ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №11

Дата добавления: 2014-10-22; просмотров: 623

1.1Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

Окислювально-відновні реакції протікають зі зміною ступеня окислювання (окисного числа) атомів. Ступінь окислювання елемента в сполуці – це той заряд на елементі, обчислений із припущення, що всі зв'язки в молекулі чисто іонні. Ступінь окислювання позначають арабською цифрою зі знаком:

При визначенні ступеня окислювання використовуються наступні положення:

1. Окисне число атомів простих речовин дорівнює нулю:

2. Окисне число атомів гідрогену в сполуках дорівнює +1:

(винятком є гідриди металів NаН^-1, де окисне число гідрогену дорівнює –1).

3. Окисне число атомів оксигену в сполуках дорівнює –2:

(виключенням є оксиген у гідроген пероксиді Н₂О₂^-1 та його солях – пероксидах, де окисне число кисню дорівнює –1).

4. Окисне число атомів металу в сполуках збігається з зарядом і валентністю, наприклад, іон натрію в натрій хлориді має заряд +1 і валентність (I).

5. Сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю. Наприклад, у сульфатній (сірчаній) кислоті Н₂SO₄ окисні числа гідрогену і оксигену рівні +1 і –2 відповідно, а у сульфуру невідоме число (х). Пам'ятаючи про те, що сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю, складаємо рівняння:

2 (+1) + х + 4 (-2) = 0,

х = +6,

отже, окисне число атомів сульфуру дорівнює +6.

Окислювально-відновні реакції супроводжуються протіканням двох взаємно протилежних процесів: процесу окислювання і процесу відновлення.

Процес, що супроводжується віддачею електронів, називається окисленням, а процес, що супроводжується приєднанням електронів, - відновленням.

Відновлювач - частка, що втрачає електрони, а окислювач - це частка, що приєднує електрони.

Необхідно відзначити, що хід окислювально-відновних реакцій багато в чому залежить від кислотності середовища, температури, концентрації реагуючих речовин.

Існує кілька методів складання рівнянь окислювально-відновних реакцій. Найбільше часто застосовуваним є метод електронного балансу.

Складання окислювально-відновних рівнянь методом електронного балансу.

Розглянемо окислювально-відновну реакцію:

ZnS+ O₂ → ZnO + SO₂.

Для того, щоб зрівняти даний процес необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів до і після реакції:

2. Скласти електронні рівняння, тобто зобразити процес віддачі і приєднання електронів ē

Виходячи з того, що кількість електронів, віддана в процесі окислювання, дорівнює кількості електронів, приєднаних у процесі відновлення, визначаємо коефіцієнти при окислювачі і відновлювачі (у даному випадку, коефіцієнт при відновлювачі –2, а при окислювачі –3).

3. Складаємо остаточне рівняння реакції:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

Правильність написання рівняння перевіряється шляхом підрахунку атомів кожного елементу в лівій і правій частинах рівняння.

Розглянемо взаємодію металів і кислот:

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NO.

Для підбору коефіцієнтів необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів:

У солі Zn(NO₃)₂ ступінь окислювання азоту така ж, як і в азотній кислоті +5.

2. Скласти електронні рівняння:

3. Визначити коефіцієнти при відновлювачі й окислювачі.

4. Поставити коефіцієнти реакції перед Zn і Zn(NO₃)₂, не ставлячи коефіцієнт перед кислотою.

3Zn + HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

5. З даного електронного рівняння видно, що азотна кислота витрачається не тільки на окислювання металу, але і на процес утворення солі. При цьому на процес окислювання Zn йде 2 молекули HNO₃ і 6 молекул HNO₃ – на утворення солі, тобто всього 8 молекул HNO₃ прийняли участь в реакції.

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

6. Визначити кількість атомів гідрогену в лівій і правій частинах рівняння. Відсутню кількість атомів гідрогену дописати необхідною кількістю молекул води, яка дорівнює 4.

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О.

Провести перевірку кількості атомів елементів у лівій і правій частинах рівняння.

1.2 Проведення дослідів