Окислительно-восстановительные реакции

Контрольная работа

 

Вариант 0.

1. Определите сумму коэффициентов в молекулярном уравнении ОВР:

KBrO₃+F₂+KOH→KBrO₄+

а) 7 б) 23 в) 8 г) 12

 

2. Определите равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция

ClO₄^- + 2H⁺ + 2e ÛClO₃⁻ + 2H₂O

Стандартный потенциал равен + 1,19 В, активности ионов ClO₃^- и ClO₄^- соответственно 0,75 и 1,55 моль/л, рН = 4.5, Т =298 К

 

3. Какая из восстановленных форм

а) H₂S б) Mn²⁺ в) Cu

является более активным восстановителем:

1) S+2H⁺+2e=H₂S φ⁰=0,17В

2) MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O φ⁰=1,51В

3) Cu⁺+e=Cu φ⁰=0,52В

 

4. Используя табличные значения, определите, какой наиболее вероятный продукт образуется при окислении хлорид-ионов в нейтральной среде под действием перманганат-ионов, если концентрации веществ в растворе равны 1 моль/л.

1) MnO₄^-+4H⁺+3e=MnO₂+2H₂O φ⁰=1,67В

2)2Cl^-=Cl₂+2e φ⁰=1,36В

3) Cl^-+H₂O=HClO+H⁺+2e φ⁰=1,49В

4) Cl^-+3H₂O=ClO₃^-+6e+6H⁺ φ⁰=1,45В

а) HClO б) Cl₂ в) ClO₃-

 

5. Установите, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции

2NaCl+Fe₂(SO₄)₃=2FeSO₄+Cl₂+Na₂SO₄

1) Cl₂+2e=2Cl^- φ⁰=1,36В

2) Fe³⁺+e=Fe²⁺ φ⁰=0,77В

а) слева направо б) справа налево в) обратима

→ ← ↔

 

6. Вычислите константу равновесия системы:

2CoCl₃=2CoCl₂+Cl₂

а) 2 б) 1·10¹⁶ в) 2·10¹⁶ г) 16

 

7. Решите задачу, используя закон эквивалентов.

Определить массу выделившегося йода при взаимодействии 0,5 л 15%-ного раствора иодида калия (плотность - 1,12 г/мл) в кислой среде с избытком перекиси водорода.

 

 

Примеры решения некоторых задач

 

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.

Степень окисления равняется условному заряду атома элемента, определенному исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления атомов в соединениях следует знать:

1. Степень окисления атомов входящих в состав молекул простых веществ , равна нулю, так как ни частичный, ни полный переход электронов одного атома к такому же другому невозможен.

2. Некоторые элементы во всех сложных веществах имеют постоянную степень окисления:

а) Щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) имеют степень окисления +1

б) Элементы II группы (кроме Hg)

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd имеют степень окисления +2

в) Алюминий Al имеет степень окисления +3

г) Фтор F имеет степень окисления –1

д) Водород(H) имеет степень окисления равную +1, во всех соединениях,

кроме гидридов, которые он образует со щелочными и щелочноземельными металлами. В гидридах степень окисления водорода равна -1 (NaH, AlH₃, BaH₂).

е) Степень окисления кислорода(O) равняется – 2.

Исключение составляют пероксиды, надпероксиды и супероксиды. Например, в степень окисления кислорода составляет соответственно – 1, –1/2 и –1/3, а во фториде кислорода ОF₂ степень окисления равна +2.

4. Степень окисления атома в сложном соединение может быть определена, если известны степени окисления атомов других элементов, входящих в соединение, исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления, всех атомов составляющих молекулу, равна нулю. В случае иона алгебраическая сумма степеней окисления составляющих этот ион атомов, равняется заряду иона.

Например, даны . Для определения степени окисления серы и азота составим уравнение: (+1)∙2 + х + (-2) ∙ 4 = 0; х = 6, степень окисления S = 6

y + (-2) ∙ 3 = -1; у = +5, степень окисления N = 5

 

Не следует отождествлять степень окисления с валентностью элемента, даже если их абсолютное значение совпадают. Валентность атома определяется числом химических связей, и не имеет знака.

Например, во всех соединениях валентность углерода равна 4, а степень окисления составляет соответственно -4, -2, 0, +1.

Принято считать, что изменение степеней окисления атомов в результате окислительно-восстановительной реакции связано с переходом электронов от одного атома к другому.

Процесс отдачи электронов называться окислением. Вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Восстановитель в результате реакции окисляется, степень окисления его повышается, соответственно числу отданных электронов.

Процесс присоединение электронов называется восстановлением. Вещество, атомы которого принимают электроны, называется окисли­телем. Окислитель в результате реакции восстанавливается, степень окисления его понижается соответственно числу принятых электронов.

 

Так, в реакции

восстановителем является хлорид олова (II). Степень окисления иона олова увеличивается от +2 до +4.

Степень окисления иона железа в ходе реакции понижается от +3 до +2, хлорид (III) является окислителем.

Каждая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных одновременно протекающих процессов: окисления и восстановления.

Пример. Расставьте коэффициенты, укажите: окислитель и восстановитель, что окисляется, что восстанавливается:

Решение.

1) Определяем степени окисления элементов, окислитель и восстановитель:

 

в-ль, т.к. о-ль, т.к. понижает

повышает степ. окисления

степ. окисл.

2) Записываем уравнение электронного баланса.

не можем поставить у N₂O коэффициент 1, поэтому умножаем все коэффициенты на 2.

Часть атомов азота в HNO₃ проявляет свойства окислителя, а часть выполняет роль кислой среды, поэтому коэффициент у HNO₃ определяется суммой двух составляющих/

 

При определении продуктов окислительно-восстановительной реакции надо вспомнить, что

Только восстановительными свойствами обладают:

- все металлы; наиболее активными восстановителями являются металлы S-электронного семейства;

- вещества, в которых атомы элементов проявляют свою низшую степень окисления, имея завершенный слой ns²np⁶, (низшая степень окисления неметаллов = №группы – 8) эти атомы могут только отдавать электроны, например: .

Только окислительными свойствами обладают:

- (самый электроотрицательный элемент)

- вещества, в которых атомы элементов находятся в высшей степени окисления (высшая степень окисления, как правило, равняется номеру группы периодической системы, к которой относится данный элемент). Например, в молекулах

, внешний электронный слой атомов в высшей степени окисления имеет конфигурацию ns⁰np⁰, т.е полностью лишен электронов.

Двойственными окислительными и восстановительными свойствами обладает вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, которую они могут повышать, окисляясь и проявляя при этом восстановительные свойства, а также понижать, восстанавливаясь и проявляя окислительные свойства. Это все неметаллы, кроме ,а также сложные вещества:

и др.

 

Характер взаимодействия между одними и теми же веществами может изменяться в зависимости от pH среды. Это наглядно проявляется в реакциях восстановления перманганата калия одним и тем же восстановителем, например, сульфитом натрия.

окисленная форма восстановленная форма

 

кислая среда, pH<7 Бесцветный раствор

Бурый осадок

		Р-р зеленого цвета

Влияние концентрации реагентов и температуры четко прослеживается при взаимодействии металлов с серной кислотой. Так, при растворении цинка в разбавленной кислоте, в качестве окислителя выступает ион водорода:

В концентрированной же кислоте окислительные свойства проявляет сера со степенью окисления +6:

 

 

Во многих случаях продукты окислительно-восстановительных процессов можно определить экспериментально по наблюдениям, если продукты реакции имеют характерную окраску, выпадают в осадок, выделяются в виде газа, имеют специфический запах. В тех случаях, когда реакция не сопровождается видимыми изменениями, необходимо прибегнуть к логическому рассуждению.

В этом случае может быть полезна таблица. В левой графе даны окислители, стрелкой показано, какой продукт получается из данного окислителя при восстановлении. В правой графе приведены восстановители и продукты их окисления. В таблице также учтено влияние концентрации кислоты и характера среды.

Таблица 1

Наиболее часто применяемые восстановители и окислители, и продукты реакции

Окислители	Восстановители
Соединения серы
Соединения азота
Соединения хрома
Соединения марганца

 

Количественной характеристикой самопроизвольного протекания окислительно – восстановительной реакции является расчетное значение ∆φ ^о реакции, которое определяется как разность между потенциалами окислителя и восстановителя. Окислительно – восстановительная реакция протекает самопроизвольно, если разность потенциалов является положительной величиной. Сущность этого заключается в следующем: если мысленно обособить процессы окисления и восстановления, т.е. “составить” гальванический элемент, то в нем будет совершаться электрическая работа за счет протекания химической реакции. Для обратимого процесса справедливо: А (максимально полезная)=А (электрическая), но

А (электрическая) = n F Е^о, где Е^о - стандартная ЭДС, В;

 

Е^о (∆φ ^о) = φ ^о_{окислителя} - φ ^о _{восстановителя},

(рассчитываем для той реакции, которая протекает самопроизвольно, т.е. при расчете А-работы ЭДС должна быть положительно).

 

Из термодинамики известно, что А = - ∆ G^о, отсюда n F Е^о = - ∆ G^о

 

Таким образом, изменение энергии Гиббса будет отрицательной величиной, а значит, реакция будет протекать самопроизвольно, при положительном значении разности потенциалов.

 

Константу равновесия редокс-процесса можно рассчитать, исходя из соотношения:

 

;

; .

 

Примеры решения заданий варианта контрольной работы

 

1. Определите сумму коэффициентов в молекулярном уравнении ОВР:

KBrO₃ + F₂ + KOH → KBrO₄ +

Решение:

Т.к. Br в реакции повышает степень окисления с +5 до +7, то он является восстановителем. Окислителем в данной реакции может быть F₂ , способный только понижать высшую степень окисления 0 до -1. В щелочной среде фторид-ион образует соль KF.

 

Br⁺⁵ - 2е = Br⁺⁷ │ 1 в-ль ок-ся

 

F₂ + 2∙1е = 2 F^- │ 1 о-ль вос- ся

 

KBrO₃ + F₂ + 2KOH → KBrO₄ + 2KF + H₂O

 

Сумма коэффициентов равна 8.

 

2. Определите равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция

ClO₄^- + 2H⁺ + 2e ÛClO₃⁻ + 2H₂O

Стандартный потенциал равен + 1,19 В, активности ионов ClO₃^- и ClO₄^- соответственно 0,75 и 1,55 моль/л, рН = 4.5, Т =298 К

 

Решение:

Равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция с участием электронов и протонов определяется по уравнению Нернста-Петерса для окислительно-восстановительных процессов II типа:

 

0,059 [окисленной формы][ H⁺ ]^m

φ = φ ^о + ------- lg ------------------------------- =

z [восстановленной формы ]

 

0,059 [окисленной формы][ 10^-рН]^m

= φ ^о + ------- lg -----------------------------------

z [восстановленной формы ]

φ — равновесный потенциал, В

φ ^о --- стандартный потенциал, В

z ---- число электронов, передаваемых в данной реакции

m ---- число H⁺, передаваемых в данной реакции

[ H⁺ ] = 10^-рН ,моль/л

[ ] ---- активности или концентрации ионов, моль/л

 

Для данной реакции: φ ^о = 1,19В; [окисленной формы] = [ClO₄^-] = 1,55 моль/л;

[восстановленной формы ] = [ClO₃^-] = 0,75 моль/л;

[ H⁺ ] = 10^-4,5 моль/л; m = 2; z = 2

 

0,059 1,55∙ (10^-4,5)²

φ = 1,19 + ------- lg ---------------- = 1,19 + 0,0295 lg(2,0667∙ 10^-9) =

2 0,75

= 1,19 + 0,0295∙(0,315 – 9) = 1,19 + 0,0295∙ (- 8,685) = 1,19 – 0,256 = 0,934В

 

3а. Какая из восстановленных форм

а) H₂S б) Mn²⁺ в) Cu

является более активным восстановителем:

1) S+2H⁺+2e=H₂S φ⁰=0,17В

2) MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O φ⁰=1,51В

3) Cu⁺+e=Cu φ⁰=0,52В

Чем меньше потенциал φ⁰ , тем более активным восстановителем будет восстановленная форма.

Ответ: а) H₂S

 

3б. Какая из восстановленных форм

а) H₂S б) Mn²⁺ в) Cu

является менее активным восстановителем:

1) S+2H⁺+2e=H₂S φ⁰=0,17В

2) MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O φ⁰=1,51В

3) Cu⁺+e=Cu φ⁰=0,52В

Чем больше потенциал φ⁰ , тем менее активным восстановителем будет восстановленная форма.

Ответ: б) Mn²⁺

3в. Какая из окисленных форм

а) MnO₄^- б) Cu⁺ в) S

является менее активным окислителем:

1) S+2H⁺+2e=H₂S φ⁰=0,17В

2) MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O φ⁰=1,51В

3) Cu⁺+e=Cu φ⁰=0,52В

Чем меньше потенциал φ⁰ , тем менее активным окислителем будет окисленная форма.

Ответ: в) S

3г. Какая из окисленных форм

а) MnO₄^- б) Cu⁺ в) Cu⁺

является более активным окислителем:

1) S+2H⁺+2e=H₂S φ⁰=0,17В

2) MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O φ⁰=1,51В

3) Cu⁺+e=Cu φ⁰=0,52В

 

Чем больше потенциал φ⁰ , тем более активным окислителем будет окисленная форма.

Ответ: а) MnO₄^-

 

4. Используя табличные значения, определите, какой наиболее вероятный продукт образуется при окислении хлорид-ионов в нейтральной среде под действием перманганат-ионов, если концентрации веществ в растворе равны 1 моль/л.

 

1) MnO₄^-+4H⁺+3e=MnO₂+2H₂O φ⁰=1,67В

2)2Cl^-=Cl₂+2e φ⁰=1,36В

3) Cl^-+H₂O=HClO+H⁺+2e φ⁰=1,49В

4) Cl^-+3H₂O=ClO₃^-+6e+6H⁺ φ⁰=1,45В

а) HClO б) Cl₂ в) ClO₃-

 

Решение:

Чем больше Е^о (∆φ ^о) = φ ^о_{окислителя} - φ ^о _{восстановителя,} тем наиболее вероятный продукт образуется.

 

Окислитель: MnO₄^- Восстановитель: Cl^-

∆φ ^о _1-2 = 1,67 – 1,36 = 0,31В (продукт Cl₂)

∆φ ^о _1-3 = 1,67 - 1,49 =0,18 В (продукт HClO)

∆φ ^о _1-3 = 1,67 - 1,45 =0,22 В (продукт ClO₃-)

 

Ответ: наиболее вероятный продукт: б) Cl₂

 

5. Установите, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции

2NaCl + Fe₂(SO₄)₃ = 2FeSO₄ + Cl₂ + Na₂SO₄

1) Cl₂+2e=2Cl^- φ⁰=1,36В

2) Fe³⁺+e= Fe²⁺ φ⁰=0,77В

а) слева направо б) справа налево в) обратима

→ ← ↔

Решение:

Если ∆φ ^о >0, то протекает прямая реакция, т.е. слева направо (→)

Если ∆φ ^о < 0, то протекает обратная реакция, т.е. справа налево (←)

 

∆φ ^о = φ ^о_{окислителя} - φ ^о _{восстановителя,}

 

Окислитель --- Fe₂(SO₄)_3,т.к. Fe³⁺ переходит в Fe²⁺;

Восстановитель – NaCl,т.к. Cl^- переходит в Cl⁰

 

∆φ ^о = 0,77 – 1,36 = - 0,59< 0,т.е ответ: б) справа налево

 

6. Вычислите константу равновесия системы:

 

2CoCl₃=2CoCl₂+Cl₂

 

а) 2 б) 1·10¹⁶ в) 2·10¹⁶ г) 16

 

Решение:

Константу равновесия редокс-процесса можно рассчитать, исходя из соотношения:

 

. n--- наименьшее общее кратное передаваемых электронов

F = 96500 Кл /моль (постоянная Фарадея), Кл = Дж/В

Е⁰ = ∆φ ^о = φ ^о_{окислителя} - φ ^о _{восстановителя}, В

R = 8,314 Дж/К∙ моль (универсальная газовая постоянная)

 

n∙∆φ ^о

lg K = -------------.

0,059

 

Co³⁺ + 1e = Co²⁺ │ 1 ₂ 2

2Cl^- - 2∙ 1e = Cl₂ │ 2 1

n = 2

 

 

Из таблицы: φ ^о_{окислителя} = φ ^о(Co³⁺ /Co²⁺ ) = 1,84В

φ ^о _{восстановителя}= φ ^о (Cl₂/ 2Cl^-) = 1,36В

 

∆φ ^о = 1,84 -1,36 = 0,48В

 

2∙ 0,48

lg K = ------------- = 16,27; К = 10^16,27 = 10^0,27 ∙ 10¹⁶ = 1,9∙ 10¹⁶ = 2∙ 10¹⁶

0,059

 

Ответ: в) 2·10¹⁶

 

7. Решите задачу, используя закон эквивалентов.

Определить массу выделившегося йода при взаимодействии 0,5 л 15%-ного раствора иодида калия (плотность - 1,12 г/мл) в кислой среде с избытком перекиси водорода.

Закон эквивалентов: количества вещества эквивалентов всех участвующих в реакции веществ равны,т. е.

ν_экв(X) = ν_экв(Y) (1)

а так как

то з акон эквивалентов можно записать следующими формулами:

С_Н(Х)∙ V(Х) = С_Н(Y) ∙V(Y) (2)

Или

M(X) m(Y)

------------ = -------------- (3)

M(1/zX) M(1/zY)

(возможны комбинации между формулами 1, 2, 3)

 

 

Решение:

Закон эквивалентов для данной реакции:

ν_экв(I₂) = ν_экв(KI)

 

ν_экв(KI) = ^{m(KI)∙z ;} ν_экв(I₂) = ^{m(I2)∙z ;} m(I₂) = ν_экв(I₂)∙M(I₂) / z

^{M(KI) M(I2)}

z в окислительно-восстановительных реакциях равно числу электронов, передаваемых атомом окислителя или восстановителя в данной реакции.

 

2I^- - 2∙1e → I₂ z(KI) = 1

I₂ + 2∙1e → 2I^- z(I₂) = 2

 

.

 

= 500∙1,12 = 560 г

 

= 84 г

 

ν_экв(KI) = 84∙1 / 166 = 0,506 моль

 

ν_экв(I₂) = 0,506 моль

 

m(I₂) = 0,506∙254 / 2 = 64,262 г

 

Ответ: m(I₂) =64,262 г