Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь  


Задание 9 контрольной работы




Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

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 +6, O+6F2–1;

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

2+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:

2Са020 = 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

N2восстановитель

О2окислитель

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:

MnO4окислитель,

Fe+2восстановитель,

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.

 

 




Читайте также:



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (584)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.038 сек.)
Поможем в написании
> Курсовые, контрольные, дипломные и другие работы со скидкой до 25%
3 569 лучших специалисов, готовы оказать помощь 24/7