Al h2so4 овр: Al + H2SO4 сделать овр с полным решением

Окислительно-восстановительные реакции — tarologiay.ru

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Процессы, протекающие в природе и осуществляемые человеком, в большинстве своём представляют ОВР. Такие важнейшие процессы, как дыхание, обмен веществ, фотосинтез (6CO2+h3O = C6h22O6 + 6O2), — всё это ОВР.

В промышленности с помощью ОВР получают аммиак, серную, соляную кислоты и многое другое.

Восстановление металлов из руд — фактически основа всей металлургической промышленности — тоже окислительно-восстановительные процессы. Например, реакция получения железа из гематита: 2Fe2O3 + 3С = 4Fe+3CO2.

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

Типичные окислители Типичные восстановители
Простые вещества, состоящие из элементов с высокой электроотрицательностью (неметаллы): йод, фтор, хлор, бром, кислород, озон, сера и т. п. Простые вещества, состоящие из атомов элементов с низкой электроотрицательностью (металлы или неметаллы): водород h3, углерод C (графит), цинк Zn, алюминий Al, кальций Ca, барий Ba, железо Fe, хром Cr и так далее.
Молекулы или ионы, содержащие в составе атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления:
  • оксиды (SO3, CrO3, CuO, Ag2O и др.),
  • кислоты (HClO4, HNO3, HMnO4 и др.),
  • соли (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 и др. ).
Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления:
  • водородные соединения (HBr, HI, HF, Nh4 и т. д.),
  • соли (бескислородных кислот — K2S, NaI, соли сернистой кислоты, MnSO4 и др.),
  • оксиды (CO, NO и др.),
  • кислоты (HNO2, h3SO3, h4PO3 и др.).
Ионные соединения, содержащие катионы некоторых металлов с высокими СО: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ и другие. Органические соединения: спирты, кислоты, альдегиды, сахара.

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

  • восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем,

SO2 + h3O2 = h3SO4

О-1 +1е = О-2

  • окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5h3O2 + 3h3SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8h3O

2О-1 -2е = О20

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

  • межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул),
  • внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель),
  • диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента),
  • репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

  • Внутримолекулярные ОВР — это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(Nh5)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4h3O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

  • Межмолекулярные ОВР:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

N2 + 3h3 = 2Nh4

  • Реакции диспропорционирования:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6h3O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + h3O

2NO2 + h3O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

  • Реакции репропорционирования:

2h3S + SO2 = 3S + 2h3O

HOCl + HCl = h3O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай — это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах, приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов. Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

  1. Записывается уравнение реакции.
  2. Определяются СО элементов.
  3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
  4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
  5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
  6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

  • Уравнение: Al + O2 = Al2О3
  • СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al0 + O20 = Al+32O-23

  • Составим полуреакции:

Al0 -3е = Al+3,

O20 +4e = 2O-2

  • Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al0 -3е = Al+3 коэффициент 4,

O20 +4e = 2O-2 коэффициент 3.

  • Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4Al + 3O2 = Al2O3

  • Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

  • Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + h3SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + h3O

K+1Cl-1 + K+1Mn+7O4-2 + h3+1S+6O4-2 = Cl20 + Mn+2S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + h3+1O-2

Электронный баланс:

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn+7 +5е = Mn+2 множитель два,

2Cl-1 -2е = Cl20 множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10K+1Cl-1 + 2K+1Mn+7O4-2 +h3SO4 = 5Cl20 + 2Mn+2S+6O4-2 + K2SO4 + h3O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8h3SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8h3O

  • Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц. ) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2h3O

СО :

Cu0 + H+1N+5O3-2 = N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + h3+1O-2

Электронный баланс :

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4

Cu0 -2е = Cu+2 множитель один,

N+5 +1е = N+4 множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu0 + 4H+1N+5O3-2 = 2N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + h3+1O-2

Уравниваем остальные элементы:

Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2h3O

  • Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2+1Сr2+6О7-2 + Н2+1S-2 + Н2+1S+6O4-2 = S0 + Сr2+3(S+6O4-2)3 + K2+1S+6O4-2 + h3O

S-2 –2e = S0 коэффициент 3,

2Cr+6 +6e = 2Cr+3 коэффициент 1.

Подставляем:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

  1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH &lt,7 кислая среда),
  2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда),
  3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + h3O (pH &gt,7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O72- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:

в кислой среде продуктом будет Cr3+,

в щелочной — CrO2, CrO33+,

в нейтральной — Cr2O3.

Окислительно-восстановительные реакции — презентация онлайн

Похожие презентации:

Сложные эфиры. Жиры

Физические, химические свойства предельных и непредельных карбоновых кислот, получение

Газовая хроматография

Хроматографические методы анализа

Искусственные алмазы

Титриметрические методы анализа

Биохимия гормонов

Антисептики и дезинфицирующие средства. (Лекция 6)

Клиническая фармакология антибактериальных препаратов

Биохимия соединительной ткани

Процессы восстановления ( +е )
P⁰ + 3e → P‾³
Na⁺ + 1e → Na⁰
S⁺6 + 2e → S⁺4
S+4
Cl⁰ + 1e → Cl‾
Cl⁺⁷ + 8e→ Cl-¹
степень окисления
+ 4e→ S0
УМЕНЬШАЕТСЯ
Процессы окисления ( — е )
Ba⁰ — 2e → Ba⁺²
S‾² — 2e → S⁰
Fe⁺² — 1e→ Fe⁺³
N⁺3 — 2e → N+5
S⁺4 — 2e→ S⁺6
Na⁰ — 1e → Na⁺
степень окисления
УВЕЛИЧИВАЕТСЯ
СОСТАВЛЕНИЕ ОВР методом электронного баланса

1. Определим степени окисления каждого элемента .
2. Подчеркнем символы элементов, изменяющие степени
окисления.
3. Составим электронный баланс
( уравнения процессов окисления – восстановления).
Находим множители для уравнений процессов
окисления-восстановления.
4. Найденные множители запишем перед формулами продуктов
окислителя и восстановителя, то есть в правую часть уравнения
реакции.
5. Расставим коэффициенты в уравнении реакции
( в последнюю очередь перед кислородом и водородом).
6. Проверяем себя по кислороду
ПРИМЕРЫ
H₂S‾² + O₂⁰ = H₂O‾² + S⁺⁴O₂
Окисление:
Восстановление:
Окислитель : O₂⁰
S‾² — 6e → S⁺⁴ |4 | 2
O₂⁰ + 4e → 2O‾² | 6| 3
Восстановитель: S‾²
2H₂S‾² + 3 O₂⁰ = 2 H₂O‾² + 2 S⁺⁴O₂
Na2 SO3 + KMnO4 + h3SO4 = K2SO4 + MnSO4 + Na2 SO4 + h3O
Восстановление: Mn+7 + 5e → Mn+2 | 2
Окисление:
S+4 — 2e → S+6
| 5
Mn — окислитель
S – восстановитель
5Na2 SO3 + 2KMnO4 + 3h3SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 +5 Na2 SO4+ 3h3O
Расставьте коэффициенты методом
электронного баланса
Na +
O₂ → Na₂O
(1)
Al + Cl₂ → AlCl₃
(3)
(4)
Fe₂O₃ + H₂ →Fe + H₂O
Mg + HCl → H₂ + MgCl₂
H₂SO₄ + Al → H₂ + Al₂(SO₄) ₃
(2)
H₂SO₄ + Na → Na₂SO₄ + H₂O + H₂S
(5)
Na⁰ — 1 e → Na⁺| 4
O⁰₂ + 2 ∙ 2e → 2O⁻² | 1
Al⁰ — 3e → Al⁺³ | 2
Cl⁰₂ + 2 ∙ 1 e → 2Cl⁻ | 3
4 Na + O₂ = 2Na₂O
2 Al + 3 Cl₂ = 2 AlCl₃
Al⁰ — 3 e → Al⁺³ | 2
2H⁺ + 2 ∙ 1e → H⁰₂ | 3
Mg⁰ — 2 e → Mg⁺² | 2 | 1
2H⁺ + 2 ∙ 1e → H⁰₂ | 2 | 1
2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂
Mg + 2 HCl = MgCl₂ + H₂
Na⁰ — 1 e → Na⁺ | 8
S⁺⁶ + 8 e → S⁻² | 1
5H₂SO₄ + 8Na = 4Na₂SO₄ + 1H₂S + 4H₂O
ТЕСТ
1. Укажите ОВР: а) PH₃ + 2O₂ = H₃PO₄
б) KOH + HCl = KCl + H₂O
в) CO₂ + CaO = CaCO₃
г) P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃
2. Укажите какие процессы происходят:
а) N⁰₂ — 4e→ 2N⁺²
б) S⁺⁶ + 2e→ S⁺⁴
в) Fe⁰ — 3e→ Fe⁺³
г) P⁺³ + 2e→ P⁺⁵
3. Cоставьте ОВР методом электронного баланса.
Определите окислитель и восстановитель.
а) S + N₂O→ SO₂ + N₂
б) Br₂ + Zn → ZnBr₂
в) HBr + O₂ → H₂O + Br₂ г) Fe₂O₃ + H₂→ H₂O + Fe

English     Русский Правила

Дегидратация спиртов для получения алкенов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  • Идентификатор страницы
    3901
    • Джим Кларк
    • Школа Труро в Корнуолле

    На этой странице обсуждается дегидратация спиртов в лаборатории для получения алкенов, например, дегидратация этанола для получения этилена.

    Дегидратация этанола с получением этилена

    Это простой метод получения газообразных алкенов, таких как этилен. Если пары этанола пропускают через нагретый порошок оксида алюминия, этанол по существу расщепляется с образованием этилена и водяного пара.

     

    Для приготовления нескольких пробирок с этиленом можно использовать следующее оборудование:

     

    Эта система может быть увеличена путем кипячения этанола в колбе и пропускания пара над оксидом алюминия, который нагревается в длинной трубке.

    Дегидратация спиртов с использованием кислотного катализатора

    Кислотными катализаторами, обычно используемыми при дегидратации спиртов, являются либо концентрированная серная кислота, либо концентрированная фосфорная (V) кислота, H 3 PO 4 . Концентрированная серная кислота дает грязные результаты. Поскольку серная кислота также является сильным окислителем, она окисляет часть спирта до двуокиси углерода и одновременно сама восстанавливается до двуокиси серы. Оба эти газа должны быть удалены из алкена. Серная кислота также реагирует со спиртом с образованием массы углерода. Есть и другие побочные реакции (здесь не обсуждаются).

    Дегидратация этанола с получением этилена

    В этом процессе этанол нагревают с избытком концентрированной серной кислоты при температуре 170°C. Образовавшиеся газы пропускают через раствор гидроксида натрия для удаления двуокиси углерода и двуокиси серы, образующихся в результате побочных реакций. Этен собирают над водой.

    Концентрированная серная кислота является катализатором. Поэтому он написан над стрелкой реакции, а не в уравнении.

    Дегидратация циклогексанола с получением циклогексена

    Это препарат, обычно используемый для иллюстрации образования и очистки жидкого продукта. Тот факт, что атомы углерода соединены в кольцо, не имеет отношения к химическому составу реакции. Циклогексанол нагревают с концентрированной фосфорной (V) кислотой, жидкий циклогексен отгоняют, собирают и очищают. Фосфорную (V) кислоту обычно используют вместо серной, поскольку она более безопасна и способствует менее сложной реакции.

     

    Дегидратация более сложных спиртов

    С более сложными спиртами возможно образование более чем одного алкена. Хорошим примером этого является бутан-2-ол, при дегидратации которого образуются три разных алкена.

    Пример 1: Дегидратация бутан-2-ола

    При дегидратации спирта группа -ОН и атом водорода от следующего атома углерода в цепи удаляются. С такими молекулами, как бутан-2-ол, для этого есть две возможности.


    Образуются следующие продукты:

    Продукты: бут-1-ен, CH 2 =CHCH 2 CH 3 , и бут-3 CH 9005 , CH =ЧЧЧ 3 .

    Эта ситуация еще более осложняется тем фактом, что бутен-2-ен проявляет геометрическую изомерию; при этом образуется смесь двух изомеров: цис -бут-2-ен и транс -бут-2-ен.

    Соединение цис -бут-2-ен также известен как (Z)-бут-2-ен;

    транс -бут-2-ен также известен как (Е)-бут-2-ен. Какой изомер образуется, зависит от случая.

    Таким образом, дегидратация бутанола-2 приводит к смеси, содержащей следующие соединения:

    • бутан-1-ен
    • цис -бут-2-ен (также известный как (Z)-бут-2-ен)
    • транс -бут-2-ен (также известный как (Е)-бут-2-ен)

    Авторы

    Джим Кларк (Chemguide.co.uk)


    Эта страница под названием «Обезвоживание спиртов для производства алкенов» распространяется по незаявленной лицензии, автором, ремиксом и/или куратором этой страницы является Джим Кларк.

    1. Наверх
    • Была ли эта статья полезной?
    1. Тип изделия
      Раздел или страница
      Автор
      Джим Кларк
      Показать страницу TOC
      № на стр.
    2. Теги
        На этой странице нет тегов.

    Парожидкостные равновесия для водной серной кислоты (Технический отчет)

    Парожидкостные равновесия для водной серной кислоты (Технический отчет) | ОСТИ.GOV

    перейти к основному содержанию

    • Полная запись
    • Другое связанное исследование

    Состав паровой фазы над серной кислотой экспериментально не измерялся из-за низкой летучести H{sub 2}SO{sub 4}. Описан метод расчета парциальных давлений H {sub 2} O, H {sub 2} SO {sub 4} и SO {sub 3} на основе парциально-моляльных термодинамических величин жидкой фазы. Приведены таблицы и графики, которые дают приведенные выше значения парциального давления от -50 до 400°С для тридцати шести составов с содержанием кислоты от 10 до 100 мас.%.

    Авторов:
    Гмитро, Джон Ирвинг; Вермельен, Теодор
    Дата публикации:
    Исследовательская организация:
    Национальная лаборатория Лоуренса в Беркли. (LBNL), Беркли, Калифорния (США)
    Организация-спонсор:
    Директор Департамента науки Министерства сельского хозяйства США
    Идентификатор ОСТИ:
    876220
    Номер(а) отчета:
    UCRL-10886; TID-4500
    РНН: US200620%%810
    Номер контракта с Министерством энергетики:  
    ДЭ-АС02-05Ч21231
    Тип ресурса:
    Технический отчет
    Страна публикации:
    США
    Язык:
    Английский
    Тема:
    37 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ, ОРГАНИЧЕСКАЯ, ФИЗИЧЕСКАЯ И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ; РАВНОВЕСИЕ; ПАРЫ; ЖИДКОСТИ; СЕРНАЯ КИСЛОТА; ХИМИЧЕСКИЙ СОСТАВ; ВОДЯНОЙ ПАР; ТРИОКСИД СЕРЫ

    Форматы цитирования

    • ГНД
    • АПА
    • Чикаго
    • БибТекс

    Гмитро, Джон Ирвинг, и Вермёлен, Теодор. Парожидкостные равновесия для водной серной кислоты . США: Н. П., 1963. Веб. дои: 10.2172/876220.

    Копировать в буфер обмена

    Гмитро, Джон Ирвинг, и Вермёлен, Теодор. Парожидкостные равновесия для водной серной кислоты . Соединенные Штаты. https://doi.org/10.2172/876220

    Копировать в буфер обмена

    Гмитро, Джон Ирвинг, и Вермёлен, Теодор. 1963 год. «Парожидкостные равновесия водной серной кислоты». Соединенные Штаты. https://doi.org/10.2172/876220. https://www.osti.gov/servlets/purl/876220.

    Копировать в буфер обмена

    @статья{osti_876220,
    title = {Парожидкостные равновесия для водной серной кислоты},
    автор = {Гмитро, Джон Ирвинг и Вермёлен, Теодор},
    abstractNote = {Состав паровой фазы над серной кислотой экспериментально не измерялся из-за низкой летучести H{sub 2}SO{sub 4}.

    Описан метод расчета парциальных давлений H {sub 2} O, H {sub 2} SO {sub 4} и SO {sub 3} на основе парциально-моляльных термодинамических величин жидкой фазы. Приведены таблицы и графики, показывающие указанные выше значения парциального давления от -50 до 400°С для тридцати шести составов с содержанием кислоты от 10 до 100 весовых процентов.},
    дои = {10.2172/876220},
    URL = {https://www.osti.gov/biblio/876220}, журнал = {},
    номер =,
    объем = ,
    место = {США},
    год = {1963},
    месяц = ​​{6}
    }

    Копировать в буфер обмена


    Посмотреть технический отчет (4,30 МБ)

    https://doi.org/10.2172/876220


    Экспорт метаданных

    Сохранить в моей библиотеке

    Вы должны войти в систему или создать учетную запись, чтобы сохранять документы в своей библиотеке.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *