Методические указания Часть I для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий»

Тема 2.Молекулы и химическая связь По способу образования химической связи различают несколько типов связей: а) ковалентная связь существует за счет одной или нескольких общих электронных пар между атомами, например: Н—Н, N=N; б) ионная связь образуется за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, например: Na+ F-, K+ NO3 - Особенностью соединений с ионной связью является то, что в твердом состоянии это кристаллические вещества (в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы); в) металлическая связь существует за счет обобществления подвижных электронов всех атомов металла. Во всех случаях химическая связь имеет электронную природу. Для характеристики полярности химической связи используют значения относительных электроотрицательностей атомов (см. приложение 3). Относительная электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электроны. Так, относительная электроотрицательность водорода равна 2,10, хлора 2,83. Это означает, что связь в молекуле НСl будет полярной (электроотрицательности различны), причем общая электронная пара смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью (хлора), что можно показать при помощи стрелки: Н---С1. Пример: 1.Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом и углеродом. Какие из связей наиболее и наименее полярны? Укажите, в сторону какого атома смещается общая электронная пара? Решение. 1.1. Используя значения относительных электроотрицательностей атомов, находим разность относительных электроотрицательностей серы и элемента, образующего с ней химическую связь: а) сера—калий: 2,6—0,91=1,69, электронная пара смещена в сторону атома серы; б) сера—водород: 2,6—2,1=0,5, электронная пара смещена в сторону атома серы; в) сера—бром: 2,6—2,74=0,14, электронная пара смещена в сторону атома брома; г) сера—углерод: 2,6—2,5=0,1, электронная пара смещена в сторону атома серы. 1.2. Чем больше по абсолютной величине разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера-калий, наименее полярной связь сера—углерод. Пример: 2. Покажите, за счет, каких электронов образуются ковалентные связи в молекуле воды? Решение. 2.1. Атомы водорода, входящие в состав воды, представляют на образование химической связи свой единственный электрон: 1Н 1st или 2.2. Составляем электронную и графическую электронную формулы атома кислорода: 8О 1s22s22p4 Атом кислорода может образовывать две ковалентные связи за счет двух неспаренных электронов 2р-подуровня. 2.3. Таким образом, схему возникновения связей в молекуле воды можно изобразить так: 8О Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради) 20. Какая из химических связей: Н—Cl, Н—Вг, Н—I, Н—Р, Н—S — является наиболее полярной? Укажите, в какую сторону смещается общая электронная пара. 21. В каком из приведенных ниже соединений связь наиболее и наименее полярная Nal, NaBr, Csl? (Для решения используйте таблицу относительных электроотрицательностей). 22. Какие электроны атомов участвуют в образовании ковалентных связей в следующих молекулах а) HF; б) С12; в) H2Se? 23. Определите угол между связями H – S в молекуле сероводорода Н2S (при определении угла учтите, какие электроны атома серы участвуют в образовании связей). 24. Составьте электронные формулы водородных соединений углерода и азота. 25. Как изменяется прочность химической связи водород—галоген в следующем ряду: HF, HC1, НВг, HI? 26. В каком из перечисленных соединений химические связи наиболее полярны: хлороводород НС1, фтор F вода Н2О, аммиак NH3, сероводород H2S? Тема 3. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 3.1 Химические реакции Тепловые эффекты реакций. В ходе всех химических реакций происходит выделение или поглощение теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют экзотермическими, с поглощением теплоты — эндотермическими. Количество выделенной или поглощенной теплоты при данных количествах реагирующих веществ называют тепловым эффектом реакции. В термохимических уравнениях химических реакций тепловой эффект указывают при помощи величины ∆Н, которая называется изменением энтальпии (теплосодержания) реакции. Если реакция протекает при стандартных условиях (температуре 298,15К или 25°С, давлении 101-325 Па, концентрации всех веществ в растворе или в газе 1 моль в литре), то изменение энтальпии обозначают символом ∆Н°. Если ∆Н < 0, то теплота выделяется, т. е. реакция — экзотермическая. Для эндотермических реакций ∆Н > 0. Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом: . В скобках указано агрегатное состояние вещества, от которого зависит тепловой эффект реакции. Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуется 2 моль паров воды и выделяется (в стандартных условиях) 483,6 кДж теплоты. При увеличении количества реагирующих веществ тепловой эффект реакции пропорционально возрастает. Пример: 1.При сгорании магния массой 3 г в кислороде выделилась теплота количеством 75 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции. Дано: m/ (Mg)=3 г; DН/ = - 75 кДж _________________________________ D Н = ? Решение. 1.1. Вычисляем количество вещества сожженного магния: . 1.2. Составляем уравнение реакции горения магния в кислороде: 2Mg + O2 = 2MgO. Вычисляем количество теплоты, которая выделилась бы при сгорании 2 моль магния: 1.3. Записываем термохимическое уравнение реакции: 2Mg (т) + O2 (г) = 2 MgO (т); DH = - 1200 кДж. Пример: 2. Сколько теплоты выделится при сгорании серы массой 240 г, если известно, что изменение энтальпии реакции образования оксида серы (IV) из кислорода и серы равно — 297 кДж/моль? Дано: DH = - 297 кДж; n(S) = 1; m/ (S) = 240 г _______________________________________ D Н/ = ? Решение. 1.1. Вычисляем количество вещества сожженной серы: . 1.2. Записываем термохимическое уравнение реакции: S(т) + О2 (г) = SO2 (г), DН = -297 кДж. Вычисляем количество, теплоты, которая выделится при сгорании 7,5 моль серы: Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради) 27. При сгорании кальция массой 8 г количество выделившейся теплоты составило 127 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции. 28. Железо массой 7 г сожгли и хлоре, получив хлорид железа (III). При этом количество выделившейся теплоты составило 50 кДж. Напишите термохимическое уравнение данной реакции. 29. На разложение оксида ртути (II) массой 8,68 г затрачена теплота количеством 3,64 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции. 30. Сколько теплоты выделится при сгорании теллура массой 1,92 г, если для ТеО2 (к) ∆Н°= — 322 кДж/моль? 31. Рассчитайте количество теплоты, которая поглотится при получении кислорода объемом 0,72 л по реакции 2KNO3 = 2KNO2 + O2, DH0 = 255 кДж. Объем кислорода приведен к нормальным условиям. 32. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при нейтрализации кислотой гидроксида натрия массой 0,8 г: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O, DH0 = -290 кДж. Скорость химических реакций. За скорость химической реакции принимают изменение количества реагирующего вещества (или продукта) во времени в единице объема реакционной системы. Например, А — одно из реагирующих веществ. В момент времени tt в объеме V содержалось вещество А количеством п1 (А), в момент времени т2 в том же объеме количество вещества А равно п2 (А). Тогда скорость реакции v по веществу А составит: . Введем обозначения: n2 (А) — п1 (А) = ∆n(А) — изменение количества вещества А; τ2—τ1 =∆τ — проме­жуток (изменение) времени и подставив их в уравнение (3.1), получаем . Учитывая, что получаем , где с (А) — молярная концентрация * — количество вещества, содержащееся в единице объема, моль/л. Таким образом, скорость реакции — это изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Единица измерения скорости — моль/(м3-с) или моль/(л ∙с). Все вышеизложенное относится к гомогенным (протекающим в однородной среде) химическим реакциям. Выражение для скорости гетерогенной реакции (протекающей в неоднородной среде) несколько другое, в данном пособии оно рассматриваться не будет. Скорость реакции все время меняется. Однако за некоторый достаточно короткий промежуток времени можно рассчитать среднюю скорость реакции по формулам (3.2) или (3.3). Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. В соответствии с основным законом химической кинетики для реакции aA + bB Продукты скорость выражается следующим соотношением: u = r [ с (A) ] p [ c (B) ] q , где k — константа скорости реакции; р и q — коэффициенты (определяются экспериментально). Для некоторых простейших реакций коэффициенты р и q равны стехиометрическим коэффициентам уравнения реакции. Например, для реакции: H2 (г) + I2 (г) = 2HI (г) можно записать u = r с (Н2) ] с (I2), т.е. p = q = 1. Зависимость скорости реакции от температуры передается уравнением Вант-Гоффа: где v (t2) и v (t1) — скорости реакции при температурах t2 и t1; γ — температурный коэффициент скорости реакции (для многих реакций γ=2 ... 4). Это правило говорит о том, что скорость реакций возрастает в 2 ... 4 раза при увеличении температуры на 10°С. Пример: 3.В сосуде вместимостью 2 л смешали 4,5 моль газа А и 3 моль газа В. Газы А и В реагируют и соответствии с уравнением А+В=2С. Через 2 с в реакционной системе образовался газ С количеством вещества 1 моль. Определите среднюю скорость реакции. Рассчитайте количества веществ газов А и В, которые не прореагировали. Дано: Dn (C) = 1 моль; n1 (A) = 4,5 моль; n1 (B) = 3 моль; V = 2л; Dt = 2 с. __________________________________________________ u = ? n2 (A) = ? n2 (B) =? Решение: 3.1. Из уравнения реакции следует, что , где ∆n — изменение количества вещества в ходе реакции, знак «—» означает, что вещество А расходуется в ходе реакции. 3.2. Аналогично получаем для вещества В . 3.3. Вычисляем количество вещества А, которое вступило в реакцию: n2 (A) = n1 (A) + Dn (A); n2 (A) = (4,5 – 0,5) моль = 4 моль. 3.4. Количество вещества В, которое осталось в реакционной смеси, равно: n2 (В) = n1 (В) + Dn (В); n2 (В) = (3 – 0,5) моль = 2,5 моль. 3.5. Среднюю скорость реакции за данный промежуток времени вычисляем по формуле (3.2): Пример: 4. Реакция при температуре 50°С протекает за 2 мин 15 с. За сколько времени закончится эта реакция при 70°С, если в данном температурном интервале температурный коэффициент скорости реакции равен 3? Дано: t1 = 50­0C, t2 = 700C, Dt1 = 135 с (2 мин 15 с), g = 3 ________________________________________________ Dt2 = ? Решение. 4.1. По формуле (3.5) вычисляем, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры с 50 до 700С: . 4.2. По определению скорости [уравнение (3.3)] . Так как при обеих температурах tt и t 2 Ас одинаково, получаем: . 4.3. Вычисляем время, за которое произойдет реакция при температуре 70°С: . Пример: 5. Во сколько раз увеличится скорость реакции Н2 (г) + I2 (г) = 2 НI (г), если увеличить количества веществ йода и водорода в реакционной системе в два раза при постоянном объеме. Дано: n2 (H2) = 2n1 (H2); n2 (I2) = 2n1­ (I2); V = const. ___________________________________________ u2/u1 = ? Решение. 5.1. В соответствии с основным законом химической кинетики [уравнение (3.4)], предположив, что для данной реакции p—q = 1, получаем 5.2. Аналогично для скорости υ2 (когда количества реагирующих веществ увеличились) имеем 5.3. Определяем, во сколько раз увеличилась скорость реакции: Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради) 33. Две реакции протекают с такой скоростью, что за единицу времени в первой образовался сероводород массой 3 г, во второй — йодоводород массой 10 г. Какая из реакций протекала с большей средней скоростью? 34. Скорость реакции при температуре 0°С равна 1 моль/(л-с). Вычислите скорость этой реакции при температуре 30°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3. 35. На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. 36. При температуре 20°С реакция протекает за две минуты. За сколько времени будет протекать эта же реакция: а) при температуре 0°С; б) при температуре 50°С? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. 37. При температуре 30°С реакция протекает за 25 мин, при 50°С — за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. 38. Во сколько раз надо увеличить концентрацию водорода, чтобы скорость реакции Н2 (г)+I2 (г) =2 HI (г) возросла в три раза? 39. Концентрация реагирующих веществ в системе Н2 (г)+I2 (г) =2 HI (г) уменьшилась в 1,5 раза. Во сколько раз уменьшилась при этом скорость реакции? 40. Газы X и Y реагируют в соответствии с уравнением: X+2Y=2Z. В сосуде вместимостью 10 л исходные количества X и Y равны 2 моль. Через 4 с образовался газ Z, количество вещества которого составило 0,8 моль. Определите среднюю скорость реакции по веществу X и количества веществ оставшихся в сосуде газов X и Y. Химическое равновесие. Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. протекают как в прямом, так и в обратном направлениях. Состояние обратимой системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. При химическом равновесии не происходит изменение концентраций веществ в системе (устанавливаются так называемые равновесные концентрации веществ), однако это не означает, что химическая реакция не протекает: она идет, но с одинаковыми скоростями в двух противоположных направлениях. Такое равновесие является динамическим. Химическое равновесие можно сместить, т. е. изменить равновесные концентрации веществ. В соответствии с принципом Ле-Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие. Например, в системе А+В С, D Н­0 < 0 прямая реакция является экзотермической, обратная — эндотермической. С ростом температуры равновесие смещается в сторону веществ А и В (так как эндотермическая реакция ослабляет воздействие), с уменьшением температуры — в сторону образования вещества С. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества газообразных веществ. Например: А (г) + В (г) С (г). В левой части — 1 моль газа А и 1 моль газа В, в правой — 1 моль газа С. При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования вещества С, при уменьшении давления — в сторону образования веществ А и В. Если увеличить концентрацию веществ А или В, то равновесие смещается в сторону образования вещества С; при увеличении концентрации С происходит смещение равновесия в сторону образования А и В. Смещение химического равновесия часто применя­ется в производственных процессах для увеличения выхода нужного продукта. Пример: 6. В реакции 2SO2 (г)+О2 (r) = 2SO3 (ж) установилось химическое равновесие. Какое влияние на равновесное состояние окажут: 1) увеличение давления; 2) уменьшение концентрации оксида серы (VI)? Решение. 6.1. При протекании прямой реакции количество газообразных веществ в системе уменьшается (из 2 моль газа SO2 и 1 моль газа О2 образуется жидкость SO3). В соответствии с принципом Ле-Шателье повышение давления приведет к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных веществ, т. е. SO3. 6.2. Уменьшение концентрации SO3 (отвод продукта из реакционной системы) вызовет смещение равновесия в сторону образования SO3. Пример: 7. В системе А+В 2 С, D Н < 0 установилось равновесие. Какое влияние окажут на равновесное состояние: 1) понижение температуры; 2) катализатор? Решение. 7.1. Из приведенного термохимического уравнения реакции следует, что прямая реакция является экзотермической (так как ∆Н<0), следовательно, обратная реакция — эндотермическая. В соответствии с принципом Ле-Шателье понижение температуры будет способствовать протеканию реакции, которая увеличивает температуру системы, т.е. экзотермической реакции. Поэтому при понижении температуры равновесие сместится в сторону образования вещества С. 7.2. Катализатор не приводит к смещению равновесия в системе, так как в одинаковой степени ускоряет прямую и обратную реакции. Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради) 40. Как повлияет увеличение давления на равновесие в следующих системах: а) SO2 (г) + Cl2 (г) SO2Cl2 (г); б) Н2 (г) + Br2 (г) 2НBr (г). 41. Как надо изменить температуру и давление, чтобы равновесие в реакции разложения карбоната кальция CaCO3 (к) CaO (к) + CO2 (г), D Н0 = 178 кДж сместить в сторону продуктов разложения? 42. В каком направлении будет смещаться равновесие в обратимой реакции 2 SO2 (г) + О2 (г) 2 SO3 (ж), D Н = - 284,2 кДж: а) при уменьшении температуры; б) при уменьшении давления; в) при добавлении катализатора? 43. Как повлияет уменьшение температуры на химическое равновесие в следующих системах: а) А + В = С, D Н0 = 110 кДж; б) D + Е = 2F, D Н0 = - 45 кДж. 44. Сместится ли равновесие в следующих обратимых системах при повышении давления (если сместится, укажите, в какую сторону): а) Н2 (г) + I2 (г) 2 HI (г); б) 4HCl (г) + O2 (г) 2 Cl2 (г) + 2 H2O (г); в) Fe (к) + Н2О (г) FeO (к) + Н2 (г). 45. Изменением каких параметров можно добиться смещения равновесия в системе Н2 (г) + Br2 (г) = 2НBr (г), D Н = - 68,2 кДж в сторону образования бромоводорода? 46. Реакция А (г) + В (г) = С (г), D Н = - 105 кДж при определенных условиях является обратимой. Какое влияние на равновесное состояние этой обратимой системы окажут: а) увеличение давления; б) понижение температуры; в) введение катализатора; г) увеличение концентрации вещества В? 3.2.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Окислительно-восстановительными называют реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов, например: +1 0 +2 0 H2SO4 + Fe = FeSO4 + H2, +3 -1 +2 0 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl. В первом примере степень окисления меняют водород и железо, во втором — железо и йод. Протекание окислительно-восстановительных реакций и, следовательно, изменение степеней окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних веществ к другим. Окисление — это процесс отдачи электронов веществами, например: 0 +2 Fe – 2e¾ = Fe, -1 0 2I – 2e¾ = I2. При окислении происходит увеличение степени окисления атомов. Вещества, которые в процессе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями. В приведенных выше примерах металлическое железо и иодид калия (или I) являются восстановителями. Таким образом, в ходе реакций восстановители окисляются. Восстановление — процесс присоединения веществами электронов: +1 0 2H + 2e¾ = H2, +3 +2 Fe + e¾ = Fe. При восстановлении происходит уменьшение степени окисления атомов. Вещества, которые принимают электроны, называются окислителями. В приведенных примерах окислителями являются серная кислота (или водород) и хлорид железа. В любой окислительно-восстановительной реакции есть вещества, которые отдают и принимают электроны, т.е. процессы окисления и восстановления всегда со­путствуют друг другу. Все окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа. В ходе межмолекулярных реакций степень окисления меняют атомы, входящие в состав различных исходных веществ, например: 0 0 + -2 S+O2=SO. При внутримолекулярных реакциях атомы, меняющие степень окисления, входят в состав одного соединения (иногда это атомы одного элемента в различных степенях окисления), например: +1 -1 -1 0 2KClO = 2KCl + O2. В реакциях диспропорционирования атомы одного элемента в определенной степени окисления являются как окислителями, так и восстановителями, например: Cl20 + H2O = HCl-1 + HCl+1O. Многие вещества в химических реакциях наиболее часто проявляют восстановительные свойства, другие вещества — окислительные. Так, к типичным восстановителям относятся металлы, водород, бескислородные кислоты — H2S, HC1, HBr, HI и их соли, соли железа (II) и некоторых других металлов в низких степенях окисления. Окислительные свойства проявляют галогены, кислород, серная кислота, перманганат калия КМnО4, дихромат калия К2Сг2О7, хромат калия К2Сг2О4 и многие другие вещества. Некоторые вещества в зависимости от условий и от тех веществ, с которыми они реагируют, могут проявлять свойства, как окислителей, так и восстановителей. Например, пероксид водорода Н2О2 окисляется сильными окислителями: -1 +7 5H2О2 +2КМО4 +3Н2 , -1 +7 0 +2 5H2O2+2KMnO4+3H2SO4=5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O. В тоже время пероксид водорода может проявлять свойства окислителя при взаимодействии с типичными восстановителями, например: -1 -1 0 -2 2KI +H2O2+H2SO4=I2+K2SO4+2H2O. Пример: 8. Какие из реакций, уравнения которых записаны ниже, являются окислительно-восстановительными: а) Fe2О3+6HCl=2FeCl3+3H2O; б) Fe2O3+H2=2FeCl3+H2O; в) 2Fe+6HCl-2FeCl+3H2; г) FeCl3+3KOH=Fe(OH)3+3KCl; д) 2FeCl2+Cl2=2FeCl2. Решение. 8.1. Определяем, в каких реакциях происходит изменение степени окисления атомов: +3 -2 +1 -1 +3 -1 +1-2 а) Fe2O3+6HCl -1=2FeCl3+3H2O; +3 -2 0 +2-2 +1 -2 б) Fe2O3+H2=2FeO+H2O; 0 +1 -1 +3 -1 0 в) 2Fe+6HCl=2FeCl3+3H2; +3-1 +1-2+1 +3 -2+1 +1-1 г) FeCl3+3KOH=Fe(OH)3+3KCl; +2 -1 0 +3 -1 д) 2FeCl2+Cl=2FeCl. Пример: 9. Атомы меняют степень окисления в ходе реакций б, в и д. Следовательно, эти реакции являются окислительно-восстановительными. Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях: а) Mg+H2SO4=MgSO4+H2; б) MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O; в) 3HNO2=HNO3+2NO+H2O. Решение. 9.1. Восстановитель в ходе окислительно-восстановительных реакций отдает электроны, повышая свою степень окисления. Окислитель принимает электроны, понижая степень окисления. Определяем, какие атомы в реакции, а меняют степень окисления: 0 +1 +2 0 Mg+H2SO4=MgSO4+H2. Здесь магнии — восстановитель, ионы водорода — окислитель. . В реакции б +4 -1 +2 0 MnO4+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O хлор (С1) — восстановитель, марганец (Мп) — окислитель. . В реакции в +3 +5 +2 3HNO2=HNO3+2NO+H2O азот (N) является и восстановителем и окислителем, так как он повышает и понижает степень окисления. Это реакция диспропорционирования. Пример: 10. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме: HI+SO2→I2+S+H2O. Решение. 10.1. Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций проводят, используя метод электронного баланса. Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Указываем степень окисления тех атомов, которые ее меняют: -1 +4 0 0 HI+ SO2→I2+S+H2O. Степень окисления йода в ходе реакции повышается, серы — понижается. Следовательно, I или HI является восстановителем, S или SO2 — окислителем. 10.2. Составляем электронные уравнения получения из I––I2 и из S+4– S0: -1 0 2I – 2e– =I2, S+4+4e– =S0. .Так как число электронов, отданных восстановителем, должно быть равным числу электронов, принятых окислителем, надо каждое из полученных электронных уравнений умножить на соответствующий коэффициент. В нашем примере первое электронное уравнение умножаем на 2, второе – на 1: -1 0 2I–2e– =I2 2 +4 0 S+4e– =S 1 Отсюда следует, что в уравнении реакции при веществе, содержащем I-1, должен быть коэффициент 2 ∙2=4, при I20—2, при S+4 и S0—1. 10.4. Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции: 4HI+SO2→2I2+S+H2O. 10.5. Последний коэффициент (перед водой) находим, подсчитав число атомов водорода в правой и левой частях. Окончательно получаем: 4HI+SO2=2I2+S+2H2O. 10.6. Проверяем правильность написания уравнения. Для этого подсчитываем число атомов серы, кислорода, водорода и йода в правой и левой частях уравнения. Число атомов каждого вида в обеих частях должно быть одинаковым, тогда уравнение написано, верно. Обычно для проверки бывает достаточно подсчитать число атомов какого-либо одного элемента, например кислорода. Пример: 11. Подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции: KClO3→KCl+O2. К какому типу относится эта реакция? Решение. 11. 1. Определяем, какие атомы меняют степень окисления: KCl+5O-23→KCl-1+O2. Восстановитель — кислород (О), окислитель — хлор (С1). Они входят в состав одного вещества, следовательно, реакция является внутримолекулярной. 11.2. Составляем электронные уравнения и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе: -2 0 2O–4e– =O2 3 +5 -1 Cl+6e– =Cl 2 11.3. Подставляя найденные коэффициенты в схему реакции, получаем 2KClO3=2KCl+3О2. Пример: 12.Составьте уравнение реакции, протекающей по схеме: FeSO4+K2Cr2O7+H2SO4→Fe2(SO4)3+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O. Изобразите уравнение в сокращенной ионной форме. Решение. 1-й способ. 12.1. Определяем восстановитель, окислитель, указав степени окисления элементов, которые их меняют: +2 +6 +3 +3 FeSO4+K2Cr2O7+H2SO4→Fe2(SO4)3+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O. Здесь железо (Fe или FeSO4) — восстановитель, хром (Сг или К2Сг2О7) — окислитель. 12.2. Составляем электронные уравнения, учитывая, что К2Сг2О7, Cr2(SO4)3 и Fe2(SO4)3 количеством вещества содержат, соответственно, 2 моль Сг, 2 моль Сг и 2 моль Fe: +2 +3 2Fe–2e– =2Fe 3 +6 +3 2Cr+6e– =2Cr 1 12.3. Определив коэффициенты при восстановителе, окислителе и продуктах их окисления и восстановления, подставляем коэффициенты в схему реакции: 6FeSO4+K2Cr2O7+H2SO4→3Fe2(SO4)3+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O. 12.4. Оставшиеся коэффициенты подбираем в такой последовательности: соль (K2SO4), кислота (H2SO4), вода. Окончательно получаем: 6FeSO4+K2Cr2O7+7H2SO4=3Fe2(SO4)3+Cr2(SO4)3+K2SO4+7H2O. 12.5. Составляем уравнение в ионной форме: 2+ 2- + 2- 2- 3+ 2- 3+ 2- + 2- 6Fe+6SO4+2K+Cr2O7+14H+7SO4=6Fe+9SO4+2Cr+3SO4+2K+SO4+7H2О. 12.6. Сокращая в левой и правой частях уравнения подобные члены (ионы калия и сульфат-ионы), получаем уравнение в сокращенной ионной форме: 2+ 2- + 3+ 3+ 6Fe+Cr2O7+14H=6Fe+2Cr+7H2O. 2-й способ. 12.1. Подобрать коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, которые протекают в водных растворах электролитов, можно с использованием метода электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Для этого определяем, какие частицы в ходе реакции подвергаются окислению и восстановлению. Ион железа (II) превращается в ион железа (III): 2+ 3+ Fe→Fe. Для осуществления процесса окисления (ионы Fe2++—Fe3+ восстановители) нужен один электрон: 2+ 3+ Fe–e– =Fe. 12.2. Дихромат-ион Сг2О72- (окислитель) превращается в ионы хрома (III). При осуществлении этого процесса 1 моль Сг2О72- присоединит 14 моль ионов Н + и образует 2 моль ионов Сг3+ и 7 моль Н2О: 2- + 3+ Cr2O7+14H→2Cr+7H2O. Уравняв число зарядов в левой и правой частях, получаем второе уравнение (полуреакцию): 2- + 3+ Cr2O7+14H+6e– =2Cr+7H2O. 12.3. Составляем сокращенное ионное уравнение реакции, суммируя уравнения процессов окисления и восстановления. При этом каждое уравнение умножаем на коэффициент, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, принятых окислителем: 2+ 3+ Fe–e– =Fe 6 2- + 3+ Cr2O7+14H+6e– =2Cr+7H2O 1 _________________________________ 2+ 2- + 3+ 3+ 6Fe+Cr2O7+14H=6Fe+2Cr+4H2O. 12.4. Прибавляя к левой и правой частям уравнения одинаковое количество ионов, которые имеются в растворе, переходим к уравнению реакции в молекулярной форме: 2+ 2- + 3+ 3+ 2Fe+Cr2O7+14H=6Fe+2Cr+7H2O 2- + 2- 2- 2- 2- + 6SO4+2K+7SO4=9SO4+3SO4+SO4+2K ___________________________________________________ 6FeSO4+K2Cr2O7+7H2SO4=3Fe2(SO4)3+Cr2(SO4)2+K2SO4+7H2O. Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради) 47. Определите, какие реакции относятся к окислительно-восстановительным: а) СаО+Н2О=Са(ОН)2; б) Са+2Н2О=Са(ОН)2+Н2; в) Н2+I2=2HI; г) HI+KOH=KI+H2O; д) 2KI+Cl2=2KCl+I2. 48. Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно-восстановительными: а) Cu+Cl2=CuCl2; б) CuCl2+2КОН=Cu(OH)2↓+2KCl; в) CuCl2+Zn=ZnCl2+Cu; г) CuO+H2=Cu+H2O; д) CuO+2HCl=CuCl2+H2O. 49.Укажите восстановитель и окислитель в следующих уравнениях реакций: а) Mg+2HCl=MgCl2+H2; б) 2KClO3=2KCl+3O2; в) 3Fe2O3+CO=2Fe3O4+CO2; г) 3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O. К какому типу относится каждая из реакций? 50. В каких из приведенных ниже веществ сера может проявлять только восстановительные свойства, только окислительные, те и другие: S, H2S, SO3, K2SO4, K2S, SO2, H2SO4? 51. В каких из приведенных ниже уравнений реакций соединения железа являются окислителями, в каких — восстановителями: а) Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O; б) FeSO4+Mg=MgSO4+Fe; в) 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3; г) Fe2O3+3KNO3+4KOH=2K2FeO4+3KNO2+2H2O. 52. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций: а) Cl2+KOH→KCl+KClO+H2O; б) KClO3+S→KCl+SO2; в) Cu +H2SO4→CuSO4+SO2+H2O; г) HCl+MnO2→Cl2+MnCl2+H2O. 53. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах реакций, лежащих в основе процессов получения металлов: а) Mn2O3+Si→SiO2+Mn; б) TiCl4+Na→NaCl+Ti; в) FeO+Al→Al2O3+Fe. 54. Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса: а) Na2S+KMnO4+H2O→S+MnO2+NaOH+KOH; б) FeSO4+KMnO4+H2SO4→Fe2(SO4)+MnSO4+K2SO4+H2O; в) HCl+KMnO4→MnCl2+Cl2+KCl+H2O; г) KBr+KMnO4+H2SO4→Br2+MnSO4+KSO4+H2O. Изобразите полученные уравнения в ионной и сокращенной ионной формах. 55. Подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и изобразите уравнения в сокращенной ионной форме: а) K2S+KMnO4+H2SO4→S+MnSO4+K2SO4+H2O; б) SnSO4+KMnO4+H2SO4→Sn(SO4)2+MnSO4+K2SO4+H2O; в) NaI+KMnO4+KOH→I2+K2MnO4+NaOH; г) Na2SO4+KIO3+H2SO4→I2+Na2SO4+K2SO4+H2O. 56. Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций. Укажите, в каких реакциях пероксид водорода НгО2 окислитель, в каких — восстановитель: а) H2O2+HI→I2+H2O; б) H2O2+HIO3→I2+O2+H2O; в) H2O2+H2S→H2SO4+H2O; г) H2O2+CrCl3+KOH→K2CrO4+KCl+H2O; д) H2O2+KMnO4+HNO3→Mn(NO3)2+O2+KNO3+H2O. 57. Допишите схемы реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса, укажите восстановитель и окислитель: а) Na+H2O→ …; б) Fe2O3+H2→ …; в) SO2+O2→ …; г) S+H2SO4→ … . 58.Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) S→SO2→Na2SO3→Na2SO4; б) KBr→Br2→HBr→NaBr. Какие из реакций относятся к окислительно-восстановительным? Коэффициенты в уравнениях этих реакций подберите методом электронного баланса. 59. Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций: а) Na2S+Na2Cr2O7+H2SO4→S+Cr(SO4)3+Na2SO4+H2O; б) KI+KMnO4+H2SO4→I2+MnSO4+K2SO4+H2O; в) KI+KBrO3+HCl→I2+KBr+KCl+H2O; г) FeCl2+K2Cr2O2+HCl →FeCl3+CrCl3+KCl+H2O. Изобразите уравнения в сокращенной ионной форм.

Похожие:

	Учебно-методическое пособие Дисциплина- «Микробиология» Учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной подготовки и выполнения лабораторных работ по курсу «Микробиология»...		Методические указания по выполнению Методические указания по выполнению практических работ являются частью основной профессиональной образовательной программы по мдк...
	Учебно-методический комплекс профессионального модуля пм 06 Умк разработан на основе Федерального государственного образовательного стандарта спо для специальности: 19. 02. 03 Технология хлеба,...		Учебно-методический комплекс мдк. 05. 01. Управление структурным... Учебно-методический комплекс по мдк составлен в соответствии с требованиями к минимуму результатов освоения пм, изложенными в Федеральном...
	Методические указания к выполнению дипломной работы Методические указания предназначены для студентов специальностей групп 060000, 350000 и направления 521600, но могут быть использованы...		Методические указания для студентов 1 и II курсов дневного и заочного отделений Методические указания предназначены для студентов I и II курсов экономических специальностей дневного и заочного отделений. Методические...
	Методические указания к выполнению выпускной квалификационной работы... Методические рекомендации предназначены для студентов-филологов, однако принципы выполнения дипломной работы могут также использоваться...		Методические указания для выполнения самостоятельной работы по дисциплине «Архитектура зданий» З. И., Коркишко О. А. Архитектура зданий. Задания и методические указания для выполнения самостоятельной работы по дисциплине «Архитектура...
	Методические рекомендации по выполнению самостоятельной внеаудиторной работы Методические рекомендации предназначены для использования студентами гбпоу «пгк» в процессе выполнения внеаудиторной самостоятельной...		Методические указания к практическим занятиям и самостоятельной работе... Методические указания предназначены для практического изучения вопросов по дисциплине «Организация, нормирование и оплата труда»,...