Файл: МУ Общая химия.pdf

6) Далее следует уравнять число электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления. Для этого каждое слагаемое первого уравнения следует умножить на 2, а второго уравнения – на 3 (в этом случае число и принятых, и отданных электронов будет равно 12):

2 Cr2O72– + 3 N2H4 + 28 H+ → 4 Cr3+ + 3 N2 + 12 H+ + 14 H2O

Сокращая ионы Н+ и молекулы Н2О в левой и правой частях, окончательно получим:

2Cr2O72– + 3 N2H4 + 16 H+ → 4 Cr3+ + 3 N2↑ + 14 H2O

7)Для получения уравнения окислительно-восстановительной реакции в моле-

кулярном виде необходимо каждый ион из ионно-молекулярного уравнения «привязать» к соответствующему противоположно заряженному иону согласно условию задания, записав каждое участвующее в реакции вещество в виде молекул.

2 K2Cr2O7 + 3 N2H4 + 8 H2SO4 → 3 N2 + 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 14 H2O

Пример 3.2 KMnO4 + NH3 → N2 + MnO2 + KOH + H2O

2NH3 → N2

4)Если в уравнении реакции присутствует сильное основание (в данном приме-

ре – KOH в правой части уравнения), уравнивание атомов кислорода и водорода рекомендуется выполнить с помощью ионов OH– и молекул H2O, т.е. по правилам для щелочной среды. Составляемое ионно-электронное уравнение процесса восстановления MnO4– → MnO2 требует уравнивания атомов кислорода. Ниже приводится правило для уравнивания атомов кислорода в щелочной среде.

Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения на каждый недостающий атом кислорода следует записать два иона OH– , а в другую часть уравнения – одну молекулу H2O.

Согласно этому правилу в правую часть схемы превращения MnO4– → MnO2, где недостаёт 2 атома кислорода, запишем 4 иона OH– , а в левую часть уравнения 2 молеку-

лы H2O:

MnO4– + 2 H2O → MnO2 + 4 OH–

Ионно-электронное уравнение окисления аммиака (2 NH3 → N2) требует уравнивания числа атомов водорода.

Правило уравнивания атомов водорода в щелочной среде:

если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется избыток атомов водорода, то в эту часть уравнения на каждый избыточный атом H следует записать один ион OH– , а в другую часть уравнения – одну молекулу Н2О.

В левой части схемы превращения 2 NH3 → N2 – шесть избыточных атомов H. Следо-

22

вательно, в левую часть составляемого уравнения нужно добавить 6 ионов OH– , «связав» тем самым 6 атомов H в 6 молекул воды, которые следует записать вправо:

2NH3 + 6 OH– → N2 + 6 H2O

5)Уравнивание зарядов в левой и правой частях уравнений полуреакций.

Если при составлении какого-нибудь ионно-электронного уравнения, например, CH3CHO → CO2 потребуется уравнять число и атомов H, и атомов O, необходимо последовательно применить уже рассмотренные правила уравнивания: сначала уравнять число атомов кислорода, а затем число атомов водорода. Ниже рассматривается применение правил уравнивания атомов кислорода и водорода для схемы превращения CH3CHO → CO2 в кислой среде:

CH3CHO + 3H2O → 2CO2 + 10H+ уравнение полуреакции: CH3CHO + 3H2O → 2CO2 + 10H+ + 10e–

Аналогичный пример для уравнивания атомов и водорода и кислорода в схеме превращения Cr(OH)3 → CrO42– по правилам для щелочной среды:

Полезно также иметь в виду, что если в составляемом уравнении полуреакции,

протекающей в щелочной среде недостаёт одинакового числа и атомов H, и атомов O, то в соответствующую часть схемы превращения следует добавить соответствующее число ионов OH– :

Если ни в правой, ни в левой частях уравнения реакции нет ни кислот, ни оснований (т.е. среда нейтральная), то полуреакции можно составить по правилам либо для кислой, либо для щелочной среды; в любом случае получается правильный результат.

23

Задание №4

Уравняйте схемы окислительно-восстановительных реакций (таблица 4) ионноэлектронным методом, дописав, если это необходимо, молекулы воды.

Таблица 4 – Условия задания №4

24

4 СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ В ХИМИИ

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехиометрические расчёты, является химическое количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·1023 молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество.

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная массу m(X) некоторого вещества X и его молярную массу, можно рассчитать количество этого вещества по формуле:

= m(X) n(X) .

M(X)

Число 6,02·1023 называется числом Авогадро (Na); его размерность моль–1 . Умножая число Авогадро Na на количество вещества n(X), можно рассчитать

число структурных единиц, например, молекул N(X) некоторого вещества X:

N(X) = Na · n(X) .

По аналогии с понятием молярной массы ввели понятие молярного объёма: молярный объём Vm(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать химическое количество вещества:

n(X) = V(X) . Vm (X)

В химии особенно часто приходится иметь дело с молярным объёмом газов.

Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и равном давлении, содержится одно и тоже число молекул. При равных условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. При нормальных условиях (н.у.) – температура 0° С и давление 1 атмосфера (101325 Па) – этот объём равен 22,4 л. Таким образом, при н.у. Vm(газа) = 22,4 л/моль. Следует особо подчеркнуть, что величина молярного объёма 22,4 л/моль применяется только для газов.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль газообразного водорода содержит 6,02·1023 молекул H2 и имеет массу 2 г (т.к. M(H2) = 2 г/моль). Следовательно,

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции.

Например, уравнение реакции 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кислорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды.

25

Пример 4.1 Рассчитайте массу осадка, образующегося при взаимодействии растворов, содержащих 70,2 г дигидрофосфата кальция и 68 г гидроксида кальция. Какое вещество останется в избытке? Чему равна его масса?

3 Ca(H2PO4)2 + 12 KOH ® Ca3(PO4)2¯ + 4 K3PO4 + 12 H2O

Из уравнения реакции видно, что 3 моль Ca(H2PO4)2 реагирует с 12 моль KOH. Рассчитаем количества реагирующих веществ, которые даны по условию задачи:

n(Ca(H2PO4)2) = m(Ca(H2PO4)2) / M(Ca(H2PO4)2) = 70,2 г : 234 г/моль = 0,3 моль; n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г : 56 г/моль = 1,215 моль.

на 3 моль Ca(H2PO4)2 требуется 12 моль KOH на 0,3 моль Ca(H2PO4)2 требуется х моль KOH

х = 1,2 моль – столько KOH потребуется, для того чтобы реакция прошла без избытка и недостатка. А по условию задачи имеется 1,215 моль KOH. Следовательно, KOH – в избытке; количество оставшегося после реакции KOH:

Расчёт образующегося продукта реакции (осадок Ca3(PO4)2) следует вести по веществу, которое находится в недостатке (в данном случае – Ca(H 2PO4)2), так как это вещество прореагирует полностью. Из уравнения реакции видно, что число моль образующегося Ca3(PO4)2 в 3 раза меньше числа моль прореагировавшего Ca(H2PO4)2:

n(Ca3(PO4)2) = 0,3 моль : 3 = 0,1 моль.

Следовательно, m(Ca3(PO4)2) = n(Ca3(PO4)2)×M(Ca3(PO4)2) = 0,1 моль×310 г/моль = 31 г.

Задание №5

а) Рассчитайте химические количества реагирующих веществ, приведённых в таблице 5 (объёмы газообразных веществ даны при нормальных условиях);

б) расставьте коэффициенты в заданной схеме реакции и по уравнению реакции определите, какое из веществ находится в избытке, а какое в недостатке;

в) найдите химическое количество продукта реакции, указанного в таблице 5; г) рассчитайте массу или объём (см. таблицу 5) этого продукта реакции.

Таблица 5 – Условия задания № 5

26