Направленность химических реакций

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре идет в обратном направлении, т.е. с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению H, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая – с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия (S), так же как внутренняя энергия (U), энтальпия (H), объем (V) и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, ведут к снижению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (DS) зависит только от начального (S₁) и конечного (S₂) состояния и не зависит от пути процесса:

.

DS = S₂ – S₁. Если S₂ > S₁, то DS > 0. Если S₂ < S₁, то DS < 0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ~ TDS. Энтропия выражается в джоулях, делённых на моль градус. Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При p = const и T = const общую движущую силу процесса, которую обозначают DG, можно найти из соотношения

DG = (H₂ – H₁) – (TS₂ – TS₁); DG = DН – TDS.

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса, или DG, которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

.

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения DG. Если DG < 0, процесс принципиально осуществим, если DG > 0 – процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше DG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором DG = 0 и DH = TDS.

Из соотношения DG = DН – TDS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых DН > 0 (эндотермические). Это возможно, когда DS > 0, но | TDS | > | DН |, и тогда DG < 0. Однако, экзотермические реакции (DH < 0) самопроизвольно не протекают, если при DS < 0 окажется, что DG > 0.

Пример 1.

В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?

Решение.

Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества, и возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия моля паров вещества больше энтропии моля его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2.

Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

CH_4(г) + СO_2(г) « 2СО_(г) + 2Н_2(г)?

Решение.

Для ответа на вопрос следует вычислить прямой реакции. Значения соответствующих веществ даны в табл. 3. Зная, что DG есть функция состояния и что DG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим процесса:

= 2(–137,27) + 2(0) – (–50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж.

То, что > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при T = 298 K и давлении взятых газов 1,013∙10⁵ Па.

Т а б л и ц а 3

Стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ

Вещество	Состояние	кДж / моль	Вещество	Состояние	кДж /моль
ВаСО3	к	–1138,80	FeO	к	–244,30
СаСО3	то же	–1128,75	Н2O	ж	–237,19
Fe3O4	»	–1014,20	Н2O	г	–228,59
ВеСО3	»	– 944,75	CO	то же	–137,27
СаО	»	–604,20	CH4	»	–50,79
ВеО	»	–581,61	NO2	»	+51,84
ВаО	»	–528,40	NO	»	+86,69
СO2	г	–394,38	C2H2	»	+209,20

Пример 3.

На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 4) вычислите реакции, протекающей по уравнению СО_(г) + Н₂O_(ж) = СO_2(г) + H_2(г).

Решение.

DG = DН⁰ – ТDS⁰; DН и DS – функции состояния, поэтому

; .

= (– 393,51 + 0) – (– 110,52 – 285,84) = + 2,85 кДж;

= (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) = + 76,39 = 0,07639 кДж / (моль∙К);

DG⁰ = + 2,85 – 298 ∙ 0,07639 = – 19,91 кДж.

Пример 4.

Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

Fe₂O_3(к) + ЗH_2(г) = 2Fe_(к) + ЗН₂O_(г); DН = + 96,91 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии DS = 0,1387 кДж/(моль∙К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение.

Вычисляем DG⁰ реакции DG = DН – TDS = 96,61 – 298 ∙ 0,1387 =

= + 55,28 кДж. Так как DG > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна. Наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой DG = 0:

DН = ТDS; Т = DН/DS = 96,61/0,1387 = 696,5 К

Следовательно, при температуре ~ 696,5 K начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Т а б л и ц а 4

Стандартные абсолютные энтропии некоторых веществ

Вещество	Состояние	, Дж/(моль∙ К)	Вещество	Состояние	, Дж/(моль∙К)
С	Алмаз	2,44	NH3	г	192,50
С	Графит	5,69	СО	то же	197,91
S	Ромбическая	31,90	C2H2	»	200,82
FeO	к	54,00	O2	»	205,03
Н2O	ж	69,94	H2S	»	205,64
NH4Cl	к	94,50	NO	»	210,20
СH3ОН	ж	126,80	СO2	»	213,65
Н2	г	130,59	С2Н4	»	219,45
Fe3O4	к	146,40	Cl2	»	222,95
CH4	г	186,19	NO2	»	240,46
HCl	то же	186,68	РСl3	»	311,66
Н2O	»	188,72	PCl5	»	352,71
N2	»	191,49

Контрольные вопросы и задачи

81.	Теплоты образования оксида азота (II) и оксида азота (IV) соответственно равны +90,37 кДж и +33,85 кДж. Определите и для реакций получения NO и NO2 из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему? Ответ: +11,94 Дж/(моль∙К); –60,315 Дж/(моль∙К); + 86,81 кДж; +51,82 кДж.
82.	При какой температуре наступит равновесие системы 4HCl(г) + O2(г) « 2 H2O(г) + 2Cl2(г); DH= – 114,42 кДж? Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем, и при каких температурах? Ответ: 891 К.
83.	Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СO2(г). Вычислите и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно в этом процессе? Ответ: + 24,19 кДж; + 31,34 Дж / (моль∙K).
84.	Реакция горения ацетилена идет по уравнению: С2Н2(г) + 2½O2(г) = 2СO2(г) + Н2O(ж). Вычислите и . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: – 1235,15 кДж; –216,15 Дж/(моль∙K).
85.	Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ: а) 118,78 Дж/(моль∙K); б) – 3,25 Дж/(моль∙K).
86.	Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция H2(г) + СO2(г) = СО(г) + Н2O(ж); DH = – 2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.
87.	Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе 2NO(г) + O2(г) « 2NO2(г). Ответ мотивируйте, вычислив прямой реакции. Ответ: – 69,70 кДж.
88.	Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите реакции, протекающей по уравнению NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: – 92,08 кДж.
89.	При какой температуре наступит равновесие системы СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(ж); DН = – 128,05 кДж. Ответ: ~ 385,5 К.
90.	Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению CH4(г) + СO2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г); DН = +247,37 кДж. При какой температуре начнется эта реакция? Ответ: ~ 961,9 K.
91.	Определите реакции, протекающей по уравнению 4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2O(ж). Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: ~ 957,77 кДж.
92.	На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению СO2(г) + 4Н2(г) = CH4(г) + 2Н2O(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: –130,89 кДж.
93.	Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из соответствующих газов, так как DS с изменением температуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательные значения DS? Ответ: –198,26 кДж / (моль∙град).
94.	Какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СO2? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив реакций. Ответ: +31,24 кДж; –130,17 кДж; –216,02 кДж.
95.	На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению СО(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: –142,16 кДж.
96.	Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению H2(г) + Sромб = H2S(г); DН = – 20,15 кДж. Исходя из значений соответствующих веществ, определите и для этой реакции. Ответ: +43,15 Дж/(моль∙К); –33,01 кДж.
97.	На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению С2Н4(г) + 3O2(г) = 2СO2(г) + 2Н2O(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: –1331,21 кДж.
98.	Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe3O4, протекающая по уравнению Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СO2(г); DН = +34,55 кДж. Ответ: 1102,4 К.
99.	Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению РСl5(к) = РСl3(г) + Cl2(г); DН = + 92,59 кДж. Ответ: 509 К.
100.	Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям: 2СН4(г) = С2Н2(г) + ЗН2(г); N2(г) + ЗН2(г) = 2NH3(г); Сграфит + O2(г) = СO2(г). Почему в этих реакциях > 0; < 0; ~0 ? Ответ: 220,21 Дж/(моль∙К); – 198,26 Дж/(моль∙К); 2,93 Дж/(моль∙К).

Тема 6.Растворы

Способы выражения концентрации растворов

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Пример 1.

Вычислите: а) процентную (С%); б) молярную (C_М); в) нормальную (C_н); г) моляльную (C_m) концентрации раствора Н₃РO₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 283 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³. Чему равен титр (Т) этого раствора?

Решение:

а) массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см³ воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно:

300 г составляют 100 %

18 г составляют х %

.

б) мольно-объемная концентрация, или молярность показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения:

в 300 г раствора содержится 18 г растворённого вещества,

в 1031 г раствора – х г растворённого вещества.

Молярность раствора получим делением числа граммов Н₃РO₄ в 1 л раствора на мольную массу Н₃РO₄ (97,99 г/моль):

C_М = 61,86 / 97,99 = 0,63 М;

в) нормальная концентрация, или нормальность показывает число молей эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Так как мольная масса эквивалентов ортофосфорной кислоты Н₃РO₄ = М/3 = 97,99/3 = 32,66 г/моль, то C_H = 61,86 / 32,66 = 1,89 н.;

г) мольно-массовая концентрация, или моляльность показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя. Массу Н₃РO₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения:

в 282 г растворителя находится 18 г растворённого вещества,

в 1000 г растворителя – х г растворённого вещества;

Отсюда C_m = 63,83 /97 = 0,65 m;

г) титром раствора называется количество граммов растворенного вещества в 1см³ (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то

T = 61,86 / 1000 = 0,06186 г/см³.

Зная нормальность раствора и мольную массу эквивалентов (М_Э) растворенного вещества, титр легко найти по формуле

Т = С_H ∙ М_Э / 1000.

Пример 2.

На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение.

Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в разных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.

Пример 3.

К 1 л 10%-го раствора КОН (r = 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5%-го раствора КОН (r = 1,045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение.

Масса одного литра 10%-го раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится

Масса 0,5 л 5%-го раствора 1045∙0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2 + 26,125=135,325 г. Отсюда молярность этого раствора

где 56,1 г/моль – мольная масса КОН.

Пример 4.

Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см³, потребуется для приготовления 3 л. 0,4 н. раствора?

Решение.

Мольная эквивалентность H₂SO₄ = M/2 = 98,08/2 = 49,04 г/моль. Для приготовления 3 л. 0,4 н. раствора требуется 49,04 ∙ 0,4 ∙ 3 = 58,848 г. H₂SO₄. Масса 1 см³ 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится 1,84∙96/100 = 1,766 г. H₂SO₄.

Следовательно, для приготовления 3 л. 0,4 н. раствора надо взять 58,848/1,766 = 33,32 см³ этой кислоты.

Контрольные вопросы и задачи

101.	Вычислите молярную и эквивалентную концентрации 20%-го раствора хлорида кальция, плотность которого 1,178 г/см3. Ответ: 2,1 М; 4,2 н.
102.	Чему равна нормальность 30%-го раствора NaOH, плотность которого 1,328 г/см3? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите процентную концентрацию полученного раствора. Ответ: 9,96 н.; 6,3 %.
103.	К 3 л 10%-го раствора HNO3, плотность которого 1,054 г/см3, прибавили 5 л 2%-го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите процентную и молярную концентрации полученного раствора, если считать, что его объем равен 8 л. 0твет: 5,0 %; 0,82 М.
104.	Вычислите эквивалентную и моляльную концентрации 20,8%-го раствора HNO3, плотность которого 1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора? Ответ: 3,70 н.; 4,17 м; 931,8 г.
105.	Вычислите молярную эквивалентную и моляльную концентрации 16%-го раствора хлорида алюминия, плотность которого 1,149 г/см3. Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 м.
106.	Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3 0,3 н. раствора H2SO4 прибавить 125 см3 0,2 н. раствора КОН? Ответ: 0,14 г КОН.
107.	Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3 раствора AgNO3, потребовалось 50 см3 0,2 н. раствора HCl. Чему равна плотность раствора AgNO3? Сколько граммов AgCl выпало в осадок? Ответ: 0,1 н.; 1,433 г.
108.	Какой объем 20,01%-го раствора HCl (плотность 1,100 г/см3) требуется для приготовления 1 л 10,17%-го раствора (плотность 1,050 г/см3)? Ответ: 485,38 см3.
109.	Смешали 10 см3 10%-го раствора HNO3 (плотность 1,056 г/см3) и 100 см3 30%-го раствора HNO3 (плотность 1,184 г/см3). Вычислите процентную концентрацию раствора. Ответ: 28,38 %.
110.	Какой объем 50%-го раствора КОН (плотность 1,538 г/см3) требуется для приготовления З л 6%-го раствора (плотность 1,048 г/см3)? Ответ: 245,5 см3.
111.	Какой объем 10%-го раствора карбоната натрия (плотность 1,105 г/см3) требуется для приготовления 5 л 2%-го раствора (плотность 1,02 г/см3)? Ответ: 923,1 см3.
112.	На нейтрализацию 31 см3 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 см3 раствора Н2SO4. Чему равны нормальность и титр раствора H2SO4? Ответ: 0,023 н.; 1,127∙10–3 г/см3.
113.	Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3? Ответ: 26,6 см3.
114.	На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислить нормальность раствора кислоты. Ответ: 0,53 н.
115.	Сколько граммов HNO3 содержалось в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см3 0,4 н. раствора NaOH? Чему равен титр раствора NaOH? Ответ: 0,016 г/см3.
116.	Сколько граммов NaNO3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г.
117.	Смешали 300 г 20%-го раствора и 500 г 40%-го раствора NaCl. Чему равна процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 32,5 %.
118.	Смешали 247 г 62%-го и 145 г 18%-го раствора серной кислоты. Какова процентная концентрация раствора после смешивания? Ответ: 45,72 %.
119.	Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна концентрация оставшегося раствора? Ответ: 84 %.
120.	Из 10 кг 20%-го раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного раствора? Ответ: 16,7 %.

Тема 7.Окислитeльнo-вoccтaнoвитeльньIe

Реакции

Окислительно-восстановителными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к ее понижению у окислителя.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях; окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не имеет значения, переходят ли электроны от одного атома к другому полностью, образуются ли ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

N5+(HNO3)	S6+(H2SO4)	проявляют только окислительные свойства,
N4+(NO2), N3+(HNO2), N2+(NO), N1+(N2O) N0(N2), N–(NH2OH) N2–(N2H4)	S4+(SO2), SV(SO) S0(S2S8), S1–(S2S2)	проявляют окислительные и восстановительные свойства
N3–(NH3)	S2–(H2S)	проявляют только восстановительные свойства.

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции Н₂⁰ + Cl₂⁰ = 2HCl валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1.

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, НNО₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KMnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение.

Степень окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равна: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: –2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Mn) соответственно равна: +4(промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH₃, H₂S – только восстановители; HNO₃, H₂SO₄, KMnO₄ – только окислители; НNО₂, H₂SO₃, MnO₂, – окислители и восстановители.

Пример 2.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: a) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SO₃; в) H₂SO₃ и НСlO₄?

Решение.

а) Определяем степень окисления: n(S) H₂S = –1 и n(I) HI = –2. Так как и сера и йод имеют низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) n(S) в H₂S = –2 (низшая); n(S) в H₂SO₃ = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ будет окислителем;

в) n(S) в H₂SO₃ = +4 (промежуточная); n(Cl) в НСlO₄ = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H₂SO₃ в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

Пример 3.

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

КМnO₄ + Н₃РO₃ + Н₂SO₄ ® MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Решение.

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель. И отражаем это в электронных уравнениях:

Восстановитель 5	P3+ –2e = P5+	процесс окисления
Окислитель 2	Mn+7 +5е = Mn2+	процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления.

Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO₄ + 5H₃PO₃ + 3Н₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Н₃РO₄ + К₂SO₄ + ЗН₂O.

Контрольные вопросы и задачи

121.	Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3, HClO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: KBr + KBrO3 + Н2SO4 ® Br2 + К2SO4 + Н2O.
122.	Реакции выражаются схемами: P + HIO3 + Н2O ® Н3РO4 + HCl, H2S + Cl2 + H2O ® Н2SO4 + HCl Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
123.	Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: As3– ® As5+; N3+ ® N3–; S2– ® S0. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Na2SO3 + KMnO4 + H2O ® Na2SO4 + MnO2 + KOH.
124.	Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РO4, Н3РО3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: PbS + HNO3 ® S + Pb(NО3)2 + NО + Н2O.
125.	P + HNO3 ® Н2O + Н3РO4 + NО, KMnO4 + Na2SO3 + KOH ® K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.
126.	Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановления – происходит при следующих превращениях: Mn6+ ® Mn2+; Cl5+ ® Cl–; Na3– ® Na5+. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Cu2O + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NО + Н2O.
127.	HNO3 + Ca ® NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O, K2S + KMnO4 + H2SO4 ® S+K2SO4 + MnSO4 + H2O.
128.	Н2S + Cl2 + Н2O ® H2SO4 + HCl, К2Cr2O7 + Н2S + Н2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
129.	Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К2Сr2O7, KI и Н2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: NaCrO2 + PbO2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.
	KClO3 + Na2SO3 ® KCl + Na2SO4, KMnO4 + HBr ® Br2 + KBr + MnBr2 + Н2O,
131.	P + HClO3 + Н2O ® Н3РO4 + HCl, H2AsO2 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
132.	NaCrO2 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + H2O, FeS + HNO3 ® Fe(NO3)2 + S + NO + H2O.
133.	HNO3 + Zn ® N2O + Zn(NO3)2 + H2O, FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + KCl + Н2O.
134.	K2Cr2O7 + HCl ® Cl2 + CrCl3 + KCl + Н2O, Au + HNO3 + HCl ® AuCl3 + NO + Н2O.
135.	Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: a) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) HCl и H2Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O.
136.	HCl + CrOЗ ® Cl2 + CrCl3 + Н2O, Cd + KMnO4 + H2SO4 ® CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
137.	I2 + NaOH ® NaIO + NaI +H2O, MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NО3)2 + PbSO4 + Н2O.
138.	Н2SO3 + HClO3 ® H2SO4 + HCl, FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + К2SO4 + Н2O.
139.	I2 + Cl2 +H2O ® HIO3 + HCl, FeCO3 + KMnO4 + Н2SO4 ® Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
140.	Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) К2Cr2O7 и Н3РO4; в) HNO3 и H2S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме As + HNO3 ® H3AsO4 + NO2 + H2O

Тема 8. Электрохимические системы.