Общая и неорганическая химия (стр. 9 )

2 KMnO4+ 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 ® 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 +3 H2O.

Пример 4.2 Cl2 + KOH ® KCl + KClO3 + H2O

1) Cl0 ® Cl–1 (восстановление); Cl0 ® Cl+5 (окисление).

2) Cl2 + K+ + OH– ® K+ + Cl– + K+ + ClO3– + H2O

Хлор до реакции находится в виде молекулы Cl2, а после реакции в виде ионов ClO3– и Cl–. Cl2 ® Cl– Cl2 ® ClO3–

3) В обоих составляемых уравнениях необходимо уравнять атомы хлора.

Cl2 ® 2 Cl– Cl2 ® 2 ClO3–

4) Реакция протекает в щелочной среде. Правило уравнивания атомов кислорода в щелочной среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеет место недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения на каждый недостающий атом кислорода следует записать два иона OH–, а в другую часть уравнения – одну молекулу H2O. Процесс восстановления Cl2 ® 2 Cl– не требует уравнивания атомов кислорода. В левой части уравнения реакции окисления Cl2 ® 2 ClO3– недостаёт шести атомов кислорода. Этот недостаток можно устранить, добавив влево 12 ионов OH– (по 2 иона ОН– на каждый недостающий атом кислорода), а в правую часть 6 молекул H2O:

Cl2 ® 2 Cl–

Cl2 + 12 OH– ® 2 ClO3– + 6 H2O.

5) и 6) Cl2 + 2 e– ® 2 Cl– 5

Cl2 + 12 OH– ® 2 ClO3– + 6 H2O + 10 e– 1

 

6 Cl2 + 12 OH– ® 10 Cl– + 2 ClO3– + 6 H2O

3 Cl2 + 6 OH– ® 5 Cl– + ClO3– + 3 H2O

7)  3 Cl2 + 6 KOH ® 5 KCl + KClO3 + 3 H2O

Пример 4.3 KMnO4 + NaNO2 + H2O ® MnO2¯ + NaNO3 + KOH

1) Mn+7 ® Mn+2; N+3 ® N+5 .

2) K+ + MnO4– + Na+ + NO2– + H2O ® MnO2¯ + Na+ + NO3– + K+ + OH–

MnO4– ® MnO2¯

NO2– ® NO3–

3) Число атомов Mn и N не требует уравнивания.

4) Исходные вещества находятся в нейтральной среде, т. к. в левой части уравнения реакции нет ни кислоты, ни щёлочи. Если и среди продуктов реакции нет ни кислоты, ни щёлочи, то атомы кислорода и водорода можно уравнивать в соответствии с правилами либо для кислой, либо для щелочной среды. Если одним из продуктов реакции является кислота, то уравнивать атомы кислорода и водорода следует по правилу для кислой среды, если щёлочь – по правилу для щелочной среды. В рассматриваемой реакции одним из продуктов является гидроксид калия, поэтому уравнивание атомов кислорода нужно провести по правилу для щелочной среды.

MnO4– + 2 H2O ® MnO2¯ + 4 OH–

NO2– + 2 OH– ® NO3– + H2O

5) и 6) MnO4– + 2 H2O + 3 e– ® MnO2¯ + 4 OH– 2

NO2– + 2 OH– ® NO3– + H2O + 2 e– 3

 

2MnO4– + 3NO2– + 6OH– + 4H2O ® 2MnO2¯ + 3NO3– + 8OH– + 3H2O

2 MnO4– + 3 NO2– + H2O ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + 2 OH–

7) 2 KMnO4 + 3 NaNO2 + H2O ® 2 MnO2¯ + 3 NaNO3 + 2 KOH

Если бы в данном случае не было известно, в какой среде находятся продукты реакции, и была бы предпринята попытка уравнять атомы кислорода по правилу для кислой среды, то получился бы следующий результат.

 

MnO4– + 4 H+ + 3 e– ® MnO2¯ + 2 H2O 2

NO2– + H2O ® NO3– + 2 H+ + 2 e– 3

 

2 MnO4– + 3 NO2– + 8 H+ + 3 H2O ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + 6 H+ + 4 H2O

2 MnO4– + 3 NO2– + 2 H+ ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + H2O

В левой части полученного ионно-молекулярного уравнения оказались ионы Н+, хотя реакция должна начинаться в нейтральной среде. После получения такого результата нужно либо использовать другое правило уравнивания атомов кислорода, либо преобразовать полученное уравнение, добавив в обе его части 2 иона ОН– для «связывания» ионов водорода.

2 MnO4– + 3 NO2– + 2 H+ + (2 ОН–) ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + H2O + (2 ОН–)

2 MnO4– + 3 NO2– + 2 H2O ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + 2 ОН– + H2O

2 MnO4– + 3 NO2– + H2O ® 2 MnO2¯ + 3 NO3– + 2 ОН–

Пример 4.4 K2Cr2O7 + N2H4 + H2SO4 ® N2­ + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

1) Cr+6 ® Cr+3 N–2 ® N0

2) и 3) 2K++Cr2O72–+N2H4+2H++5SO42–®N2­+2Cr3++SO42–+2K++SO42–+H2O

Cr2O72– ® 2 Cr3+

N2H4 ® N2­

4) Для составления ионно-электронного уравнения, соответствующего превращению гидразина (N2H4) в азот, необходимо в правой части схемы N2H4 ® N2 устранить недостаток четырёх атомов водорода. Правило уравнивания атомов водорода в кислой среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов водорода, то в эту часть уравнения следует записать нужное число ионов Н+. Cr2O72– + 14 H+ ® 2 Cr3+ + 7 H2O

N2H4 ® N2­ + 4 H+

5) и 6) Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– ® 2 Cr3+ + 7 H2O 2

N2H4 ® N2­ + 4 H+ + 4e– 3

 

2 Cr2O72– + 3 N2H4 + 28 H+ ® 4 Cr3+ + 3 N2­ + 12 H+ + 14 H2O

2 Cr2O72– + 3 N2H4 + 16 H+ ® 4 Cr3+ + 3 N2­ + 14 H2O

7)  2 K2Cr2O7 + 3 N2H4 + 8 H2SO4 ® 3 N2­ + 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 14 H2O.

Пример 4.5 KMnO4 + NH3 ® N2­ + MnO2¯ + KOH + H2O

1) Mn+7 ® Mn+4 N–3 ® N0

2) и 3) K+ + MnO4– + NH3 ® N2­ + MnO2¯ + K+ + OH– + H2O

MnO4– ® MnO2¯

2 NH3 ® N2­

4) Ионно-электронное уравнение окисления аммиака требует уравнивания атомов водорода. Правило уравнивания атомов водорода в щелочной среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется избыток атомов водорода, то в эту часть уравнения на каждый избыточный атом водорода следует записать один ион OH–, а в другую часть уравнения – одну молекулу Н2О.

MnO4– + 2 H2O ® MnO2¯ + 4 OH–

2 NH3 + 6 OH– ® N2­ + 6 H2O

5) и 6) MnO4– + 2 H2O + 3e– ® MnO2¯ + 4 OH– 2

2 NH3 + 6 OH– ® N2­ + 6 H2O + 6e– 1

 

2 MnO4– + 4 H2O + 2 NH3 + 6 OH–® 2 MnO2¯ + N2­ + 8 OH– + 6 H2O

2 MnO4– + 2 NH3 ® 2 MnO2¯ + N2­ + 2 OH– + 2 H2O

7)  2 KMnO4 + 2 NH3 ® 2 MnO2¯ + N2­ + 2 KOH + 2 H2O

Пример 4.6 Cu(OH)2 + HCHO ® Cu2O + CO2↑ + H2O.

1) Cu+2 ® Cu+1 C0 ® C+4

2) и 3) В данном уравнении Cu(OH)2 – нерастворимое в воде соединение, H2O – слабодиссоциирующее вещество, а HCHO и CO2 – неэлектролиты, поэтому начать записывать ионно-электронные уравнения следует таким образом.

2 Cu(OH)2 ® Cu2O HCHO ® CO2­

4) В данном случае в каждом ионно-электронном уравнении необходимо уравнять и атомы кислорода, и атомы водорода. Для этого необходимо последовательно применить уже рассмотренные правила уравнивания: сначала уравнять атомы кислорода, а затем атомы водорода. Так как среда нейтральная, то можно использовать правила либо для кислой, либо для щелочной среды. Ниже рассматривается применение правил уравнивания атомов кислорода и водорода в кислой среде.

2 Cu(OH)2 ® Cu2O

уравнивание кислорода: + 6 H+ + 3 H2O

уравнивание водорода: + 4 H+

2 Cu(OH)2 + 2 H+ ® Cu2O + 3 H2O

HCHO ® CO2­

уравнивание кислорода: + H2O + 2 H+

уравнивание водорода: + 2 H+

 

HCHO + H2O ® CO2­ + 4 H+

5) и 6) 2 Cu(OH)2 + 2 H+ + 2 e– ® Cu2O + 3 H2O 2

HCHO + H2O ® CO2­ + 4 H+ + 4 e– 1

 

4 Cu(OH)2 + 4 H+ + HCHO + H2O ® 2 Cu2O + 6 H2O + CO2­ + 4 H+

7) 4 Cu(OH)2 + HCHO ® 2 Cu2O + 5 H2O + CO2­

Л Е К Ц И Я 5

ПОНЯТИЕ О ХИМИЧЕСКОМ РАВНОВЕСИИ

5.1 Константа химического равновесия

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т. е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, реакция

Zn + H2SO4 ® ZnSO4+ H2­

протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка. Следовательно, эта реакция необратимая.

Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода: N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3 .

Если при высокой температуре смешать 1 моль азота и 3 моль водорода, то даже после достаточно длительного промежутка времени протекания реакции в реакторе будут присутствовать не только продукт реакции (NH3), но и непрореагировавшие исходные вещества (N2 и H2). Если в реактор при тех же условиях ввести не смесь азота и водорода, а чистый аммиак, то через некоторое время окажется, что часть аммиака разложилась на азот и водород, т. е. реакция протекает в обратном направлении.

Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени. При изучении вопросов химического равновесия концентрации веществ выражают в моль/л; эти концентрации показывают, сколько моль данного реагирующего вещества содержится в 1 литре сосуда. Например, утверждение «концентрация аммиака равна 3 моль/л» означает, что в каждом литре рассматриваемого объёма содержится 3 моль аммиака.