Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы icon

Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы



НазваниеОкислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы
Дата конвертации27.05.2012
Размер324.69 Kb.
ТипДокументы

Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы.

План

1. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Классификация окис-

лительно - восстановительных реакций. Роль окислительно-восстановительных процес­сов в метаболизме.

2. Влияние рН на протекание окислительно-восстановительных реакций и характер обра-

зующихся продуктов

3. Окислительные потенциалы и направление реакции. Стандартный и реальный элек­тродный потенциал. Электрохимический эквивалент.

4. Электрохимический ряд напряжения металлов

Все химические реакции можно разделить на две большие группы: протекающие без изменения степени окисления и с изменением степени окисления — окислительно-восстановительные.

К окислительно восстановительным относятся все реакции замещения и те реакции со-( единения и разложения в которых участвует хотя бы одно простое вещество. Все реакции об­мена протекают без изменения степени окисления.

Под степенью окисления понимают фактический заряд атома в молекуле обра­зующийся в результате перераспределения электронной плотности. СО может принимать как отрицательные, так и положительные значения. Степень окисления элемента указы­вают верху над символом элемента со знаком «+» или « - » перед цифрой. Например, Мп+7. Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопос­тавления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют мо­лекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную сте­пень окисления, а с большей электроотрицательностью - отрицательную (т.к. электронная плотность сдвинута в сторону более электроотрицательного атома).

Степень окисления у молекул простых веществ принято считать равной нулю. В сложных соединениях некоторые элементы имеют одну и туже степень окисления, но в большинстве случаев степень окисления элемента в различных соединениях различна.

Постоянную степень окисления имеют

A) щелочные и щелочно - земельные металлы (+1, +2).

Б) фтор (-1)

B) кислород -2 (исключение пероксиды (-1) и фторид кислорода (+2).

Г) водород - (+1). Исключение гидриды металлов.

Сумма степеней окисления в электронейтральных молекулах равна нулю, а в ионных соединениях - заряду этих ионов.

Максимальная степень окисления элемента соответствует номеру группы (исключе­ние - кислород и фтор - у них нет вакантных электронных орбиталей).

Минимальная степень окисления равна разности между номером группы и числом 8. Например азот находится в V А группе периодической системы, его минимальная степень окисления равна -3.

Любой окислительно- восстановительный процесс связан с переходом электронов от одних молекул или ионов к другим.


Zn( т) + CuSO4 (р-р ) = ZnSO4 (р-р ) + Сu ( т)

Электроны цинка переходят к ионам меди:

Zn° (т) + Сu+2 (р-р ) = Zn+2 (р-р) + Сu° (Т)

Т.о. в данном случае протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восста­новление.

Окислением называют процесс потери электронов, приводящий к повышению сте­пени окисления. Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны называют восста­новителями. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется. Zn° -2е ? Zn+2


Восстановление - процесс присоединения электронов, приводящий к понижению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны назы­ваются окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается. Сu+2 + 2е ? Сu0.

Общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

При составлении реакций окислительно- восстановительных процессов использу­ют:

1) метод электронного баланса

2) метод полуреакций или ионно- электронный способ.

Метод электронного баланса является очень простым и наглядным, но имеет ряд не­достатков:

1) не раскрывает сущности процесса, так кА не выделяет истинных участников окисли­тельно-восстановительных реакций (например, в водном растворе не существует ио­нов Мn+7 а есть перманганат- анион МnO4.

2) Не отображает участие среды в окислительно-востановительной рекации. Эти недостатки устраняет метод полуреакций.

^ Правила написания окислительно-восстановительных реакций:

1) Выясняют принципиальную возможность протекания Ox/Red процесса - находят по­тенциальный окислитель и восстановитель.

2) Определяют продукты окисления и восстановления.

3) Пишут полуреакции окисления и восстановления, рассматривая все имеющиеся ионы и

среду – Н2О, Н+ или ОН-, но ни в коем случае не Н+ и ОН- - вместе они сосуществовать не могут.

4) Сводят материальный баланс полуреакций - закон Ломоносова в действии.

5) Сводят электронный баланс, подсчитав заряды слева и справа и добавив или вычтя электроны.

6) Находят общий множитель для обеих полуреакций, с учетом того, что сколько электро-

нов было отнято у восстановителя, столько прибавилось к окислителю.

7) Расставляют коэффициенты в уравнении и дописывают недостающие продукты.

КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + Н2O

Реакция протекает в водном растворе, соответственно компоненты реакции диссоции­руют:

К+ + МnO4- + 2Na+ + SO32- + 2Н+ + SO42- = Мn2+ + SO42- + 2Na+ + SO42- + 2К+ + SO42- + H2O

Для составления полуреакций выбираем ионы, которые содержат атомы, изменяющие свои степени окисления.

2 | МnO4- + 8Н++ 5е ? Мn2+ + Н2O окислитель/ восстановитель

5 | SO32- + Н2O - 2е —> SO42-+ 2Н+ восстановитель/окислитель


---------------------------------------------------------------------------------------------


2МnO4- + 16Н++ 5SO32- + 5Н2O = 2Mn2+ +5SO42- + 10Н+ + 8Н2O

Сокращая компоненты в правой и левой части, получаем сокращенное ионное уравне­ние данной окислительно-востановительной реакции:

2MnO4- + 6H+ + 5SO32- = 2Mn2+ +5SO42- + ЗН2O

Подставив к ионам необходимые противоионы, получим молекулярное уравнение с

готовыми коэффициентами.


2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

Сульфат калия не участвует в окислительно-восстановительном процессе, поэтому при составлении полуреакций не учитывался, однако учитывается при записи молекулярного уравнения.


^ Классификация окислительно-восстановительных реакций


Окислительно-восстановительные реакции делятся на следующие типы:

1) Межмолекулярные реакции - протекают с изменением степени окисления атомов в раз-

ных молекулах.

КМnO4 + K2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + Н2O

Частный случай межмолекулярных реакций - реакции конпропорционирования, в ко­торых окислитель и восстановитель - один и тот же элемент, но в разных степенях окисления.

MnSO4 + КМnO4 + Н2O = МnO2 + KHSO4 + H2SO4

2) Внутримолекулярные реакции - изменение степеней окисления атомов в одной и той же

молекуле

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4Н2O

Здесь атомы хрома восстанавливаются (+6 до+3), а азота окисляются (-3 до 0) Частный случай внутримолекулярных реакций - реакции диспропорционирования или само­окисления - самовосстановления:

Сl2 + КОН = КСl + КСlOз + Н2O

^ Роль окислительно-восстановительных процессов в метаболизме.

Важными процессами в живых организмах является окисление углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организм получает большое количество энер­гии.

Приблизительно 90% всей потребности энергии покрывается за счет энергии, вы­рабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров. Остальную часть энергии, при­близительно 10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе методов оксидиметрии, которые применяют в клиническом анализе для определения в крови ионов кальция, мо­чевой кислоты, ферментов каталазы и пероксидазы, сахара и т.д.

2. ^ Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.

Для прогноза продуктов и направления протекания окислительно- востановительных процессов надо знать, что типичными окислителями являются:

1) простые вещества, атомы которых имеют большую электроотрицательность >3 (эле­менты VIA и VIIA групп). Из них наиболее сильные окислители F, О, Сl.

2) Вещества, содержащие элементы в максимальной степени окисления: (КМnO4, K2Cr2O7, HClO4, H2SO4 и др.

3) Катионы металлов и водорода

К типичным восстановителям относятся:

1) простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность < 1,5 (эле-

менты IA и IIА групп и некоторые другие металлы).

2) Вещества, содержащие элементы в низших степенях окисления: (H2S, NH3 и др)

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т.е. могут быть как восстановителями (при действии более сильного чем они окислителя) так и окислителями (при действии более активного, чем они, восстановителя). Такие вещества проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

рН среды оказывает влияние на направление окислительно-восстановительных реак­ций и характер образующихся продуктов. Чем меньше кислотность среды, тем, как прави­ло, менее глубоко идет процесс. Например, КМnО4 проявляет окислительные свойства за счет Мп+7 и восстанавливается:

в кислой среде - до Мn+2 , в нейтральной - до МnО2

в щелочной среде до манганат-иона - МnО22-

Хромат и дихромат калия выступают в качестве окислителей в кислой среде, восста­навливаясь до иона Сr+3 .

Окислительные свойства хроматов и дихроматов широко используются а аналитиче­ской практике при определении некоторых ионов металлов, а также для определения ор­ганических веществ.

В природе наиболее распространены соединения марганца со степенью окисления +2. выступает как восстановитель. В кислой среде окисляется до степени окисления +7, в ще­лочной среде - до +6.

В организме человека марганец находится в степени окисления +2, но, участвуя в биохи­мических процессах, он не меняет своей степени окисления. Это связано с тем, что в организме нет сильных окислителей. Мn+7 и Мn+6 в биологических системах не существуют, так как не приемлемы и являются ядами.

Изменение рН среды может развернуть реакцию. Так диспропорционирования хлора в щелочной среде Сl2 + КОН = КСl + КСlOз + Н2О идет в обратном направлении при подкислении раствора. НСl + НСlOз = С12 + Н2O

^ 3. Окислительные потенциалы и направление реакции

Окислители и восстановители различаются между собой по силе, т.е. по химической активности, и предвидеть направление окислительно-восстановительной реакции можно, только зная количественную характеристику относительной силы окислителей и восста­новителей. Такой характеристикой является величина окислительно-восстановительного потенциала, или величина электродного потенциала.

На значение электродного потенциала влияют: природа металла, природа раство­рителя, температура.

Рассмотрим механизм возникновения электродного потенциала.

При погружении какого-либо металла в раствор его соли, катионы из кристалличе­ской решетки металла способны частично перейти в ближайший слой раствора, тем са­мым, создавая избыток положительных зарядов в растворе и отрицательных на металле. Таким образом, создается так называемый двойной электрический слой. Образование это­го слоя схематически отражено на рисунке 1.



Непосредственно измерить разность потенциалов между металлом и раствором

очень трудно, но легко измерить другую величину между двумя такими системами соединив их в гальванический элемент.

Любой гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой окислительно-восстановительную пару, т.е. систему, состоящую из окисленной и восстановленной формы данного химического элемента (или иона).

При экспериментальном определении окислительных потенциалов приходится учи­тывать тот факт, что величина их зависит не только от силы входящих в состав данной па­ры окислителя и восстановителя, но и от отношения их концентраций. Для получения со­поставимых результатов необходимо создать одинаковые концентрации, в общем случае равными единице (1 моль/л) и использовать в качестве пары сравнения один и тот же химический элемент (ион). Для этой цели используют так называемый стандартный во­дородный электрод, представляющий собой 2Н+2, величину потенциала которой при­нято считать равной нулю. Устройство данного электрода представлено на рисунке 3.



В стеклянный сосуд (1) помещён 0,1 н раствор серной кислоты (2) и погружают в не­го платиновую пластину (3), покрытую слоем мелко раздробленной платины ("платиновая чернь"). В раствор по трубке (4) пропускается химически чистый водород, который, со­прикасаясь с платиновым покрытием, адсорбируется на нём. Именно поэтому электрод действует так, как будто он сделан из чистого водорода.

Полученные при соблюдении указанных условий величины электродных потен­циалов называются нормальными (или стандартными) и обозначаются Е (при концентра­ции (активности) ионов равной 1 моль/л).

При измерении величины нормального электродного потенциала какой-либо пары, напри­мер, Fe3+/Fe + её комбинируют со стандартным водородным электродом в гальванический эле­мент и измеряют электродвижущую силу (ЭДС или АЕ) т.е. максимальная разность потен­циалов, достигаемую в гальваническом элементе.

Численное значение ЭДС складывается из суммы электродныхпотенциалов каждого полуэлемента, то для данного случая можно записать:

ЭДС = E°1 + Е°2.

Значение ЭДС - главный критерий возможности самопроизвольного протекания окислительно-востановительной реакции. Между свободной энергией Гиббса и ЭДС су­ществует взаимосвязь, выражающаяся уравнением:

AG = -F∆E где ∆Е = (E1- Е2) - разность потенциалов.

Соответственно, чем больше разность потенциалов, тем интенсивнее в прямом на­правлении протекает данная окислительно-восстановительная реакция. С наибольшей скорость и практически полностью протекают реакции между наиболее сильным окисли­телем и восстановителем.

Когда соответствующие пары имеют близкие по величине нормальные окислительные потен­циалы, то для изменения направления реакций требуется меньшее изменение кощентрации какого-либо из реагирующих ионов или рН среды.

Рассмотрим принцип действия гальванического элемента Диниэля-Якоби.

Электрод на котором протекают процессы восстановления, называется катодом, а электрод на котором протекают процессы окисления анодом. Окислитель – то соединение, значение электродного потенциала потенциала больше (E(CuCu)=0,54)), восстановитель – то соединение, значение электродного потенциала которого меньше (E°(Zn|Zn2+) = -0,76)).



Значение ЭДС рассчитывается по формуле:

∆E = Eкатода -Eанода.

Для медно-цинкового гальванического элемента ЭДС при концетрациях сульфатов меди и цинка равных 1 моль/л будет равна:

∆E=E°меди - E°цинка = 0,34-(-0,76) =1,1 В

Из примера видно, чем больше разница в значениях электродных потенциалов като­да и анода, тем больше ЭДС.

Величины нормальных окислительных потенциалов различных пар, приведены в любом химическом справочнике.

На значение электродного потенциала влияют: природа металла, природа раство­рителя, температура.

Если, условия среды, при которых проводится окислительно-восстановительная реакция отличаются от нормальных, т.е. концентрация не 1 моль/л и температура не 25°С, то значение электродного потенциала (т.е. реального потенциала) будет отличаться от стандартного электродного потенциала.

Зависимость между окислительным потенциалом (Е) какой либо пары и концен­трациями соответствующих окисленной [Oxi] восстановленной [Red] форм выражается уравнением Нернста, выведенным на основе законов термодинамики:




Здесь Е -стандартный электродный потенциал пары, В;

R -универсальная газовая постоянная, Дж/моль-град;

Т - абсолютная температура, К;

F -постоянная Фарадея (96500 Кулон/г-экв);

n-число электронов (теряемых или получаемых).

Если подставить числовые значения констант и от натуральных логарифмов перейти к десятичным, то для комнатной температуры (20 градусов С0) получим:



Так, например, для пары Fe3+ /Fe2+ уравнение Нернста в общем виде будет выгля­деть следующим образом:



В тех случаях, когда в уравнении реакции, происходящей при превращении окислен­ной формы в восстановленную, имеются стехеометрические коэффициенты, не равные единице, они входят в уравнение Нернста в качестве показателей степени для соответствующих концентраций. Например для пары Вr2/2Вг- можно написать:



В случае пар, подобных Zn /Zn, где один из компонентов представляет собой прак­тически нерастворимое в воде соединение (Zn), концентрация его является величиной по­стоянной и поэтому входит в величину Е˚. Таким образом, для этой пары выражение уравнения Нернста будет следующее:



В случае анионов кислородных кислот очень часто превращение окисленной формы в восстановленную сопровождается глубоким изменением их состава и происходит при участии ионов водорода. Например, при реакциях окисления, проводимых перманганатом в кислой среде, анион MnO4 восстанавливается по уравнению:

МnO4+ + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2O

Ясно, что величина Е зависит от концентрации ионов водорода в растворе. Указанная величина концентрации входит в числитель дроби, стоящей под знаком логарифма, в сте­пени равной соответствующему стехеометрическому коэффициенту, например:



Из уравнений видно, что концентрация ионов водорода особенно сильно влияет здесь на величину окислительного потенциала раствора, а, следовательно, и на его окислитель­ную активность.

Если концентрации отдельных компонентов каких-либо окислительно-

восстановительных пар изменять, то будут - изменяться и их окислительные потенциалы. При этом может случится, что одна из пар, у которой нормальный окислительный потен­циал больше, получит в результате такого изменения меньший потенциал, чем другая па­ра. Следовательно, и направление реакции между такими парами станет обратным тому, которое вытекает из их положения в таблице нормальных окислительных потенциалов.

В уравнение Нернста входит значение электрохимического эквивалента. Он равен от­ношению количества вещества к числу отдаваемых или принимаемых электронов. Так, эквивалент КМnO4 равен не 1, как для обычной соли, а 1/5 с учетом количества электро­нов, принимающих участие в полуреакции: МnO4- + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2О

4. Электрохимический ряд напряжения металлов.

Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только метал­лы и расположить их в порядке возрастания значений электродных потенциалов, то полу­чится ряд напряжений металлов. В это ряд помещают также и водород, что позволяет ви­деть какие металлы способны вытеснять его из водных растворов.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способ­ность к окислительно-восстановительным реакциям в водных растворах при нормальных условиях., При этом, чем дальше расположен металл тем ярче выражены окислительные свойства, чем ближе к началу, тем интенсивнее выражены восстановительные свойства.

Не всякий металл, находящийся до водорода способен вытеснять его из воды. Электродный потенциал водорода в воде равен не 0 В, а - 0,41 В. Соответственно, метал­лы имеющие значение стандартного электродного потенциала меньше чем -0,41 В спо­собны вытеснять его из водных растворов, больше или равное -0,41 В не вытесняют водо­род. Например, все металлы от Li до Mg вытесняют водород из воды. (Li, Rb, К, Cs, Ca, Na), магний вытесняет водород только из горячей воды. Металлы, распложенные между Mg и Cd, не вытесняют водород из воды. На их поверхности образуется защитная пленка. Металлы, расположенные между магнием и водородом вытесняют водород только из рас­творов кислот.

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Закономерность в этом случае такая же, как и в случае для водорода.

Взаимное положение металлов в электрохимическом ряду напряжения не всегда соответствует таковому в периодической системе. Причина этого несоответствия лежит в следующем. При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодиче­ской системе, за меру их окислительно-восстановительной активности принимается зна­чение энергии ионизации. Чем оно меньше, тем восстановительная способность проявля­ется больше. Например, потенциал ионизации калия меньше чем у лития. Соответственно, его восстановительная способность его больше. Однако в электрохимическом ряду на­пряжения литий стоит раньше, чем калий. В электрохимическом ряду за меру химической активности принимается восстановительная способность металла в водных растворах. Она слагается из нескольких составляющих:

• Энергия атомизации - энергия необходимая для выхода атома металла из кристалли­ческой решетки и характеризует ее прочность;

• Энергия ионизации - энергия необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома;

• Энергия гидратации - энергия, которая выделяется при гидратации ионов металла в вод­ных растворах. Зависит от радиуса иона и от его заряда.

Ионы лития и калия имеют одинаковый заряд, но разный радиус. Причем радиус лития меньше чем у калия. Соответственно, электрическое поле, возникающее около ли­тия, будет иметь большую напряженность, чем вблизи калия. Отсюда следует, что диполи воды будут гидратироваться около лития с выделением большей энергии, нежели около калия.

Другой пример, для меди и цинка потенциал ионизации и энергия гидратации практи­чески одинаковы. Однако, энергия кристаллической решетки цинка значительно меньше, чем у меди (разница в температурах плавления 420 и 1080). Медь стоит в ряду напряже­ния после водорода, а цинк до.

Таким образом, электрохимический ряд напряжения в отличие от периодической системы не является отражением общей закономерности, на основании которой можно давать характеристику химических свойств металлов. Он лишь характеризует окисли­тельно-восстановительную способность электрохимической системы «металл- ион метал­ла» только в строго определенных условиях (водный раствор с концентрацией 1 моль/л, температура 25 градусов С)




Ответы









І. ПОЛЕ А


1. В реакции оксида марганца (II) с углеродом окислите­лем является

1)С°

  1. О -2

  2. Мn +2

  3. Мn°

2. Какова степень окисления окислителя в реакции, урав­нение которой 4НСl + МnO2 = С12 + МnС12 + 2Н2O?

1)+2 2)-2 3)-1 4)+4

3. Хлор является и окислителем, и восстановителем в ре­акции, уравнение которой

  1. 2FеС12 + С12 = 2FеС13

  2. Fе + 2НС1 = FеС12 + Н2

  3. 2КОН + С12 = КС1 + КСЮ + Н20

  4. Мn02 + 4НС1= С12 + МnС12 + 2Н20

4. Согласно схеме

N +5 + пē? N -3

число принятых электронов (п) равно

1)5 2)2 3)3 4)8


5. Бром является восстановителем в реакции, схема ко­-
торой

  1. НВr + O2 ? Н2O + Вг2

  2. Вr2 + Zn ? ZnВr2

  3. НВr+ Мg? МgВr2 + Н2

  4. Вr2 + КI ? I2 + КВr

6. В уравнении реакции, схема которой

NH3 + O2 ? NO+ Н2O,

коэффициент перед формулой окислителя равен
1)1 2) 2 3) 3 4) 5


7. В уравнении реакции, схема которой

NH3 + 02?N2 + Н2O,

коэффициент перед формулой восстановителя равен
1)1 2)2 3)3 4)4

8. В уравнении реакции, схема которой Сг + O2 ? Сг2O3 ,
коэффициент перед формулой окислителя равен

1)6 2)2 3)3 4)4

9. В уравнении реакции, схема которой

МnO2 + НС1 ? МnС12 + С12 + Н2O, коэффициент перед формулой восстановителя равен

1)1 2)2 3)8 4)4

10. Оксид серы (IV) проявляет окислительные свойства
при взаимодействии с

  1. оксидом натрия

  2. гидроксидом бария

  3. водой

4)сероводородом

12. Какая реакция соответствует краткому ионному
уравнению Н++ ОН- = Н2O?

  1. ZnС12 + 2NаОН = Zn(ОН)2 + 2NaС1

  2. Н2SO4 + Сu(ОН)2 = СuSO4 + 2Н2O

  3. NaОН + НNОз = NаNОз + Н20

  4. Н2S04 + Ва(ОН)2 = ВаSO4 + 2Н20


12. В реакции магния с концентрированной азотной ки­-
слотой окислителем является

1)Мg2+ 2)Н+

3)Мg°

4)NO3-


13. К окислительно-восстановительным относится ре­-
акция, уравнение которой

  1. SO3 + Н2O= Н2SO4

  2. 2NаНСОз = Na2СO3 + СO2 + Н2O

  3. 2Nа2SO3 + Н2O2 = 2Nа2S04 + Н2O

  4. СаСОз + SiO2 = СаSiO3 + СO2





14. В реакции цинка с разбавленной серной кислотой вос­-
становителем является

1) Zn° 2) SO42- 3) Н+ 4) Zn2+


І І. ПОЛЕ Б.


1 Установите соответствие между реагентами и схе­мами превращений элементов

^ РЕАГЕНТЫ СХЕМЫ

ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) железо и соляная кислота 1) Fe° ? Fe+3

Б) железо и хлор 2) Fe+2 ? Fe°

B) оксид железа (II) 3) Fe+2 ? Fe+3 и оксид углерода (II)

Г) гидроксид железа (II), 4) Fe° ? Fe+2

вода и кислород

Правильный ответ можно получить, если составить схему реакций между названными реагентами и определить степени окисления железа.

1) Fe° +.НСl ? Fe+2C12 + Н2

2) Fe° + С12 ? Fe+3C13

3) Fe+2O + СО ? Fe° + СO2

4) Fe+2(OH)2 + Н2O + O2 ? Fe+3(OH)3

При этом необходимо помнить, что при действии раз­бавленных кислот железо превращается в соль железа (II) (схема 1). А при непосредственном взаимодействии с силь­ными окислителями, такими, например, как галогены, желе­зо всегда проявляет степень окисления +3 (схема 2). По­следнее (4) превращение связано с тем, что соединения же­леза (II) менее стойкие, чем железа (III) и при наличии окис­лителя, даже если им является только кислород воздуха, обычно переходят в соединения железа (III).

Ответ:

А

Б

В

Г

4

1

2

3



^ 2. Установите соответствие между исходными вещест­вами и продуктами окислительно-восстановительных реакций.

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

A) Fe + Cl2? l)FeSO4 + H2

Б) Fе + НС1? 2) Fe2(SO4)3 + H2

В) Fe + H2SO4(разб) ? 3) Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

r) Fe + H2SO4(конц) ? 4)FeCl2 + H2

5)FeCl3 + H2

6)FeCl3

Вспомним, что для железа характерны степени окисления +2 и +3. Металлическое железо слабыми окислителями окисля­ется до степени окисления +2, а сильными - до +3.

Обсудим теперь действие каждого из предложенных реа­гентов на металлическое железо.

A) Хлор относится к сильным окислителям и окисляет же­лезо до степени окисления +3:

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3.

Б) Окислителем в хлороводородной кислоте является Н4, это окислитель довольно слабый. Поэтому железо окислится до +2:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2?.

B) Аналогично, разбавленная серная кислота является окислителем за счет Н+:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2?.

Г) Если разбавленная серная кислота является окислителем за счет Н+, то концентрированная серная кислота является до­вольно сильным окислителем за счет S+6 (особенно при нагре­вании). Следовательно, продуктами реакции должны стать Fe+3 и продукт восстановления S+6, а именно S02:

2Fe + 6H2S04 = Fe2(S04)3 + 3S02?+6H20.

Ответ:

А

Б

В

Г

6

4

1

3



3. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ



1)С1°?С1-

  1. Мn+ 6 ?Mn+4

  2. СГ5
А) МnСОз + КСlOз ?

? МnO2 + КС1 + СO2

Б) С12 +I2 + Н2O?

?НС1 + НIO3

В) К2Мn04 + Н2O ? 3)Cl+5?Cl-

? КМnO4 + МnO2 + КОН 4)Mn+7?Mn+6

Г) Nа2S0з + КМnO4 + КОН ? 5)Mn+2?Mn+4

? Na2SO4 + К2МnO4 + Н2O



1

2

3

4













4. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМА РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ

ИЗМЕНЕНИЕ

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

1) Сu +2 ? Сu 0

А) Сu + НNOз (конц.) ?

?Сu(NO3)2+NO2+Н2O 2)N+3?N0

Б)NH4NO2?N2+H2O 3)N+5?N+4


4)N-3?N0

В)СuО + NHз?Сu +N+H20 5) Сu 0?Cu+2


Г)NaNO3?NaNO2+O2 6)N+5?B+3



А

Б

В

Г













5. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней.


ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ

1) Сu и Н2SO4

(конц.) 2)Н2S и I2

  1. S и O2

  2. FеS и НС1

  3. SO2 и С12
ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ

ОКИСЛЕНИЯ

A)S0?S+4 1) Сu и Н2SO4(конц.)

Б) S+4 ? S+6 2)Н2S и I2

В) S-2 ? S° 3) S и O2

Г) S+6 ? S+4 4)FеS и НС1

5)SO2 и С12



А

Б

В

Г














6. Установите соответствие между формулой вещест­ва и степенью окисления углерода в нем.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

А) СН2С12 1) -4

Б) НСНО 2)-2

В) НСОONa 3)0

Г) СВr4 4)+2

5)+4



1

2

3

4















7. Установите соответствие между схемой окислитель­но-восстановительной реакции и веществом-восстановителем в каждой из них.


ВОССТАНОВИТЕЛЬ
СХЕМА ОКИСЛИТЕЛЬНО-

ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ РЕАКЦИИ

А) NHз + O2?NO + Н2O 1)NНз

Б) O2 + Н2S ? SO2 + Н2O 2)O2


В) NO2 + O2 + Н2O ? НNОз 3)H2S


Г) НNO3(конц.) + Сu ? Сu(NO3)2+ 4)NO2

+NO2+H2O 5) НNO3 Сu


А

Б

В

Г














8. Установите соответствие между уравнением реак­ции и

веществом-окислителем, участвующим в данной реак­ции.

ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ


1)Н2

2)NO

3)N2

4)NH3

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ


А) 2NO2 + 2Н2 = N2 + 2Н2O

Б) 2NН3 + 2Nа = 2NaNН2 + Н2

В) Н2 + 2Nа = 2NaН

Г) 4NaHз + 6NO = 5N +6Н2



А

Б

В

Г















9. Установите соответствие между схемой окислитель­
но-восстановительной реакции и веществом-восстановителем
в ней.

СХЕМА РЕАКЦИИ ВОССТАНОВИТЕЛЬ

А) Si + С?SiС 1) Si

Б) NO2 + Мg ? МgO + N2 2) С

В) SO2 + O2? SO3 3) Mg

Г) NO2 + SO2?SOз+NO 4) NO2

5) SO2

6) O2


А

Б

В

Г















ОТВЕТЫ

1. Ответы к заданиям с выбором ответа



№ Ответ

Поле А


1

3

2

4

3

3

4

4

5

1


6

4

7

4

8

3

9

4

№ Ответ

10

4

11

3


12

4

13

3

14

1
















№ Ответ

Поле

Б



1

4

2

3

3

3124

4

3216



№ Ответ

5

3521

6

3345

7

1346

8

2412

9

1355


















ІІІ. Задания с кратким ответом (часть 2)

1. Поле А

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.

1. Выберите уравнения реакций, в которых углерод является
окислителем.

  1. С+2+4

  2. С°?С-2

  3. С+4+2

  4. С-2?С°

2. Выберите схемы превращений, в которых углерод является

окислителем.

  1. С-2+2

  2. С+2?С°

  3. С°?С+2

  4. С-40

  5. С+4-4

  6. C-4?C+4

3. Выберите схемы превращений, в которых углерод является восстановителем.

1) С°?С+2

2) С+2-2

3) С+4-4

4) С-2-4

5) С-4?С°

4. Выберите схемы превращений, в которых углерод является восстановителем.

1) C+4 ? С+2

2) С+2 ? С+4

3) С0 ? С-2

4) С-2 ? С+4

5) С-4 ? С°

5. Выберите схемы превращений, в которых фосфор является окислителем.

1) Р+5 ? Р°

2) Р+3 ? Р+5

3) P° ? P-3

4) Р-3 ? Р°

5) Р+3 ? Р+5

6. Выберите схемы превращений, в которых азот является вос-­
становителем.

1)N0 ? N+2

2)N+1 ? N0

3)N+2 ? N+4

4)N+3 ? N+1

5)N+5 ? N-3

7. Выберите схемы превращений, в которых азот является вос-­
становителем.

  1. N+5?N+2

  2. N+4?N+5

  3. N+2?N0

  4. N0?N-3

  5. N-3?N+2


ОТВЕТЫ: 1-2; 2-1; 3-3; 4-2; 5-1; 6-4; 7-1.

8. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции равен

NH3+O2?NO+Н2O
1) 1 2) 2 3) 3 4)5

9. В окислительно-восстановительной реакции

Сu+HNO3(конц.) ?Сu(NО3)2 +NO2 2O
сумма коэффициентов левой части уравнения равна

1)5 2)8 3)3 4)4

10. Среди перечисленных реакций:

СuО+Н2=Сu+Н2O КOН+НС1 = КС1+Н2O

Fе+Н2O+O2=Fе(ОН)3 СuО+Н2SO4 =СаSO42O
число окислительно-восстановительных реакций равно:
1)1 2)2 3)3 4)4

11. В окислительно-восстановительной реакции

Са(OС1)2 +NН3 ? N22O+СаС12

суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соот­ветственно равны

1)7 и 10 2) 7 и 11 3)6 и 11 4) б и 10


12. Выберите схемы превращений, в которых углерод является
окислителем.

  1. С + 4Nа = Nа4С

  2. 2С + O2=2СО

  3. СO2 + 2Мg = 2MgО + С

  4. СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O

  5. С + 2Н2SO4 = СO2 + 2Н2O + 2SO2

13. Выберите уравнения реакций, в которых углерод является
окислителем.

1) С + 2Н2 = СН 4

2) 2С + O2=СO2

  1. 2СО + 02 = 2С02

  2. ЗВаСОз + 8Аl = ЗВаО + Аl4С3 + 2Аl2O3

  3. С + 4НNOз = СO2 + 2Н2O + 4NO2

14 Выберите уравнения реакций, в которых углерод является
восстановителем.

  1. 2СО + O2 = 2СO2

  2. СO2 + 4Н2 = СН4+2Н2O

  3. СO2 + 2Мg = 2МgO + С

4) 5С + 4КNO3 = 2К2СO3 + СO2 + 2N2

5) ЗВаСОз + 4А1 = ЗВаО + ЗС + 2А12Оэ

15. Выберите уравнения реакций, в которых углерод является восстановителем.

1)С + 2F2 = СF4

2)СО + ЗН2 = СН4 + Н20

3)4С + ВаS04 = ВаS + 4СО

4)СаСОз = СаО + СO2

5)СO2 + 2NаОН = Na2СO3 + Н2O

16. Выберите уравнения реакций, в которых фосфор является окислителем.

1) Р + ЗК = К3Р

2) 4Р + 5O2 = 2Р2O5

3) 2Р + ЗМg = Мg3Р2

4) Р2O3 + O2 = Р2O5

5) РН3 + 2O2 = Н3РO4

17. Выберите уравнения реакций, в которых азот является вос­-
становителем.

  1. N2 + O2 = 2NO

  2. 2NO + 2Н2 = N2 + 2Н20

  3. NO2 + SO2 = SO3 + NO

  4. 4NH3 + 5O2 = 4NO+6Н2O

  5. 8НNOз + ЗСu = ЗСu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O



18. Выберите уравнения реакций, в которых азот является вос­-
становителем.

  1. N2 + ЗМg = Мg3Н2

  2. 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6Н2O

  3. 2NO2 + 7Н2 = 2NНз + 4Н2O

  4. 4NO2 + O2 + 4КOН = 4КNO3 + 2Н2O

  5. 8НNО3 + Н2S = Н2S04 + 8NO2 + 4Н2O

19. Выберите уравнения реакций, в которых азот является вос-­
становителем.

  1. N2+ЗН2 = 2NH3

  2. 2NO + O2 = 2NO2

  3. 2NO2 + 7Са = 4Са + Са3N2

  4. 4НNO3 = 4NO2 +O2 + 2Н2O

  5. 4NO2 + O2 + 2Н2O = 4НNO3


ОТВЕТЫ: 8-4; 9-4; 10-2; 11-2; 12-(13); 13-(14); 14-(14); 15-(13); 16-(13); 17-(14); 18-(24); 19-(25)


Литература.

  1. А.С.Корощенко Реальные задания ЕГЭ-2008/ М.: АСТ . Астрель, 2008 – 126с.

  2. Д.Ю.Добротин Государственная итоговая аттестация выпускников 9 классов в новой форме Химия. – 2009/ ФИПИ – М.: «Интеллект- Центр», 2009 – 160с.

  3. А.А.Каверина Единый государственный экзамен 2009 Химия. Универсальные материалы для подготовки учащихся/ ФИПИ – М.: Интеллект- Центр, 2009 – 272с.

  4. И.А.Соколова ЕГЭ – 2008. Химия. Тематические тренировочные задания – М.: Эксмо, 2008 – 88с.

  5. А.А.Каверина ЕГЭ 2008. Химия. Федеральный банк экзаменационных материалов. – М.: Эксмо, 2008. – 304с.




Похожие:

Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы icon7. Окислительно-восстановительные реакции
Протекание реакции диспропорционирования сопровождается увеличением и уменьшением степени окисления одного и того же элемента. К...
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы icon7. Окислительно-восстановительные реакции
Протекание реакции диспропорционирования сопровождается увеличением и уменьшением степени окисления одного и того же элемента. К...
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconЭлектролиз
...
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconЭлектролиз
...
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconТема занятия
«термохимические реакции», «тепловой эффект химической реакции», «экзотермические и эндотермические процессы»
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы icon8 Скорость химической реакции. Химическое равновесие. Тепловые эффекты химической реакции
Скорость реакции простых веществ с хлороводородной кислотой увеличивается в ряду
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы icon8 Скорость химической реакции. Химическое равновесие. Тепловые эффекты химической реакции
Скорость реакции простых веществ с хлороводородной кислотой увеличивается в ряду
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconГидролиз солей
...
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconА. А. Бейли "Наваждение: мировая проблема". Конспект
Процессы медитации. Препятствия и методы их преодоления. Процессы в царствах природы
Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы iconПредисловие
Предлагаемая книга является учебником по первой части курса «Переходные процессы в электрических системах», в которой рассмат­риваются...
Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©podelise.ru 2000-2014
При копировании материала обязательно указание активной ссылки открытой для индексации.
обратиться к администрации
Документы

Разработка сайта — Веб студия Адаманов