755
.pdfГлава 9. Окислительно-восстановительные реакции
Важнейшие понятия
Степень окисления и правила еѐ нахождения.
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
Факторы, влияющие на протекание окислительновосстановительных реакций.
Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При изучении данной темы студент должен:
- усвоить основные понятия: степень окисления, процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель, электронный баланс;
-получить четкие представления о связи окислительновосстановительных свойств веществ с электронной структурой атомов в их составе, изменяющих свою степень окисления;
-научиться составлять и решать (находить стехиометрические коэффициенты) уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Все химические реакции можно разделить на два типа:
- реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ;
- реакции, идущие с изменением степени окисления атомов, реагирующих веществ.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции,
сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Реакции последнего типа весьма распространены и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности всех биологических объектов, с ними связаны процессы дыхания, обмен веществ, гниение брожение, фотосинтез и пр.
Степень окисления и правила еѐ нахождения
Ранее (п. 4.2.) было дано определение понятия «степень окисления». Это понятие очень важно для классификации веществ по признаку окислителя или восстановителя и нахождения стехиометрических коэффициентов в уравнении ОВР.
Для определения степени окисления (с.о.) используют следующие правила:
1.Степень окисления атомов в молекулах простых веществ равна нулю:
0 |
0 |
0 |
Mg, O2, H2.
71
2. Степень окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочноземельных +2, для металлов подгруппы алюминия +3:
+1 +2 +3
NaOH, CaCl2, Al2(SO4)3
3. Водород во всех своих соединениях имеет степень окисления +1. Исключение: гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, где у водорода с.о. = -1:
+1 +1 -1
H2SO4, NaHSO3, CaH2
4. Кислород почти всегда имеет степень окисления -2, за исключением перекисных соединений, где у него с.о. = -1, и фторида кислорода (с.о. = +2):
-2 |
-2 |
-1 |
+2 -1 |
MnO, KMnO4, H2O2, OF2
5.Фтор во всех соединениях имеет с.о. -1.
6.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтральной молекулы вещества, равна нулю:
Вычислим с.о марганца в молекуле KMnO4. В соответствии с вышесказанным, нужно найти алгебраическую сумму степеней окисления всех атомов: калия (правило 2), каждого из четырех атомов кислорода (правило 4) и неизвестную с.о., обозначив через х. 1 + х + 4·(-2) = 0. Отсюда, степень окисления марганца равна +7.
7.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в
состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона. Вычислим с.о азота в ионе NH4+. Степень окисления атома азота
примем за х. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов должна быть равна +1: х + (+1)·4 = +1. Следовательно, с.о. азота равна -3.
9.2. Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:
Атом Zn – 2 å = Zn2+
Молекула Н2 – 2 å = 2Н+
Ион 2Cl- -2 å = Cl2 .
2. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:
Атом S + 2 å = S2-
Молекула O2 + 4 å = 2O2-
Ион Fe3+ + å = Fe2+ .
3. Окислители – это вещества, в состав которых входят атомы, присоединяющие электроны. В реакции они восстанавливаются, при этом степень окисления понижается:
Э + n å = Эn-.
72
4.Восстановители – это вещества, в состав которых входят атомы, отдающие электроны. В реакции они окисляются, при этом степень окисления повышается:
Э– n å = Эn+.
5.Окислительно-восстановительная реакция – сопряженный процесс: окисление всегда сопровождается восстановлением и , наоборот.
6.Баланс электронов: в окислительно-восстановительной реакции число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
9.3.Восстановители и окислители
Восстановителями и окислителями, как следует из теории ОВР (п.п.3 и 4), могут быть как простые вещества, так и сложные.
Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне имеют 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они их легко отдают, т.е. окисляются, проявляя свойства восстановителя. Наилучшими восстановителями являются щелочные металлы.
В отличие от простых веществ металлов простые вещества неметаллы проявляют свойства как окислителей, так и восстановителей. Исключение составляет только фтор, который, обладая наибольшей электроотрицательностью, проявляет только свойства окислителя. Среди всех неметаллов лучшими окислителями являются галогены и кислород.
Окислительно-восстановительные свойства сложного вещества зависят от степени окисления центрального атома (атома, изменяющего свою степень окисления в результате ОВР).
Важнейшие окислители и восстановители приведены в табл. 9.1.
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 9.1. |
|
|
|
Важнейшие восстановители и окислители |
||||
|
Восстановители |
|
Окислители |
||||
|
|
|
|
|
= Эn- |
||
|
Э – n |
å |
= Эn+ |
|
Э + n |
å |
|
1. |
Атомы металлов. |
1. |
Атомы неметаллов (элементы |
||||
2. |
Анионы неметаллов в минимальной |
главной подгруппы VI-VII групп) |
|||||
|
степени окисления S2-, Cl-…(до |
2. |
Катионы металлов в высоких |
||||
|
свободных элементов). |
степенях окисления Fe3+, Cu2+… |
|||||
3. |
Катионы металлов в низких степенях |
3. |
Ионы, молекулы, содержащие |
||||
|
окисления Fe2+, Mn2+, Cu+… |
атомы элементов в высоких степенях |
|||||
4. |
H2, CO |
окисления HNO3 (N+5), KClO3 (Cl+5) |
|||||
|
|
|
|
KMnO4 (Mn+7), K2Cr2O7 (Cr+6) |
73
9.4.Факторы, влияющие на протекание окислительно-
восстановительных реакций
Характер протекания окислительно-восстановительных реакций зависит от химической природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакций:
- концентрации реагента:
0 |
+1 |
|
+2 |
0 |
+1 |
Zn + H2SO4(разб) |
= ZnSO4 + H2↑ |
окислитель Н |
|||
0 |
+6 |
|
+2 |
0 |
+6 |
Zn + 2H2SO4(конц) |
= ZnSO4 + S + 2H2O окислитель S; |
||||
-температуры реакции: |
|
|
|
|
|
на холоде |
Fe + H2SO4(конц) → реакция не идѐт |
||||
|
0 |
+6 |
|
+3 |
+4 |
при кипячении |
2Fe + 6H2SO4(конц) |
= Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O; |
|||
- наличия катализатора: |
|
|
|
|
|
|
-3 |
0 |
0 |
-2 |
|
без катализатора 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O |
|
||||
|
-3 |
0 |
+2 |
-2 |
|
с катализатором 4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O;
- влияния характера среды:
в реакциях, протекающих в водных растворах, часто принимают участие молекулы воды или ионы Н+ и ОН-, которые не только способствуют передаче электронов от восстановителя к окислителю, но и связывают компоненты данных превращений.
Кислая среда максимально усиливает окислительные свойства окислителя. Для еѐ создания чаще всего используется H2SO4(разб) :
+7 |
+4 |
|
+2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+6 |
|||
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 |
= 2MnSO4 |
+ 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2О |
||||||||||||||
|
|
+7 |
|
|
|
|
|
|
|
|
+2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
Mn + 5 å = Mn |
|
|
2 |
|||||||||||
|
|
|
||||||||||||||
|
|
+4 |
+6 |
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
В нейтральной среде: |
S – 2 å = S |
|
|
|
|
|
5 |
|||||||||
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
+7 |
+4 |
+4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
+6 |
|
||||
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2КОН |
||||||||||||||||
|
|
+7 |
|
|
|
|
|
|
|
|
+4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
Mn + 3 å = Mn |
|
|
2 |
|||||||||||
|
|
|
||||||||||||||
|
|
+4 |
+6 |
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
S – 2 å = S |
|
|
|
|
|
3 |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
74
Щелочная среда (для ее создания используются растворы KOH или
NaOH):
+7 |
+4 |
+6 |
|
|
|
|
+6 |
|
|
2KMnO4 + Na2SO3 + 2КОН = 2К2MnO4 + Na2SO4 +H2О |
|
|
|||||||
|
+7 |
+6 |
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Mn + 1 å = Mn |
2 |
|
|
|||||
|
+4 |
+6 |
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
S – 2 å = S |
1 |
|
|
|||||
|
9.5. Типы окислительно-восстановительных реакций |
|
|||||||
Все |
окислительно-восстановительные |
реакции |
делятся |
на |
межмолекулярные и внутримолекулярные.
Межмолекулярные (межатомные) окислительно-восстановительные реакции характеризуются тем, что один из участников таких реакций является восстановителем, а другой – окислителем.
По количеству участников такие реакции реакции делятся на:
- простые (только два участника окислитель и восстановитель):
|
0 |
+1 |
+2 |
0 |
|
|
Zn + H2SO4(разб) |
= ZnSO4 + H2↑ |
|
||
|
восст |
окис |
|
|
|
- сложные (кроме окислителя и восстановителя есть третий участник |
|||||
реакции, выполняющий роль среды): |
|
|
|
||
+7 |
+4 |
|
+4 |
+6 |
|
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2КОН. |
|
||||
окисл |
восст |
|
|
|
|
Внутримолекулярные |
окислительно-восстановительные |
реакции |
характеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекуле:
+5 -2 -1 0
2КСlO3 = 2KCl + 3O2
ок вос
Среди внутримолекулярных ОВР выделяются
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)
– это реакции, сопровождающиеся одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы химических элементов (p- и d-семейств) с промежуточной степенью окисления:
+6 |
+7 |
+4 |
||||
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH |
||||||
+6 |
+7 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
Mn – 1 å = Mn |
|
2 |
||||
+6 |
+4 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
||
Mn + 2 å = Mn. |
|
1 |
||||
|
75
9.6.Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса).
9.6.1. Метод электронного баланса
Составление уравнений этим методом осуществляется в несколько стадий. Рассмотрим это на примере взаимодействия KMnO4 с HClконц.
1. Записывают уравнение реакции со всеми участвующими в ней веществами без коэффициентов:
KMnO4 + HClконц = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O.
8. Выделяют элементы |
, изменяющие |
степень окисления в результате |
||||||||
реакции: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+7 |
-1 |
+2 |
|
|
|
0 |
|
|||
KMnO4 + HClконц |
= MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O. |
|||||||||
окисл |
восст |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3. Определяют число электронов, приобретенных окислителем и |
||||||||||
отданных восстановителем: |
+7 |
|
|
|
|
+2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
Mn + 5 å = Mn |
|
||||||||
|
|
-1 |
|
|
|
|
0 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
2Cl – 2 å = Cl2. |
|
||||||||
4. Уравнивают число приобретѐнных и отданных элементами электронов |
||||||||||
(баланс электронов): |
+7 |
|
|
|
|
+2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
||||||
|
|
|||||||||
|
Mn + 5 å = Mn |
|
|
|||||||
|
|
-1 |
|
|
|
|
0 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
2Cl – 2 å = Cl2 |
|
|
5. |
||||||
|
|
5. Полученные множители расставляют в составленном молекулярном уравнении окислительно-восстановительной реакции в виде коэффициентов перед формулами веществ, в которых присутствуют элементы, изменяющие свою степени окисления:
2KMnO4 + HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O.
6. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции ( в данном случае для НCl, KCl и Н2О):
2KMnO4 + 16HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O.
7. Проверяют правильность решения уравнения по кислороду: количество атомов кислорода в обеих частях уравнения должно быть одинаково: слева и справа в уравнении число атомов кислорода равно 8.
76
9.6.2. Метод ионно-электронного баланса
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Метод полуреакций рекомендуется для реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов сильных электролитов. При составлении баланса электронов учитывается реально существующие молекулы, ионы, а так
же реакция среды. |
|
На примере реакции, изложенной |
выше, рассмотрим порядок |
составления уравнений этим методом: |
|
1. Записывают молекулярное уравнение реакции с указанием степеней окисления элементов, участников ОВР, с определением окислителя и
восстановителя: |
+7 |
-1 |
+2 |
0 |
|
KMnO4 + HClконц |
= MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O. |
||
|
окисл |
восст |
|
|
2. Записывают уравнение в ионной форме: |
|
|||
|
+7 |
-1 |
|
0 |
K+ + MnO4- + H+ + Cl- = Mn2+ + 2Cl- + Cl2 + K+ + Cl- + H2O.
3. Составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления в ионном виде. Слабые электролиты, газы и нерастворимые соединения записывают в виде молекул. Уравнивают суммарные заряды ионов и электронов в правой и левой частях равенств. Подводят баланс электронов:
MnO4- + 5 |
|
+8H+ = Mn2+ + 4Н2О |
|
2 |
||
å |
|
|||||
0 |
|
|
||||
2Cl- - 2 |
|
= Cl2 |
|
5 |
||
å |
|
4. С учетом полученных множителей суммируют уравнения полуреакций:
2MnO4- + 16H+ + 102Cl- = 2Mn2+ + 8Н2О + 5Cl2.
Если в разных частях полученного уравнения есть повторяющиеся молекулы и ионы, то их нужно сократить.
5. Найденные коэффициенты поставить в молекулярном уравнении:
2KMnO4 + HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + 8H2O.
6. Уравнять ионы и молекулы, назадействованные в полуреакциях:
2KMnO4 + 16HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O.
7. Правильность уравнения проверить по количеству атомов кислорода в разных частях равенства:
Слева – 8 атомов кислорода; справа – 8 атомов кислорода.
Задачи и упражнения
Пример 1. Расставить степени окисления атомов в левых и правых частях уравнений и определить, какие из этих реакций являются окислительновосстановительными:
77
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
ZnO+ H2 = Zn + H2O.
Решение:
1. Расставим степени окисления в первом уравнении:
+2 -2 +1 |
+1 +6 -2 |
+2 +6 -2 |
+1 -2 |
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
Установлено, что у всех химических элементов в этом уравнении степени окисления не изменяются, следовательно, эта просто реакция ионного обмена.
2. Во втором уравнении:
0 +1 +6 -2 |
+2 +6 -2 |
0 |
Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
изменение степеней окисления происходит у двух химических элементов: у Zn она повышается с 0 до +2, следовательно, исходное вещество металл цинк является восстановителем; а у атома Н в серной кислоте степень окисления +1 понижается до 0 в простом веществе Н2, следовательно, исходное вещество серная кислота является окислителем. Данная реакция окислительновосстановительная.
3. В третьем уравнении:
+2 -2 0 |
0 |
+1 -2 |
ZnO+ H2 = Zn + H2O
наблюдается также изменение степеней окисления: повышение этой характеристики происходит у атомов водорода (от 0 в исходном веществе Н2 до +1 в продукте реакции Н2О); понижение степени окисления имеет место у атомов цинка (от +2 в ZnO до 0 в металлическом Zn). Следовательно, данная реакция является окислительно-восстановительной, где роль окислителя выполняет оксид цинка (а именно атом Zn+2), восстановитель – молекулярный водород.
Пример 2. Методом электронного баланса подобрать коэффициенты в уравнении:
C + HNO3 → CO2 + NO + H2O.
Решение:
1. Найдем степени окисления элементов, определим окислитель и
восстановитель: |
0 |
+5 |
+4 +2 |
|
C + HNO3 → CO2 + NO + H2O |
||
|
восс |
окисл |
|
у атомов углерода степень окисления повышается, следовательно, это вещество является восстановителем, а азотная кислота – окислитель, т.к. у атома азота степень окисления понижается.
2. Составим электронные уравнения и подведем баланс электронов:
0 +4
C – 4 å = C 3
+5 +2
N + 3 å = N 4
78
3. Полученные множители расставляем в виде коэффициентов перед формулами веществ, содержащих атомы, указанные в электронных уравнениях:
3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + H2O.
4. Уравниваем атомы водорода в левой и правой частях уравнения. Окончательное уравнение будет иметь вид:
3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + 2H2O.
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части их 4 · 3 = 12 и в правой 3 · 2 + 4 + 2 =12.
Пример 3. Методом ионно-электронного баланса подобрать коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции:
NaJ + NaJO3 + H2SO4 = J2 + Na2SO4 + H2O.
Решение:
1. Найдем степени окисления элементов, определим окислитель и
восстановитель: |
-1 |
+5 |
0 |
|
NaJ + NaJO3 + H2SO4 = J2 + Na2SO4 + H2O. |
||
|
восс |
окис |
|
Один и тот же химический элемент йод в одном исходном веществе имеет минимальную степень окисления (-1), следовательно, йодид натрия является восстановителем, а йодат натрия, где у йода с.о. = +5, является окислителем.
2. Запишем уравнение в ионном виде:
+5 0
Na+ + J- + Na++ JO3- + 2H+ + SO42- = J2 + 2Na+ + SO42- + H2O.
3. Составим уравнения полуреакций и подведем баланс электронов:
|
|
|
|
|
||
|
J- - 1 |
å |
= J |
|
5 |
|
|
|
|||||
JO3- - 5 |
å |
+ 6H+ = J + 3H2O |
|
1 |
||
|
4. Почленно с учетом множителей, полученных для каждого из уравнений полуреакции, сложим эти два уравнения:
|
J- - 1 |
å |
= J |
|
5 |
|
|
|
|||||
JO3- - 5 |
å |
+ 6H+ = J + 3H2O |
|
1 |
||
|
||||||
5 J- + JO3- + 6H+ = 3 J2 + 3H2O |
|
|
5. Полученные коэффициенты расставляем в молекулярном уравнении, уравняв атомы Na в левой и правой частях уравнения:
5NaJ + NaJO3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3Na2SO4 + 3H2O.
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части их 3 + 4 · 3 = 15 и в правой 3 · 2 + 3 =15.
Пример 4. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления сульфита калия массой 8 г, находящегося в нейтральном растворе.
79
Решение:
1. Составим уравнение реакции, учитывая, что продукты реакции зависят от реакции среды (см. п.9.6.), найдем степени окисления и определим окислитель и восстановитель:
|
|
|
|
+7 |
|
+4 |
|
|
|
|
|
+4 |
|
|
+6 |
|
|
|
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
KMnO4 + K2SO3 + H2O = MnO2 + K2SO4 + КOH. |
|||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
окис |
|
|
|
|
|
|
восс |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
2. Решим это уравнение методом ионно-электронного баланса, как это |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||
было сделано выше: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
+7 |
|
|
|
|
|
|
+4 |
|
|
|
|
|
+4 |
|
|
|
|
+6 |
|||||||||||||||
|
|
K+ + MnO4- + 2K+ + SO32- + H2O = MnO2 + 2K+ +SO42- + К+ + OH- |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
MnO4- + 3 |
å |
|
+ 2H2O = MnO2 + 4ОН- |
|
2 |
|
||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
SO32- - 2 |
å |
+ 2OH- = SO42- + H2O |
|
3 |
|
||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
2MnO4-+ 4H2O + 3SO32- + 6ОН- = 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3Н2О. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
Сократив на 6ОН- и 3Н2О, получим: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
2MnO4-+ H2O + 3SO32- - = 2MnO2 +2OH- + 3SO42- . |
||||||||||||||||||||||||||||||||
3. Полученные коэффициенты расставляем в молекулярном уравнении, |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||
уравняем атомы К в левой и правой частях уравнения: |
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2КOH. |
||||||||||||||||||||||||||||||||
4. Расчет массы KMnO4 проводим согласно закону эквивалентов (глава 1) |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||
по формуле 1.6.: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
m KMnO4 |
Ý KMnO4 |
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
. |
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
m K |
SO |
Ý (K |
2 |
SO ) |
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
3 |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
||||||||||||||
Предварительно по формуле 1.5. рассчитаем Э(KMnO4) и Э(K2SO3): |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ý KMnO |
|
|
M KMnO4 |
|
|
158 |
|
31,6ã/ ìîëü |
ýêâ, |
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||
|
4 |
|
|
5e |
|
|
|
|
|
5e |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
Ý K SO |
M K2 |
SO3 |
|
|
174 |
|
87ã/ ìîëü ýêâ. |
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||
2 |
3 |
|
|
|
2e |
|
|
|
|
2e |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
m KMnO |
|
m K2 SO3 |
Ý KMnO4 |
|
8 31,6 |
2,9057ã. |
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||
|
4 |
|
|
|
|
|
Ý K2 SO3 |
|
87 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Ответ: m(KMnO4) = 2,9057 г.
Вопросы для самопроверки
1.Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции от других химических реакций?
2.Что такое окислитель, и как изменяется его степень окисления в результате реакции?
3.Что такое процесс окисления?
4.Какая реакция называется реакцией диспропорционирования?
5.Назовите простые вещества восстановители.
6.Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают вещества, содержащие атомы с максимальной степенью окисления?
80