Методические указания к контрольным заданиям по дисциплине «Химия» для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения (стр. 1 )

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

Институт транспорта

Кафедра ОиСХ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей

заочной формы обучения.

Часть III

Тюмень 2003

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

Составители: доцент к. х. н.

доцент к. х. н. П.

доцент, к. х. н.,

© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

2003 г.

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

1.1 Cтепень окисленности. Окисление и восстановление

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяется степень окисленности атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисленности (или окисления) - это тот условный заряд, который приобрел бы элемент, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Для определения степени окисленности (с. о.) элемента в соединении пользуются следующими правилами:

1) с. о. элемента в простом веществе равна нулю, например, в металле Cu0 ,или в H20 ,O20 ,N20 ,O30;

2) атомы кислорода в соединениях проявляют с. о. равную -2 (исключение составляют OF2 , где с. о. равно +2, пероксиды, где с. о. равна -1 надпероксиды, где с. о. равна -0.5);

3) для водорода с. о. равна +1 (исключение - гидриды активных металлов, где с. о. равна -1);

4) для фтора с. о. равна -1;

5) во всех соединениях атомы металлов имеют только положительную с. о. При этом металлы главных подгрупп 1,2,3 групп имеют постоянную с. о. равную номеру группы;

6) алгебраическая сумма с. о. всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду иона. Например, определим с. о. серы в H2SO4. С. о. водорода равна +1, с. о. кислорода равна -2, тогда с. о. серы определяется из уравнения: 2(+1)+х+3(-2), отсюда х равно +4.

Таким образом можно определить с. о. элемента в любых соединениях.

Степень окисления иногда не совпадает с валентностью. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, поэтому знака не имеет. Степень окисления имеет знак: плюс или минус, который ставится перед числом. Например, в молекуле аммиака NH3 валентность азота равна 3, а с. о. равна -3, в молекуле метана СН4 валентность углерода равна 4, а с. о. равна -4.

Степень окисления позволяет охарактеризовать химические свойства вещества и определить, будет ли частица отдавать либо принимать электроны.

Если идет переход электронов с орбитали одной частицы на орбиталь другой, то процесс такой называется отдачей электронов или окислением (с. о. повышается). Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.

Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, принимающие электроны - окислителями.

Например:

Cl--e = Cl0 2Cl--2e- = Cl2 - процесс окисления

Cl0 +Cl0 = Cl2 восстановитель

Cu 2+ +2e = Cu0 - процесс восстановления

окислитель

В каждой окислительно-восстановительной реакции имеется окислитель и восстановитель. К типичным восстановителям относятся:

1)  простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность. Например, металлы и многие неметаллы (водород, углерод);

2)  отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2- ,I- , Br - ,Cl - ,и др.);

3)  положитенльно заряженные ионы металлов в низкой степени окисления (Su2+ ,Fe2+ ,Cr2+ ,Mn2+ ,Cu+ и др.).

Окислителями могут быть простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью, например, кислород, катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления, например Fe3+ ,Pb4+ ,Au3+ , NO3- ,SO42- ,CrO42-. Соединения, содержащие элементы в высшей степени окисления, равной номеру группы, могут быть только окислителями. Соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления, равной (№группы –8) (числу электронов, которые атом может присоединить на внешний энергетический уровень), могут быть только восстановителями. Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции, оно может быть и окислителем, и восстановителем. Например, нитрит калия KNO2 , содержащий азот в с. о. равной +3, может как принимать электроны, так и отдавать их, пероксид водорода Н2О2 содержащий кислород в с. о. равной -1, может быть и восстановителем, и окислителем.

В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. В ходе реакции восстановитель отдает свои электроны, а окислитель принимает. Число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.

Если окислители и восстановители являются разными веществами, то такие реакции называются межмолекулярными. Например,

0 0 +4 -2

C + O2 = CO2

восстановитель окислитель

Если в реакциях окислитель и восстановитель представляют атомы одной и той же молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными. Например,

-3 +3 0

NH4NO2 = N2 + 2H2O;

+5 -2 -1 0

2KClO3 = 2KCl - + 3O2.

В некоторых реакциях происходит одновременное увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и того же элемента. Такие реакции называют реакциями диспропорционирования (самоокисления, самовосстановления), например:

+6 +7 +4

3K2MnO4 + 2H2O = 2KМnO4 + MnO2 + 4KOH ,

+6

где Мп является окислителем и восстановителем.

Характер окислительно-восстановительной реакции зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды используют серную кислоту, а для создания щелочной среды – раствор гидроксида натрия.

1.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР)

Применяют два метода составления уравнений ОВР: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса.

В методе электронного баланса сравнивают степени окисления исходных и конечных веществ, отражая их изменения в электронных уравнениях. Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, находят наименьшее общее кратное, с помощью которого получают коэффициенты для окислителя и восстановителя. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют степени окисления, находят подбором.

Например.

Составим уравнение реакции свинца с раствором нитрата серебра.

Запишем формулу исходных и конечных веществ реакции и найдём степени окисления элементов

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 0

Pb + AgNO3 Pb(NO3)2 + Ag.

Свинец, образуя ион свинца, отдаёт два электрона, его степень повышается от 0 до +2. Свинец - восстановитель. Ион серебра, присоединяя электрон, изменяет степень окисления от +1 до 0. Серебро - окислитель. Эти изменения выражаются электронными уравнениями:

0 +2

Pb – 2е - = Pb 1 процесс окисления

+1 0 2

Ag + 1е - = Ag 2 процесс восстановления

Учитывая, что число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединяемых окислителем, находим коэффициенты 1 и 2 при восстановителе и окислителе. Найденные коэффициенты позволяют перейти от схемы к уравнению реакции:

Pb + 2AgNO3 = Pb(NO3)2 + Ag.

Метод полуреакций или ионно-электронный метод.

Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и для реакций восстановления окислителя с последующим суммированием обеих уравнений в общее ионное уравнение.

Степень окисления при этом определять не нужно, так как рассматривается участие в реакции не отдельного атома, а реального иона.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции методом полуреакций, необходимо: 1)составить ионно-молекулярную схему реакции, помня, что сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул. В ионную схему включаются только те частицы (ионы, атомы, молекулы), которые подвергаются изменению, т. е. окислитель, восстановитель, а также ионы Н+ и ОН-, характеризующие среду, или молекула воды; 2)составить электронно-ионные уравнения отдельно для процессов восстановления и окисления, руководствуясь следующими правилами:

·  Если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде освобождающийся кислород связывается с ионами Н+, в результате чего образуется столько молекул воды, сколько не хватает атомов кислорода. В нейтральной и щелочной средах освобождающийся кислород взаимодействует с водой, образуя удвоенное число гидроксильных групп.

·  Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных – за счет удвоенных гидроксильных групп.

На основании закона сохранения массы и энергии должно быть равенство числа частиц (ионов, атомов, молекул) в левой и правой частях уравнения. Суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства должны быть одинаковы.

Пример.

Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия по схеме

KMnO4 +Na2SO4 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O :

1)в кислой среде. Запишем:

K++(MnO4)-+2Na++(SO3)2-+2H++(SO4)2-

Mn2++(SO4)2-+2Na++(SO4)2-+2K++(SO4)2-+H2O

Составляем ионно-молекулярную схему реакции, показывающую ионы, претерпевшие изменения и ионы среды.