Министерство высшего и среднего специального образования республики узбекистан бухарский

Контрольные вопросы и задания.

1. 
   Что такое гидролиз солей? Дайте определение.
   
2. 
   Какие соли подвергаются гидролизу? Приведите примеры.
   
3. 
   Какие факторы влияют на гидролиз солей и почему?
   
4. 
   Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза следующих солей: Таблица 3.
   

Вариант	Соли	Вариант	Соли
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16	NaCN, ZnBr2 Fe2(SO4)3, KNO2 K2SO3, CH3COONa Pb(NO3)2, NH4Cl Na2S, KClO K3PO4, NH4NO3 K2CO3, NaBrO CuCl2, KCN NiSO4, (NH4)2SO4 FeCl3, Ba(NO2)2 AlBr3, NaClO Cr(NO3)3, Ca(CH3COO)2 Na3PO4, Ba(CN)2 Na2SO3, KCNS Na2CO3, KIO CuSO4, NaClO2	17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32	NiCl2, NaNO2 Fe(NO3)3, NaIO ZnSO4, NH4ClO4 Pb(ClO4)2, LiNO2 CdCl2, Ca(CN)2 Ba(ClO)2, FeBr3 Cu(NO3)2, Ba(CH3COO)2 CoSO4, Ca(ClO)2 CrCl3, Ca(NO2)2 Fe(ClO4)3, NH4Br Al2(SO4)3, KBrO CrCl3, KClO2 Cd(NO3)2, CH3COOK AlCl3, NH4I Cr2(SO4)3, Sr(CH3COO)2 Ni(NO3)2, Ba(ClO)2

5. В какой цвет будет окрашен лакмус в растворах следующих солей: Таблица 4.

Вариант	Соль	Вариант	Соль
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16	Na2CO3 KCl NH4NO3 Na2SO4 K2SO3 FeCl3 Al(NO3)3, K2S KI Na3PO4 K2CO3 KNO2 KNO3 NaCN Na2S ZnCl2	17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32	Fe2(SO4)3 NH4Cl AlCl3 NaCl KClO4 Na2SO3 (NH4)2SO4 CrCl3 KClO2 CaS Ba(NO3)2 K3PO4 BaCl2 NaNO3 CH3COOK NaClO

Лабораторная работа № 9


ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О) может быть положительной, нулевой и отрицательной.
При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:

1. 
   Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH₂ - она равна -1 и тд.) проявляет степень окисления +1.
   
2. 
   Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H₂O₂, BaO₂ и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF₂ – она равна +2) обладает степенью окисления -2.
   
3. 
   Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: H^o₂, O ^o₂, Fe^o, Zn^o и др.
   
4. 
   При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H₂SO₄. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H₂SO^-2₄. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:
   

(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.
Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO^2-₄:
х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны называется восстановителем.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.
В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H⁺, Hg⁺², Zn⁺² и тд.) и входят в состав сложных ионов : S⁶⁺ - в виде SO^2-₄, N⁺⁵ в ионе NO^-₃, Mn ⁺⁷ – в ионе MnO^-₄ и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами обладают ионы типа (Сl^- , Br^-, I^-, Se^-2, Te^-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N^-3 в NH^-₃, O^2- в H₂O, S^-2 в H₂S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N⁺³ – в HNO²₂; N⁺²₂ – в NO; N⁺ - в N₂O; N^o – в N₂; N^-3 – в NH₄OH; S⁺⁴ – в SO₂; S⁺² – в SO; S^o – в S₂.
Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, O₂, O₃, H₂O₂, H₂SO₄ (конц.), HNO₃, Ag₂O, PbO₂, ионы Au⁺³, Ag⁺, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.
Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H₂S, SO₂, H₂SO₃, HI, HBr, HCl, SnCl₂, FeSO₄, MnSO₄, NH₃, NO, альдегиды , спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионно-электронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.
В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO^4- в кислой среде восстанавливается до Mn⁺² (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до MnO₂ (бурый осадок), а в щелочной – до MnO^-2₄ (зеленый осадок).
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.
ПРИМЕР 1.
Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KMnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH₃, H₂S – только восстановители; HNO₃, H2SO₄, KMnO₄ - только окислители; HNO₃, H₂SO₃, MnO₂ – окислители и восстановители.
ПРИМЕР 2.
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SO₃; в) H₂SO₃ и HСlO₄?
Решение: а) степень окисления в H₂S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H₂S n (S) = -2 (низшая); в H₂SO₃ n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ является окислителем;
в) в H₂SO₃ n (S) = +4 (промежуточная); в HСlO₄ n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H₂SO₃ в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
ПРИМЕР 3.
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:
H ₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.
H ₂S^-2+ KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ S⁰ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O