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 +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^-2Н_зОН, 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:

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона) , где

Z_{катиона} = Z_Fe – степень окисления катиона железа

Z_аниона = –2 – степень окисления аниона (сульфат-аниона)

n_{катиона} и n_анион - 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

n_{катиона} = n_аниона = 1,

Z_Fe *1 = –(–2)*1; Z_Fe =+2, степень окисления Fe⁺².

В молекуле Fe₂(SО₄)₃

Z_аниона = –2 – степень окисления сульфат-аниона

n_{катиона} = 2, n_{катиона} = 3,

Z_Fe *2 = –(–2)*3; Z_Fe = +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⁺¹S^XO₄^–2]⁰ Х_Н*n_Н + Х_S*n_S + Х_O*n_O = 0,

где Х_Н, Х_S, Х_O – степени окисления элементов в молекуле,

n_Н, n_S, n_O – индексы при элементах в формуле молекулы

n_Н =2, n_S =1, n_O =4,

Х_Н =+1, Х_O = –2.

Х_S –степень окисления серы (элемент с переменной степенью окисления) вычисляют по уравнению:

(+1) * 2+ X_S*1 + (–2) *4 = 0

X_S = +6, S⁺⁶

б) Сульфат – ион, заряд (по таблице растворимости) равен –2:

[S^XO₄^–2] ^–2 Х_Н*n_Н + Х_S*n_S + Х_O*n_O = 0,

n_S =1, n_O =4, Х_O = –2 ,

Х_S –степень окисления серы вычисляют по уравнению:

X_S *1 + (–2) *4 = –2

X_S = +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:

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона),

Z_{катиона} = Z_калия = +1,

n_{катиона} = n_аниона= 1

(+1)*1= –Z_аниона* 1,

Z_аниона = –1, MnO₄^–1

Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:

(Mn^ХO₄^–2)^–1 Х_Mn*n_Mn + Х_O*n_O = –1,

n_Mn =1, n_O =4,

Х_O = –2 ,

X_Mn *1+ (–2) *4 = –1

X_Mn = +7 Mn⁺⁷

б) в молекуле К₂MnO₄

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона),

Z_{катиона} = Z_калия = +1,

n_{катиона} = n_аниона= 1

(+1)*2= –Z_аниона* 1,

Z_аниона = –2, MnO₄^–1

Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:

(Mn^ХO₄^–2)^–2 Х_Mn*n_Mn + Х_O*n_O = –2,

n_Mn =1, n_O =4, Х_O = –2 ,

X_Mn *1+ (–2) *4 = –2

X_Mn = +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 МnO₄^2-. 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.