂Cr₂⁺⁶O₇, Pb⁺⁴O₂;

2) катионы металлов более высокого заряда (более высокой степени окисления), например: Fe⁺³; Au⁺³; Sn⁺⁴;

3) галогены и кислород (при повышенных температурах).

Классификация ОВР:

1) межмолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем и восстановителем являются разные молекулы.

2) внутримолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем восстановителем являются атомы различных или одиноковых элементов, находящихся в разных частях одной молекулы, например: (N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂0.

3) реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются одни и те же атомы в молекуле: 3Cl⁰₂ + 6KOH 5KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + 3H₂O.

Продукты их восстановления: Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается. Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH–).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например: KMn⁺⁷O₄; K₂Cr⁺⁶₂O₇; HN⁺⁵O₃; KCl⁺⁷O₄. Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет ок ислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода).

studfile.net

Глава 8. Окислительно – восстановительные реакции. (16-18)

1) Сущность окислительно – восстановительного взаимодействия. Сопряженные окислительно – восстановительные пары. Количественная мера силы окислителя и восстановителя в сопряженной паре. Критерий направления протекания ОВР и критерий необратимости реакции. Укажите направление протекания следующий реакций:

а) 2FeCl₃ + 2KI = FeCl₂ + I₂ + 2KCl

б) 2HI + S = I₂ + H₂S

Окислительно – восстановительными реакцияминазываются химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов между ними.

Окислениемназывается процесс отдачи электронов атомов вещества, сопровождающийся повышением степени его окисления. (-e)

Восстановлениемназывается процесс присоединения электронов атомом вещества, сопровождающийся понижением степени его окисления. (+e)

В ходе окислительно – восстановительной реакции оба процесса идут одновременно, а общее число отданныхэлектронов равно общему принятых.

Окислителемназывается вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны, т. е. окислитель – акцептор электронов. (+e^—)

Восстановителемназывается вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны, т.е. восстановитель – донор электронов. (-e^—)

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Так, в реакции:

3Zn+ 4H₂SO₄3ZnSO₄+S+ 4H₂O

Участвуют пары: Zn²⁺,Zn⁰иSO₄^2-,S⁰и протекают полуреакции:

3 | Zn⁰ – 2e^—  Zn²⁺ 1 | S⁺⁶O₄^2- + 6e^— + 8H⁺  S⁰ + 4H₂O

Эквивалентом окислителя или восстановителяназывается его частица (реальная или условная), которая, соответственно, присоединяет или отдает один электрон.

Окислительно — восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильногоокислителя вслабыйсопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.

Восстановительные потенциалы– количественная мера окислительно-восстановительной способности данной сопряженной окислительно восстановительной пары.

Стандартный восстановительный потенциал Ф⁰– значение, которой принимает Ф при стандартных условиях: концентрация всех компонентов, участвующих в реакции, включая ионы водыH⁺(в кислой среде) иOH^—(в щелочной среде), равна 1 моль/л, температура 298 К.

Суть окислительно – восстановительных реакцийзаключается в конкуренции за присоединение электрона между участвующими окислителями. При этом электрон присоединяет та сопряженная пара, окисленная форма которой сильнее его удерживает.

ЭДС окислительно – восстановительной реакциив стандартных условиях (E⁰) численно равна разности стандартных потенциалов сопряженных окислительно – восстановительных пар, участвующих в реакции:E⁰= ф⁰­­_ок – ф⁰_восст> 0.

Условиемсамопроизвольного протекания окислительно – восстановительной реакции являетсяположительноезначение ее ЭДС.

Если |E⁰| > 0.35 В, то реакций необратима.

Укажите направление протекания следующий реакций:

а) 2FeCl₃ + 2KI => FeCl₂ + I₂ + 2KCl

ф⁰_восст(I₂⁰,I^—) = +0,54 В

ф⁰_окисл( Fe⁺³, Fe⁺²) = +0,77 В

E⁰= ф⁰­­_ок – ф⁰_восст= 0,77 В – 0,54 В = 0,23 В > 0 (самопроизвольно протекает прямая реакция)

б) 2HI + S = I₂ + H₂S

ф⁰_окисл ( I₂⁰,I^— ) = +0,54 В

ф⁰_восст( S⁰, S^2-) = 0,17 В

E⁰= ф⁰­­_ок – ф⁰_восст= 0,54, В — 0,17 В = 0,37 В > 0 (самопроизвольно протекает прямая реакция)

Учебник: 208 — 215.

2) Типы окислительно – восстановительных реакций:

а) внутримолекулярные,

б) диспропорционирования (простых веществ, оксидов и солей),

в) межмолекулярные. ОВР. Приведите примеры. Типы окислительно – восстановительных реакций в живом организме.

А) Межмолекулярные— реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S+Cl₂→S+ 2HCl

Б) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂+H₂O→HClO+HCl

В) Внутримолекулярные— реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O→ 2H₂+O₂

3. Влияние внешних факторов на протекание окислительно – восстановительных реакциях. Рассмотрите это влияние на следующих реакциях:

Факторы: концентрация реагента, температура реакции, наличие катализатора, влияние характера среды.

а) Zn + H₂SO₄ (разб.) = … ; Zn + H₂SO₄ (конц.) = … ;

Zn0 + H+1₂SO₄ (разб.) = Zn+2SO4 + h30 (окислитель H+)

Zn0 + H₂S+6O₄ (конц.) = 3Zn+2SO4 + S0 + 4h3O (окислитель S+6)

б) Cl₂+KOH(холод) = … ;Cl₂+KOH(горяч.) = … ;

Cl₂⁰+KOH(холод) =K-1Cl+KCl+1O+h3O

Cl₂+KOH(горяч.) = 5K-1Cl+KCl+5O3 + 3h3O

в) KMnO₄ + Na₂SO₃ + (1) H₂SO₄ = … + (2) H₂O = … + (3)NaOH(в картинкеKOH(!) будьте осторожны)

Учебник: 211.

studfile.net