Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

ным основанием не подвергаются гидролизу (NaCl, K2SO4), т.к.

диссоциированы полностью и не могут образовать слабого электролита. рН немного отличается от 7 из-за влияния ион-ной силы раствора на диссоциацию воды. Гидролиз, сопровождающийся уходом продуктов реакции из зоны реакции или образованием осадка, условно называют необратимым:

AL2(CO3)3 + 6HOH → 2AL(OH)3↓ + 3H2CO3

3H2O 3CO2↑

2AL3+ + 3CO2

3– + 3H2O

2AL(OH)3↓ + 3CO2 ↑

Девиз: «КТО-ТО ТЕРЯЕТ (ВОССТАНОВИТЕЛЬ),

А КТО-ТО НАХОДИТ (ОКИСЛИТЕЛЬ)»

ЛЕКЦИЯ 10.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

План:

Окислительно-восстановительные реакции.

Растворение металлов. Образование двойного электрического слоя.

Водородный электрод. Схема гальванического элемента (Сu/H2). Стандартный электродный потенциал.

Электродвижущая сила (ЭДС).

Oкислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются ОВР. При сгорании или медленном окислении на воздухе алюминия происходит его окисление кислородом.

Аl° + O2 = Al2O3

при этом нейтральный атом А1 изменяет степень окисления на

3+. Это происходит в результате полуреакции отдачи электронов окисления.

Восстановитель – Al° – 3е → Аl3+ – окисление

Степень окисления (3+) показывает сколько электронов отдано другому атому при условии, что соединение имело бы чисто ионный характер. Окисление не бывает без восстановления, подобно тому как притяжение не бывает без отталкивания и действие без противодействия.

Окислитель -O2° + 4е → 2O2– – восстановление.

Принятие электронов – процесс восстановления. Метод уравнивания ОВР называется электронным балансом (см. пример):

4

Al0 – 3ē → Al3+

3 O20 + 4ē →2O2-

4Al + 3O2 →2Al2O3

Рассмотрим реакцию, проходящую в водном растворе

+ H20↑

Раcставим степени окисления всех элементов

Выберем те атомы, которые меняют степень окисления (Zn, H)

Запишем полуреакции окисления и восстановленияZn0+H+1Cl-1→Zn2+Cl1-

| Zn0 – 2ē → Zn2+ 1 | 2H+ + 2ē → H20

Уравняем реакцию

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

Если слить подкисленные растворы КМпО4, имеющего красно-фиолетовую окраску и NaNO2, то через некоторое вре-мя раствор обесцвечивается. Качественный анализ смеси показывает, что в ней содержится ничтожно мало ионов NO2– и МnO4– значительное количество ионов NO3– и Мп2+. Очевидно, произошло превращение NO2-, МпO4– → NO3-, Мп2+, которые не имеют характерной окраски.

В отдельности растворы КМпО4 и NaNo2 могут храниться долго без изменения, следовательно, наблюдаемая реакция обусловлена двумя взаимосвязанными переходами, в результате которых изменяется степень окисления азота и марганца.

NO2– → NO3– ; МпO4– → Мп2+

Для составления уравнения ОВР, протекающей в водном растворе, удобно пользоваться методом электронно-ионного баланса. Сначала составим уравнение полуреакций окисления и восстановления. Число атомов азота в левой и правой части одинаковое, а кислорода разное. Для уравнивания атомов кислорода в левую часть запишем H2O, т.к. реакция идет в водном растворе:

NO2– + H2O → NO3-

Для уравнивания атомов водорода справа приписываем недостающее число в виде ионов водорода (вот почему реакция

протекает в кислой среде).

NO2– + H2O → NO3– + 2H+

Теперь уравниваем сумму зарядов слева и справа. Восстановитель – NO2– + H2O – 2e → NO 3– + 2H+ – окисле

ние.

Аналогичные операции проводим для ионного уравнения

перехода перманганат-иона в двухвалентный ион марганца: окислитель – МпO4– + 8H+ + 5e = Мп2+ + 4Н2О – восстановление.

Как и по закону сохранения массы сумма электронов отдан-ных восстановителем должна равняться сумме зарядов приня-тых окислителем, поэтому:

5NO2– + 5H2O – 10ē → 5NO3– + 10H+

2МпO4– + 16H+ + 10ē = 2Мп2+ + 8Н2О

и подставляя в уравнение, сокращая одноименные ионы и мо

лекулы:

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

В конце проверяем правильность составления по равенству атомов кислорода в левой и правой части ОВР.