С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 12
Текст из файла (страница 12)
Выразим гидролиз СНзСООЯН4 в молекулярной н нонной формах, а также по теории Бренстеда: СнзСООХНз+ НгО зг СНЗСООН+ Хнзон СНзСОО +ХНз+НгозгСнзСООН+ХНиОН СНзСООХНк иг ХН2 + СНзСОО + + Н,О~ОН-+ Н 11 11 ХН,ОН СН,СООН 49 1ЧН4 + НгО М 1ЧНз + НзО+ кисл, ! осн. 2 осн. 1 кисл. 2 СНзСОО + Н50 егСНзСООН+ОН осн. 1 кисл. 2,кисл. ! сон. 2 Реакция гидролиза таких ' солеи практически необратима.
Например, ()ь(Н4)2Б в небольших концентрациях гидролизуются на 99,9%. Реакция среды в таких случаях близка к нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Гндролиз ()ь(Н4)23 можно выразить уравнениями: (14Н4)гЯ + Н50 нз 1ЧН4НЯ + 1ЧН4ОН 15!Н4НЯ+ Н50 нг 1ЧН4ОН+ Нгз й 16. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЬ2Е РЕАКЦИИ К окислительно-восстановительным относят реакции, в ходе которых изменяется степень окисления элементов.
Эти реакции принадлежат к числу самых распространенных химических реакций. Реакции окисления — восстановления протекают прн горении твердого, жидкого и газообразного топлива. Почти все металлы получаются восстановлением из руд. Коррозия металлов заключается в их окислении. Многие важные химические продукты могут быть получены посредспюм реакций окисления — востановления, например, азотная кислота из аммиака, серная кислота из серы н сульфидов. Вся электрохимнческая промышленность (получение хлора, водорода, щелочей, хлоратов, пероксидов и т.
д.) основана на реакциях окислении — восстановления. За счет этих реакций работают химические источники тока (аккумуляторы н элементы). Они лежат в основе фотографических процессов, тканев ого дыхания, процессов пищеварения, брожения, фотосинтеза. Наконец, их широко используют в химическом анализе. К наиболее употребительным в анализе окислителям можно отнести: азотную кислоту, ее соли, свободные галогены (хлор, бром, иод), пероксид водорода, «царскую волку»*, перманганат калия, дихромат калия, персульфат аммония, днсульфид аммония, диоксид свинца. В качестве восстановителей применяют: сероводород, свободные металлы (натрий, железо, цинк, олово, алюминий), хлорид олова (Н), иодоводород и его соли, тиосульфат натрия, оксалат натрия, щавелевую кислоту. При взаимодействии воды с гндридами протекает окислитель- но-восстановительная реакция. В этой реакции гидрид-ион, Н выступает в качестве восстановителя, а водород воды — -в качестве окислителя: Н -4 Но+с Н50+е -~ Но-ЬОН 4 нЦарская водке> — смесь 1 объема азотной и 3 — 4 объемов конпентрированной ллороводородной кислоты.
50 Для определения следов воды используют реакцию СаНг+ 2Н50=2Н51+ Са(ОН)г По взглядам А. Л. Лавуазье, которые закрепились в химии к самому началу Х1Х столетия, под окислением понимали процесс соединения вещества'с кислородом, а под восстановлением— процесс отнятия от вещества кислорода. Вместе с развитием химии расширились представления об окислительно-восстановительных процессах. Под окислением стали понимать увеличение степени окисления по кислороду и уменьшение ее по водороду, под восстнановлеоием — уменьшение степени окисления по кислороду и увеличение ее по водороду. Например: 4 45 44 45 15!О НО 1Ч О -З О 55 !ЧНз 145 !450 Азот восстанавливается 6 55 45 45 Ргоз Р505 -з о РНз Р— — Фосфор восстанавливается В 1913 г.
Л. В. Писаржевский впервые предложил электронную теорню окислительно-восстановительных процессов. Согласно этой теории сущность любых процессов окисления — восстановления заключается в обеднении элехтронамн одних реагирующих атомов и в обогащении ими других атомов. С точки зрения электронной теории под реакциями окисления — восстановления понимают все те химические процессы, при которых осуществляется переход электронов от одних атомов или ионов к другим, т. е. реакции окисления — восстановления — это реакции с переносом электронов. Примером такой реакции является растворение цинка в разбавленной серной кислоте: Н г Я 0 4 + Еп = ЪзЯ 0 4 + Н г Каждый атом цинка отдает в этой реакции по 2 электрона ионам водорода и становится двухразрядным ионом, что можно выразить уравнением 51 Еп — 2е -» Епгз а ионы водорода, приобретая по одному электрону, превращаются в атомы водорода, которые тотчас попарно соединяются в мо- лекулу Нг: 2Н +2е =2Но=Нг илн 2Н++2е =Нг Атомы типичных неметаллов, включая кислород, стремятся присоединить электроны.
Вещества, соединяющиеся с кислородом и типичными неметаллами, отдают им электроны. Исходя из этого, все химические процессы, при которых какие-либо атомы или ионы теряют электроны, рассматривают как окисление. Наоборот, восстановление характеризуется присоединением электронов. Например, окислением будет переход атомов цинка в ионы цинка или переход сульфид-ионов Бг в атомы Б: Яг 2е -«Ве Каке'в«идно из этих примеров, окисление связано с увеличением степени окисления. В отличяе от окисления при восстановления проясходит уменьшение степени окисления. Например, восстановление ионов водорода до атомов связано с уменьшением степени окисления: 2Н +2е =Нг То же наблюдаем при восстановлении атомов кислорода до кислорода в степени окисления -2: О+2е:-Ог Веществе, которое вызывает окаслеиве какого-лабо лругаго вещества, сагю Вгкктг$иэвг5иввась ири зтОИ, иазыаают Окгклвтелем.
Вещество, оквслакицеесв ари реакции и тем самым вызывающее восспюевлеиве лрргюГВ Вещестйэ, Вэзыаэют ВосстанОВВТФлйм. Следовательно, роль окислителя заключается в присоедяиении электроиов, отнимаемых у окисляющегося вещества. Наоборот, восстановитель, т. е. окисляющееся вещество, отдает их.' Таким образом, окислитель в окислительно-восстановятельной реакции восстанавливается, а восстановитель — окисляется. Кратко электронную теорию окислительно-восстановительных процессов можно изложить следующим образом: 15 Окисление — процесс отдачи атомом или ионом электронов. 2. Восстановление — процесс присоединения атомом или ионом электрояов.
3. Во время реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекаюп(его процесса восстановления и наоборот. Каждая окислительно-восстановительная реакция является единством двух противоположных процессов — окисления и восстановления, которые не могут быть оторваны друг от друга. 4.
Одно и то же вещество в зависимости от другого, с которым оно . реагирует, и условий может быть и окнслителем, и восстановителем. ' В ходе окислительно-восстановительных реакций электроны не остаются свободными. Число электронов„отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, полученных окислителем.
Это используют для нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановятельных реакций. 52 При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций чаще всего используют два метода: метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений. В лгенгоде электронного баланса можно выделить следующие стадии. 1. Записываем схему реакции, т. е. указываем, какие вещества берут и какие образуются: Со+ ННО5. Со(НОТ)2+НО+НТО 2.
Определяем степень окисления тех элементов, которые„ее меняют: е «5 Сг«+ Н«ТО5 -«Со(«ТОТ)2 + ХО+ Н2О 3. Составляем схему перемещения электронов: Сае — 2 е — Свг « .545~+Зе =54~~ 4. Окислителем здесь является НХОз, а восстановителем— медь, Чтобы уравнять число отдаваемых и получаемых электронов, нужно первое равенство утроить (2. 3 = б), а второе удвоить (3 2=б): Сое — 2е =Скг'~З Н" +Зе--Н" 12 5. Коэффициенты, стоящие справа, показывают, что на окислительно-восстановительный процесс необходимо 3 атома меди и 2 молекулы НХОз, т.е. получаем уравнение ЗСИ+2ННОг -«ЗСИ(ЫОг)г+2ЯО+Н2О Но это уравнение еще не равенство, так как азотная кислота расходуется еще на солеобразование. На образование 3 молекул соли Сп(ХОз)г необходимо б молекул НХОз.
Следовательно, НХОз необходимо взять 2+б=8 молекул. Если возьмем 8 молекул, следовательно, введем 8 атомов водорода. Соответственно, справа должны получить 4' молекулы воды, так как весь водород идет на образование воды. В результате получаем равенство 3СЛ+ 8 ННОг ° 5 СИ(НО2)2+ 2%О+ 4 НТО Электроюш-ионный менгод основан на балансе заргщов ионов. Он особеяно удобен тогда, когда нельзя определить степени окисления.
Расставим коэффициенты в реакции взаимодействия магнитного железняка с концентрированной. НХОз. Метод сводится к следующему. Раздельно выделяем реакцию окисления и восстановления, уравниваем число принятых и отданных электронов 53 и оба уравнения суммируем как обычные алгебраические„равен- ства.
Берем РезОа+НХОз -+ Все езо сжисляется до Рез+, т. е. РезО4-+ Ре'+. Уравниваем жел число атомов кислорода. Для этого прибавляем или отн нужное число молекул воды в кислых растворах (нужное число ионов ОН в нейтральных и щелочных растворах): РезО - ЗРез +4НгО Уравниваем число атомов водорода. В кислых растворах уравнйваем ионами Н (в нейтральных и щелочных — ионами ОН ): РезОа+8Н+ -+ ЗРеза+4НгО Уравниваем заряды, помня, что вычитание электронов равносильно прибавлению соответствующего числа положительных зарядов: РезОа+8Н' — е =ЗРез++4НгО Переходим к восстановлению азотной кислоты. Так как НХОз концентрированная, то восстановление идет по схеме 1'1ОЗ ХОз Уравниваем число атомов кислорода, как делали это раньше: ХОз + ХОг+НгО Уравниваем число атомов водорода введением ионов водорода: ХОз+2Н ХОг+НгО Уравниваем заряды: ХОз +2Н +е =ХОз+НгО Объединяем процесс окисления и восстановления: РезОа+8На+ХОз+2Н+ — е +е — ЗРеза+4НгО+ХОг+НгО С мируем число ионов водорода и молекул воды.
Получаем: ум РезОа+10Н +ХОз =ЗРез++ХОг+5НгО Переходим к молекулярному уравнению: РезОа+ 10НХОз=ЗРе(ХОз)з+ХОг+5НгО Проверяем число атомов кислорода в правой и левой части. Составление уравнения закончено. 8 12. ОРгхничкскик РкАгкнты Многие органические соединения нашли широкое применение в. анализе неорганических веществ. Специфичносп органических соединений при взаимодействии с неорганическими дает возможность обнаруживать отдельные ионы без их предварительного разделения. Реакции отличаются высокой чувствительносзъю и псе воляют' обнаруживать ничтожные количества неорганических ионов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
