Файл: Методические указания и задания к занятиям семинарского типа, контрольной и самостоятельной работе по дисциплине Неорганическая химия.docx

Например:
2 KMn ^{ 7} O₄ + 5 Na₂S ^{ 4} O₃ + 3 H₂SO₄ =

окислитель восстановитель среда
= 2 Mn ^{ 2} SO₄ + 5 Na₂S ^{ 6} O₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O.
Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)
Сущность метода заключается в составлении и суммировании полуреакций (ионных уравнений реакций окисления иона-восстановителя и восстановления иона-окислителя).

Составление уравнений методом ионно-электронного баланса основано на уравнивании числа атомов кислорода, водорода и суммарного заряда частиц в левой и правой частях полуреакций.

Порядок составления уравнений методом полуреакций:

1. Записать формулы исходных веществ и определить ионы (молекулы), которые участвуют в процессе окисления-восстановления:
KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄  исходные вещества;

MnO₄ ^ – ион-окислитель; SO₃ ^{2 } – ион-восстановитель.
2. Используя таблицу 4 Приложения, определить продукт восстановления иона-окислителя, продукт окисления иона-восстановителя и записать их в правую часть полуреакций:
MnO₄ ^ → Mn ^{2 }; SO₃ ^{2 } → SO₄ ^{2 }.
3. Составить ионные уравнения для каждой полуреакции, учитывая количество атомов кислорода в исходных веществах и в продуктах реакции:

а) если исходный ион (молекула) содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной среде кислород реагирует с молекулами воды с образованием гидроксид-ионов:
О ^2 + 2 H ^ → H₂O; О ^{ 2} + H₂O → 2 ОH ^;
б) если исходный ион (молекула) содержит меньше атомов кислорода, чем образующееся соединение, то их недостаток компенсируется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов:
H₂O → О ^{ 2} + 2H ^; 2 ОH ^ → О ^{ 2} + H₂O.
Ионное уравнение для указанного примера имеет вид:

MnO₄ ^ + H ^ → Mn ^{2 } + H₂O;

SO₃ ^{2 } + H₂O → SO₄ ^{2 } + H ^.

---

4. Уравнять количество атомов элементов в левой и правой частях полуреакций:
MnO₄ ^ + 8 H ^ → Mn ^{2 } + 4 H₂O;

SO₃ ^{2 } + H₂O → SO₄ ^{2 } + 2 H ^.
5. Уравнять суммарный заряд в левой и правой частях полуреакций путем прибавления или вычитания соответствующего числа электронов в левой части полуреакции:

MnO₄ ^ + 8 H ^ + 5 ē→ Mn ^{2 } + 4 H₂O;

SO₃ ^{2 } + H₂O – 2 ē → SO₄ ^{2 } + 2 H ^.

6. Уравнять общее число электронов, отдаваемых восстановителем и присоединяемых окислителем, и подобрать к ним коэффициенты, составив схему ионно-электронного баланса.
Схема ионно-электронного баланса

Свойства ионов	Схема и название полуреакции	Число ē	НОК	Коэф.
Окисли-тель	MnO4  + 8 Н  + 5 ē = = Mn 2  + 4 H2O восстановление	5		2
			10
Восста-новитель	SO32  + H2O  2 ē = SO42  + 2 H  окисление	2		5

7. Просуммировать полуреакции, умножив все составные части каждой полуреакции на вычисленные коэффициенты:
2 MnO₄ ^ + 16 Н^ + 10 ē + 5 SO₃ ^{2 } + 5 H₂O  10 ē →

→ 2 Mn ^{2 } + 8 H₂O + 5 SO₄ ^{2 } + 10 H^ .
8. Исключить электроны и одинаковые ионы и составить сокращенное ионное уравнение (см. п. 7):
2 MnO₄ ^ + 5 SO₃ ^{2 } + 6 Н ^ → 2 Mn ^{2 } + 5 SO₄ ^{2 } + 3 H₂O.
9. Составить молекулярное уравнение реакции, приписав к каждому аниону соответствующий катион и к каждому катиону  соответствующий анион:

2 KMnO

---

₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ =

= 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O.

Молярная масса эквивалентов окислителя [М _эк (о-ля)] равна его молярной массе, деленной на число принятых им электронов. Молярная масса эквивалентов восстановителя [М _эк (в-ля)] равна его молярной массе, деленной на число отданных восстановителем электронов. Вычисляют молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя на основании полуреакций:
MnO₄ ^ + 8 H ^ + 5 ē → Mn ^{2 } + 4 H₂O;

SO₃ ^{2 } + H₂O – 2 ē → SO₄ ^{2 } + 2 H ^.

М _эк (ок-ля) = М _эк (KMnO₄) = М (KMnO₄) / 5;

М _эк (вос-ля) = М _эк (Na₂SO₃) = М (Na₂SO₃) / 2.
Возможность и направление протекания окислительно-восста-новительной реакции характеризуется значением ее электродвижущей силы [ЭДС (ОВР)], которая равна разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов [Е ⁰] окислителя и восстановителя:
ЭДС (ОВР) = Е ⁰ (о-ля)  Е ⁰ (в-ля).
Самопроизвольное протекание окислительно-восстановительных реакций возможно при условии: ЭДС (ОВР)  0.

Для вычисления величины ЭДС (ОВР) составляют уравнения полуреакций, находят по таблице 5 Приложения значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов  Е ⁰ (о-ля) и
Е ⁰ (в-ля) и вычисляют их разность.

Например, ЭДС рассмотренной выше окислительно-восстанови-тельной реакции вычисляют следующим образом:
а) Е ⁰ (ок-ля) = Е (MnO₄ ^– + 8 H ^ + 5 ē → Mn ^{2 } + 4 H₂O) = 1,51 В;
б) Е ⁰ (вос-ля) = Е (SO₃ ^{2 –} + H₂O – 2 ē → SO₄ ^{2 } + 2 H ^) = 0,22 В;
в) ЭДС (ОВР) = Е ⁰ (ок-ля)  Е ⁰ (вос-ля) = 1,51  0,22 = 1,29 В.
Тип окислительно-восстановительной реакции определяют, учитывая, какие элементы являются окислителями и восстановителями и в состав каких веществ они входят. Так,

а) если окислитель и восстановитель – атомы одного или разных элементов и входят в состав разных веществ, то это межмолекулярная окислительно-восстановительная реакция;

б) если окислитель и восстановитель – атомы одного элемента и входят в состав одного вещества, то это реакция самоокисления-самовосстановления (или диспропорционирования);

в) если окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, но входят они в состав одного вещества

---

, то это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.

Рассмотренная выше реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций.

---

Химическая кинетика и химическое равновесие
Задания 4150
Вопросы заданий

1. Привеcти ответы на вопросы и решить расчетные задачи.

2. Для всех обратимых реакций в указанных задачах написать выражения констант химического равновесия.

№ задания	Вопрос	Задача
41	Что изучает химическая кинетика? Скорость химической реакции, ее вычисление и единица измерения	В одном аппарате объемом 180 л за 8 ч получено 85 кг аммиака, а в другом аппарате объемом 120 л за 6 ч получено 65 кг этого же вещества. В каком аппарате скорость реакции больше и сколько тонн аммиака можно получить в нем за сутки его работы?
42	Какие факторы влияют на скорость химической реакции?	Какие факторы следует изменить для увеличения выхода N2 и H2 в системах: а) 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O; D Н 0 = – 1266,16 кДж; б) H2О + C (к) H2 + CO; D Н 0 = + 141,22 кДж?
43	Закон действующих масс: его формулировка и выражение для гомогенной и гетерогенной реакций	Вычислить константу равновесия и исходные концентрации CI2 и H2 в системе CI2 + H2 2HCI, если равновесные концентрации ее компонентов равны: [CI2] = 1 моль / л; [H2] = 1,5 моль / л; [HCI] = 5 моль / л.
44	Правило Вант Гоффа. Температурный коэффициент, его вычисление	Во сколько раз увеличится скорость гомогенной реакции 2А + 3В  А2В3, если увеличить концентрации веществ: А  в 3 раза; В  в 2 раза; А и В каждого  в 4 раза? Как изменится скорость этой реакции, если вещество А находится в твердом состоянии?
45	Понятие о катализаторах и катализе. Роль катализаторов и виды катализа	Во сколько раз увеличится скорость некоторой реакции при повышении температуры в системе с 80 до 120 о С, если температурные коэффициенты имеют значения: а) 1,5; б) 2; в) 3?
46	Необратимые и обратимые реакции. Признаки необратимых реакций и особенности обратимых	Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в гомогенной системе СН4 + О2 СО2 + 2Н2О, если объем ее: а) уменьшить в 4 раза; б) увеличить в 5 раз? В какую сторону сместится равновесие обратимой реакции при первом и втором условии?
47	Состояние химического равновесия, условия его существования и количественная характеристика	Вычислить равновесные концентрации СН4 и О2 и значение константы равновесия указанной системы CH4 + О2 CO2 + 2H2О на основании данных: Сисх. (СН4) = 8; Сисх.(О2) = 5; Срав.(СО2) = 3; Срав.(Н2О) = 6 моль/л
48	Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье: его текст и вытекающие из него следствия	В каком направлении сместится равновесие при понижении температуры и давления в гомогенных системах: а) 2H2S + 3O2 2H2O + 2SO2; D Н 0 =  1035,24 кДж; б) СО2 + H2 СО + H2O; D Н 0 = + 51,08 кДж?
49	Понятие о «нормальных» и «активных» молеку-лах. Условия перевода «нормальных» молекул в «активные»	Какие факторы следует изменить в указанных системах, чтобы увеличить выход хлора в них: а) 4HCI + O2 2H2O +2CI2; D Н 0 =  114,44 кДж; б) COCI2 CO + CI2; D Н 0 = + 119,8 кДж?
50	Причина проявления энергетических эффектов в химических реакциях. Реакции экзотермические и эндотермические	В гомогенной системе протекает экзотермическая реакция: 2А + 3В 4С. В какую сторону сместится равновесие в системе, если в ней одновременно повысить давление в 2 раза и температуру на 30 оС при условии, что температурный коэффициент экзотермической реакции равен 2, а эндотермической  3?

---