Класификация окислительно-восстановительных реакций.
1.Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:
S0 + O20 S+4O2-2
S - восстановитель; O2 - окислитель
Cu+2O + C+2O Cu0 + C+4O2
CO - восстановитель; CuO - окислитель
Zn0 + 2HCl Zn+2Cl2 + H20
Zn - восстановитель; HСl - окислитель
Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O
KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.
Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления
2H2S-2 + H2S+4O3 3S0 + 3H2O
1.Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции
Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.
2KCl+5O3-2 2KCl-1 + 3O20
Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель
N-3H4N+5O3 –t N2+1O + 2H2O
N+5 - окислитель; N-3 - восстановитель
2Pb(N+5O3-2)2 2PbO + 4N+4O2 + O20
N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель
Опыт. Разложение дихромата аммония
(N-3H4)2Cr2+6O7 –t Cr2+3O3 + N20 + 4H2O
Cr+6 - окислитель; N-3 - восстановитель.
2.Диспропорционирование- окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.
Cl20 + 2KOH KCl+1O + KCl-1 + H2O
3K2Mn+6O4 + 2H2O 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH
3HN+3O2 HN+5O3 + 2N+2O + H2O
2N+4O2 + 2KOH KN+5O3 + KN+3O2 + H2O
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
A Электронный баланс- метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.
Уравнение составляется в несколько стадий:
1. Записывают схему реакции.
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.
KMn+7O4 + HCl-1 KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.
Mn+7 + 5ē Mn+2
2Cl-1 - 2ē Cl20
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.
Mn+7 + 5ē Mn+2 | |
2Cl-1 - 2ē Cl20 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1 2Mn+2 + 5Cl20
5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.
2KMn+7O4 + 16HCl-1 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O
B Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в которомрассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:
2Cl1- – 2ē | Cl20 | ||
MnO41- + 8H+ | + 5ē | Mn2+ + 4H2O | |
7+ | 2+ |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
10Cl- + 2MnO41- + 16H+ 5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)
Типичные реакции окисления-восстановления
Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя
При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.
Реакции в кислой среде.
5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс
Mn+7 + 5ē Mn+2 | |
S+4 – 2ē S+6 |
метод полуреакций
MnO4- + 8H+ + 5ē Mn2+ + 4H2O | |
SO32- + H2O – 2ē SO42- + 2H+ |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.
Реакции в нейтральной среде
3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O 3K2S+6O4 +2Mn+4O2 + 2KOH
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 | |
Mn+7 + 3ē Mn+4 |
метод полуреакций:
MnO41- + 2H2O + 3ē MnO2 + 4OH- | |
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O
или 2MnO4- + H2O + 3SO32- 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.
Реакции в щелочной среде.
K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 | |
Mn+7 + 1ē Mn+6 |
метод полуреакций:
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O | |
MnO41- + ē MnO42- |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
SO32- + 2OH- + 2MnO4- SO42- + H2O + 2MnO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4.
Таким образом,
№33 Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, катализатора.
Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Проще говоря, разные вещества реагируют с разной скоростью. Например, цинк бурно реагирует с соляной кислотой, а железо довольно медленно.
Скорость реакции тем больше, чем выше концентрация веществ. С сильно разбавленной кислотой цинк будет реагировать значительно дольше.
Скорость реакции значительно повышается с повышением температуры. Например, для горения топлива необходимо его поджечь, т.е. повысить температуру. Для многих реакций повышение температуры на 10° C сопровождается увеличением скорости в 2–4 раза.
Скорость реакции зависит от наличия катализаторов. Катализаторы — вещества, ускоряющие химические реакции, но сами при этом не расходующиеся. Пример — бурное разложение перекиси водорода при добавлении катализатора — оксида марганца (IV):
2H2O2 = 2H2O + O2↑
Оксид марганца (IV) остается на дне, его можно использовать повторно.
№34 обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условияего смещения.
Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например: Направление обратимыхреакций зависит от концентраций веществ — участников реакции.
Химическое равновесие. Химические реакции заключаются во взаимодействии реагентов с образованием продуктов реакции. Не следует, однако, полагать, что направление химических реакции только одно. В действительности, химические реакции протекают и в прямом, и в обратном направлениях: РеагентыПродукты
Условии смещения. 1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. 2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе. Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом.3 Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
№35 общая характеристика элементов 7А группы периодической системы Менделеева. Биологическая роль галогенов. Применение их соединений в медицине и народном хозяйстве.
Элементы фтор, хлор, бром, иод и астат составляют VII А-группу—группу галогенов. Все элементы обладают электронной конфигурацией ns2nр5,т.е. для образования конфигурации инертного газа им недостает одного электрона. Это обусловливает характерную степень окисления всех элементов -1. Фтор - наиболее электроотрицательный элементпериодической системы, он не образует соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления. В то же время для хлора, брома, и иода известны степени окисления +1, +3, +5 и +7. При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ,состоящих из двухатомных молекул типа Hal2. Физические свойства галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — бледно-желтый, трудносжижаемый газ; хлор — также газ желто-зеленого цвета, но сжижается легко; бром — красно-коричневая густая жидкость с тяжелыми коричневыми парами; иод — блестящие серо-черные кристаллы.
Галогены имеют характерный резкий запах. Все галогены, особенно фтор и хлор — токсичны. Так, например, хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему.
Масса фтора в организме человека – около 7 мг (~10-5 %). Соединения фтора концентрируются в кост–ной ткани, ногтях, зубах. В состав зубов входит около 0,01% фтора, причем большая часть приходится на эмаль, что связано с присутствием в ней труднорастворимого фтор-апатита. Недостаток фтора в организме приводит к кариесу зубов. Галогены в виде различных соединений входят в состав тканей человека и живот–ных. Хлор и йод относятся к незаменимым элементам, а остальные являются постоянными составными частями тканей. Введение атомов хлора в молекулы искусственной поливиниловой смолы дало новую негорючую пластмассу - поливинилхлорид. Она обладает замечательными свойствами, позволяющими использовать ее для электроизоляции, изготовления деталей химической аппаратуры, челноков и гонков для текстильных машин и т. д.Так удушливый желто-зеленый газ - хлор, - представляющий собой сильное отравляющее вещество, химия превращает в неиссякаемый источник получения многих сотен новых ценных продуктов для народного хозяйства.
№36хлор: строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, распростронение в природе, способы получения, химические свойства.
Хлор элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов. В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, хлор Cl2 - зелено-желтый газ, легко сжижающийся