Классификация окислительно-восстановительных реакций

1.Межмолекулярные ОВР - реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества или атомы - окислители и восстановители находятся в разных молекулах. Например,

+4 0 +6 -1

Na₂SO₃₊ Cl₂ + H₂O à H ₂SO₄ + 2HCl

0 +1 +2 0

Zn + 2 HCl à ZnCl₂ + H₂

2.Внутримолекулярные ОВР - реакции, в которых окислителем и восстановителем является одно и то же вещество, т. е., атомы - окислители и восстановители находятся в одной молекулах. Например,

+5 -2 +4 0

2Pb(NO₃)₂ à 2PbO + 4NO₂ + O₂

3. Разновидностью внутримолекулярной ОВР является реакция самоокисления - самовосстановления, которая еще называется реакцией диспропорционирования или дисмутации. В результате этой реакции один и тот же элемент, имеющий одну степень окисления в исходном соединении, приобретает разные степени окисления и входит в состав разных веществ. В одном веществе его степень окисления повысилась, а в другом - понизилась. Например,

0 -1 +5

3Cl₂ + 6NaOH à5 NaCl + NaClO₃ + + 3H₂ O

хлорат натрия

+4 +6 -2

4 Na₂SO₃ à 3 Na₂SO₄ + Na₂S

Составление уравнений ОВР.

A) Метод электронного баланса. Может применяться для ОВР, протекающих и в растворах и в газовой фазе и для гетерогенных реакций (для любых случаев).

Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. При этом число отданных и принятых электронов должно быть равно.

В качестве примера 1 рассмотрим уравнивание атомов в химическом процессе:

Br₂ + F₂ + H₂O → HF + HBrO₃

1. Записываем формулы исходных и конечных продуктов:

Br₂ + F₂ + H₂O → HF + HBrO₃

2. Определим степени окисления атомов и подчеркнем те, которые изменяют ее в процессе реакции:

0 0 +1 -2 +1 -1 +1 +5 -2

Br₂ + F₂ + H₂O → H F + H Br O₃

3. Выпишем знаки элементов, изменивших степень окисления:

• индексы элементов в простых веществах оставляем на своем месте, а если есть индексы у элементов в сложных веществах, то их записываем как коэффициенты;
• записав индексы, выполняем баланс по атомам (во второй части уравнений ставим коэффициенты 2):

0 +5

Br₂ → 2 Br

0 -1

F₂ → 2 F

1. Определимся, какой элемент отдает электроны, а какой - принимает. (Помним: заряд электрона = -1!). Количество отданных или принятых одним атомом электронов необходимо умножить на количество атомов

(не забывайте, что при переходе от отрицательных значений (-) к положитнльным (+) и наоборот число проходит через 0):

0 +5

Br₂ - (5 ∙ 2) ē → 2 Br

0 -1

F₂ + (1 ∙2) ē → 2 F

1. Запишем наименьшее общее кратное (НОК) для количества отданных и принятых

электронов. Напомним, что НОК - это наименьшее число, которое нацело делится на оба рассматриваемых числа (результатом деления может быть и единица).

НОК в нашем случае равно 10:

0 +5

Br₂ - 10 ē → 2 Br

0 -1 10

F₂ + 2 ē → 2 F

1. Уравняем число принятых и отданных электронов, умножив уравнения на подходящие коэффициенты, укажем процессы:

0 +5

Br₂ - 10 ē → 2 Br ∙1 восстановитель, окисление

0 -1 10

F₂ + 2 ē → 2 F ∙ 5 окислитель, восстановление

Числа 1 и 5 - коэффициенты перед окислителем, восстановителем и продуктами их реакции. Количества отданных электронов бромом = числу принятых электронов фтором: 1 ∙ 10 = 5 ∙ 2

7. Подставим полученные коэффициенты в уравнение, прежде проверив

правильность составления процессов окисления. Суммируем левые и правые

части уравнений процессов и подсчитываем суммы зарядов слева и справа:

0 0 +5 -1

Br₂ + 5 F₂ à 2 Br + 10 F

0 +10 - 10 = 0

0 = 0 заряды равны, коэффициенты найдены правильно.

8. Уравнение выглядит: Br₂ + 5F₂ + 6H₂O → 10 HF +2 HBrO₃

Рассмотрим пример 2: уравнивание атомов в химическом процессе:

Al + O₂ à Al₂O₃

1. Записываем формулы исходных и конечных продуктов:

Al + O₂ à Al₂O₃

2. Определим степени окисления атомов и подчеркнем те, которые изменяют ее в

процессе реакции:

0 0 +3 -2

Al + O₂ à Al₂O₃

3. Выпишем знаки элементов, изменивших степень окисления:

• индексы элементов в простых веществах оставляем на своем месте, а если есть индексы у элементов в сложных веществах, то их записываем как коэффициенты;
• записав индексы, выполняем баланс по атомам

0 +3

Al → 2 Al

0 -2

O₂ → 3 O 2 = 3

после выполнения баланса и расчетов «в уме» получаем:

0 +3

2Al → 2 Al

0 -2

3 O₂ → 6 O

4. Определимся, какой элемент отдает электроны, а какой - принимает. (Помним:

Заряд электрона = -1!). Количество отданных или принятых одним атомом

электронов необходимо умножить на количество атомов.

0 +3

2Al - 6 ē → 2 Al

0 -2

3 O₂ + 12 ē → 6 O

5. Запишем наименьшее общее кратное (НОК) для количества отданных и принятых

электронов.

НОК в данном случае равно 12

0 +3

2Al - 6 ē → 2 Al

0 -2 12

3 O₂ + 12 ē → 6 O

6. Уравняем число принятых и отданных электронов, умножив уравнения на подходящие коэффициенты, укажем процессы:

0 +3

2Al - 6 ē → 2 Al 2 восстановитель, окисление

0 -2 12

3 O₂ + 12 ē → 6 O 1 окислитель, восстановление

Числа 1 и 2 - коэффициенты перед окислителем, восстановителем и продуктами их реакции.

7. Подставим полученные коэффициенты в уравнение, прежде проверив

правильность составления процессов окисления. Суммируем левые и правые

части уравнений процессов и подсчитываем суммы зарядов слева и справа:

0 0 +3 -2

4Al + 3 O₂ → 4 Al + 6 O

0 +12 - 12 = 0

0 = 0

4 Al +3O₂ à 2Al₂O₃

В приведенных выше примерах атомы элементов окислителей и восстановителей встречались в левой и правой части уравнения по одному разу. В связи с этим, дополнительные множители мы использовали как коэффициенты перед соответствующими молекулами и подставляли их в уравнение реакции.

Рассмотрим случай, когда хотя бы атомы хотя бы одного из химических элементов, выступающих в роли окислителей и восстановителей, встречаются, в одной части уравнения 2 раза.

П ример 3:

+4 -1 0 +2 -1

MnO₂ + HCl + à Cl₂ + MnCl₂ + H₂O

Выполним все действия с 1 по 6 включительно. Расчеты проводим устно. В результате получим запись:

+4 +2

Mn + 2 ē à Mn 1 ок-ль, восст-ие

-1 0 2

2Cl - 2 ē à Cl₂ 1 восст-ль, ок-ие

- сначала подставляем коэффициенты 1 и 1 перед атомом марганца (он встречается один раз в левой части уравнения и один раз в правой; таким образом мы закрепили коэффициент 1 перед MnCl₂ в правой части уравнения;

- ставим коэффициент 1 перед молекулой Cl₂; в левой же части уравнения коэффициент 1 перед HCl ставить нельзя, так как Сl не во всех молекулах соляной кислоты изменил свою степень окисления: часть атомов сохранила степень окисления, равную -1 и приняла участие в солеобразовании хлорида марганца;

- коэффициент перед HCl суммируется из коэффициентов перед Cl₂ и MnCl₂ правой части уравнения и будет равен 4:

MnO₂ + 4 HCl + à Cl₂ + MnCl₂ + H₂O

- затем уравниваем, как обычно, атомы водорода (2 перед молекулой воды):

MnO₂ + 4 HCl + à Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

- проверяем, подсчитывая количество атомов кислорода: 2 = 2

Вывод: коэффициенты расставлены верно.

Пример 3:

Na₂SO₃ + KM n O₄ + H₂SO₄ à MnSO₄ +K₂SO₄ + Na ₂ SO ₄ +H ₂O

В схеме этой химической реакции мы наблюдаем образование большого количества продуктов. Не надо пугаться таких реакций. Нужно понять, что в растворе все катионы и анионы должны быть хотя бы на время связаны в новые молекулы. Поэтому и для катиона калия, и для катиона натрия, а также изменившего степень окисления - марганца должны быть ионы с противоположным знаком, которыми и являются: сульфат - анионы из серной кислоты и сульфат - анионы, полученные путем окисления сульфит - анионов.

Серная кислота выполняет обеспечение кислой среды: именно в этой среде Mn⁺⁷ превращается в Mn^+2.

Теперь произведем уравнивание:

1) расставим степени окисления:

+1 +4 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

Na₂ S O₃ + K M n O₄ + H₂SO₄ à Mn SO₄ +K₂SO₄ + Na ₂ S O ₄ +H ₂O

S⁺⁶ может быть в любом соединении

2) составляем электронный баланс:

+7 +2

Mn + 5 ē à Mn 2 ок-ль, восст-ие

+4 +6 10

S - 2 ē à S 5 восст-ль, ок-ие

3) проверяем правильность составления баланса:

+7 +4 +2 +6

2Mn + 5S à 2Mn + 5S

+14 + 20 +4 + 30

+34 = +34 à

Вывод: баланс верен.

4) Ставим коэффициенты перед веществами окислителем и восстановителем:

коэффициент 5 лучше поставить перед сульфатом натрия, так как сульфит-ион слева также связан с натрием:

5Na₂SO₃ + 2KM n O₄ + H₂SO₄ à 2MnSO₄ +K₂SO₄ + 5 Na₂SO ₄ +H₂O

Рассмотрим какой порядок принять при уравнивании других атомов, не изменяющих степени окисления (составлении баланса по атомам):

а) во- первых, нужно уравнять атомы металлов, которые еще не получили свои коэффициенты, в данном случае -это будет К - калий:

видим, что 2 атома калия слева не требуют уравнивания справа, так как в самой молекуле K₂SO₄ находится 2 атома калия.

5Na₂SO₃ + 2KM n O₄ + H₂SO₄ à 2MnSO₄ +K₂SO₄ + 5 Na₂SO ₄ +H₂O

б) затем уравниваем атомы серы или все анионы, содержащие этот атом: исключая справа и слева соединения натрия видим, что слева в 2MnSO₄ и K₂SO₄ всего содержится 3 атома серы. Ставим 3 перед формулой серной кислоты:

5Na₂SO₃ + 2KM n O₄ + 3H₂SO₄ à 2MnSO₄ +K₂SO₄ + 5 Na₂SO ₄ + H₂O

в) уравниваем атомы водорода:

5Na₂SO₃ + 2KM n O₄ + 3H₂SO₄ à 2MnSO₄ +K₂SO₄ + 5 Na₂SO ₄ + 3H₂O

г) подсчитываем количество атомов кислорода слева и справа:

15 + 8 + 12 8 + 4 + 20 + 3

35 = 35

Вывод: коэффициенты проставлены верно.

Таким образом, порядок уравнивания в уравнениях выше приведенного типа следующий:

1. Электронный баланс по атомам, меняющим степени окисления (в том числе водорода и кислорода, если их степени окисления изменяются).

2. Баланс по атомам металлов, не меняющим степени окисления

3. Баланс по атомам, входящим в состав кислотных остатков и не меняющим степени окисления.

4. Баланс по атомам водорода.

5. Проверка баланса по атомам кислорода.

Закрепим материал. Пример 4. Уравнять

+ 1 + 6 -2 +1 -1 + 3 - 1 0 +1 -1 +1 -2

K₂ Cr₂ O₇ + H Cl à Cr Cl₃ + Cl ₂ + K Cl + H₂O

-составляем электронный баланс:

^* По атомам хрома и хлора в полуреакции не забываем сделать обычный баланс (*):

+6 +3

^*2Сr + 6 ē à ^*2Cr 1 ок-ль, восст-ие

-1 0 6

* 2Cl - 2 ē à Cl₂ 3 восст-ль, ок-ие

+6 -1 +3 0

2Сr + 6 Cl à 2Cr + 3Cl₂

+12 + (-6) = +6 +6 + 0 = +6

+6 = +6 баланс верен

-ставим коэффициенты перед соединениями с атомами хрома и хлора

K₂Cr₂O₇ + **HCl à 2CrCl₃ + 3Cl₂ + K Cl + H₂O

** коэффициент перед HCl будем ставить позже (ионы хлора идут на солеобразование CrCl₃ и KCl)

-уравниваем атомы калия:

K₂Cr₂O₇ + **HCl à 2CrCl₃ + 3Cl₂ +2 K Cl + H₂O

-уравниваем атомы хлора:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl à 2CrCl₃ + 3Cl₂ +2 K Cl + H₂O

- уравниваем атомы водорода:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl à 2CrCl₃ + 3Cl₂ +2 K Cl + 7H₂O

-проверяем по количеству атомов кислорода: 7 (слева) = 7 (справа)

Задание для самоконтроля № 4.

Составить уравнения самостоятельно:

PbO₂ + HCl à PbCl₂ + Cl₂ + H₂O

Mn + O₂ à Mn₂O₇

Zn + HNO₃ à Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

CuI₂ à CuI + I₂

H₂S + H₂SO₄ à S + H₂O

NaI + NaNO₂ + H₂SO₄à I₂ + NO₂ + Na₂SO₄ + H₂O

Как видно из уравнивания процессов, в которых получается большое количество продуктов, очень много приходится балансировать по атомам в конце уравнивания (уравнивание водородных атомов, кислотных остатков). Существует еще один метод, в котором коэффициенты перед атомами воды или кислоты можно получить после электронного баланса. Но этот метод применим только к растворам.

Б) Метод ионно - электронный (полуреакций).

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное уравнение:

MnO₄^- +8H⁺ + 5 e à Mn²⁺ + 4 H₂O 2 в-ие, ок-ль

NO₂^- + H₂O - 2 e à NO₃^-- + 2H⁺ 5 ок-ие, в-ль

2MnO₄^- +16H⁺ + 5NO₂^- + 5H₂O à 2Mn²⁺ + 8 H₂O + 5NO₃^-- + 10H⁺

2KMnO₄ + 5 NaNO₂ + 3H₂SO₄ à 5NaNO₃ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

Область использования метода и его особенности.

• Этот метод чаще используют для уравнения сложных реакций, приведенных выше в примерах 3 и 4.

•Этим методом уравнивают реакции, протекающие в растворах.

•Не обязательно знать и рассчитывать степени окисления элементов. Нужно знать какое вещество выступает в качестве окислителя, а какое - в качестве восстановителя.

•В полуреакциях кроме реагирующих ионов восстановителей и окислителей, баланс можно устанавливать с помощью молекул воды - Н₂О, катионов водорода -Н ⁺ , анионов гидроксогруппы - ОН^-. Все зависит от среды, в которой протекает реакция. При Н⁺ и ОН^- могут освобождаться из молекул воды или связываться в нее, отдавая атомы водорода или ОН в новые вещества или «прихватывая» их из исходных соединений.

•В полуреакциях записывают ионы исходных веществ, содержащие элементы восстановители и окислители, а также ионы полученных из них продуктов реакции. Это правило выполняется для сильных электролитов. Слабые электролиты и не электролиты записываем полностью в виде молекул (вода, газы оксиды, осадки, комплексные ионы, простые вещества).

•Удобно уравнивать реакции с участием органических веществ.

Правила уравнивания в различных средах.

Кислая среда

Рассмотрим реакцию из примера 3:

Na₂SO₃ + KM n O₄ + H₂SO₄ à MnSO₄ +K₂SO₄ + Na ₂ SO ₄ +H ₂O

Сульфит натрия выступает в качестве восстановителя;

Перманганат калия выступает в качестве окислителя.

(Смотри классификацию окислителей и восстановителей).

Оба эти соединения - сильные электролиты.

Записываем полуреакции с ионами, в составе которых есть элементы окислители и восстановители:

SO₃^-2 à SO₄^2-

MnO₄^- à Mn²⁺

В одном из ионов в каждой полуреакции присутствует избыток атомов кислорода, а в другом (в противоположной части уравнения) – атомов кислорода меньше.

Так в первой полуреакции кислорода больше на 1 атом справа, а во второй полуреакции кислорода больше слева на 4 атома.

В стороне с меньшим числом атомов «О» добавляем молекулы воды в количестве, равном разнице числа атомов кислорода:

SO₃^-2 + H₂O à SO₄^2-

(уравняли число атомов «О»)

MnO₄^- à Mn²⁺ + 4H₂O

В стороне с большим числом атомов кислорода записываем катионы водорода количеством, равным числу атомов водорода в молекулах воды (если нет «Н» в других частицах):

SO₃^-2 + H₂O à SO₄^2- + 2 H⁺

(уравняли число атомов «Н»)

MnO₄^- +8 H⁺ à Mn²⁺ + 4H₂O

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

SO₃^-2 + H₂O à SO₄^2- + 2 H⁺

-2 + 0 = -2 -2 + (+2) = 0

MnO₄^- +8 H⁺ à Mn²⁺ + 4H₂O

-1 + (+8) = +7 +2 + 0 = +2

В левой части записать такое количество электронов, которое уходит от восстановителя и присоединяется к окислителю:

SO₃^-2 + H₂O - 2ē à SO₄^2- + 2 H⁺

-2 + 0 = -2 -2 + (+2) = 0 (от-2 до 0 ушли 2 эл-на)

MnO₄^- +8 H⁺ + 5ē à Mn²⁺ + 4H₂O

-1 + (+8) = +7 +2 + 0 = +2 (от +7 до +2 пришли 5 эл-нов)

Далее, как и в методе электронного баланса рассчитываем значение наименьшего общего кратного и значения дополнительных множителей:

SO₃^-2 + H₂O - 2ē à SO₄^2- + 2 H⁺ 5 восст-ль, окисление

MnO₄^- +8 H⁺ + 5ē à Mn²⁺ + 4H₂O 2 ок-ль, восстановление

Суммируем левую и правую части, умножая число частиц на дополнительные множители:

5 SO₃^-2 +5 H₂O + 2MnO₄^- +16 H⁺ ----à5 SO₄^2- +10H⁺ +2 Mn²⁺ + 8H₂O

и уничтожаем в левой и правой частях одинаковые частицы:

5 SO₃^-2 +5 H₂O + 2MnO₄^- +16 H⁺ ----à5 SO₄^2- +10H⁺ +2 Mn²⁺ + 8H₂O

6 3

Проверяем суммарные заряды слева и справа:

5 SO₃^-2 + 2MnO₄^- +6 H⁺ à5 SO₄^2- + 2 Mn²⁺ + 3H₂O

- 10 + (-2) + (+6) = -6 -10 + (+4) + 0 = -6,

Вывод: баланс составлен правильно.

Переносим коэффициенты к соответствующим молекулам (в том числе к молекулам воды и серной кислоты: это 1-ое преимущество перед методом электронного баланса).

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ à 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +2MnSO₄ +3H₂O

Затем проверяем количества атомов калия (К): здесь уже в наличии равенство:

2К = К₂

Для большей уверенности просчитали баланс по атомам серы (можно не делать в этом случае).

Проверяем равенство атомов кислорода: 35 = 35

Фактически, запись всего процесса уравнивания должна выглядеть короче, так как большинство действий проводим устно и записываем у одних и тех же полуреакций:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ à 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +2MnSO₄ +3H₂O

SO₃^-2 + H₂O - 2ē à SO₄^2- + 2 H⁺ 5 восст-ль, окисление

MnO₄^- +8 H⁺ + 5ē à Mn²⁺ + 4H₂O 2 ок-ль, восстановление

5 SO₃^-2 +5 H₂O + 2MnO₄^- +16 H⁺ à 5 SO₄^2- +10H⁺ +2 Mn²⁺ + 8H₂O

6 3

- 10 + (-2) + (+6) = -6 -10 + (+4) +0 = -6,

Реально процесс, протекающий в ОВР в кислой среде сопровождается освобождением избыточного кислорода в форма О^2- и связыванием каждой такой частицы двумя катионами водорода 2Н⁺ в воду.

Смотри таблицу

Щелочная среда

Na₂SO₄ + KM n O₄ + NaOH à K ₂M n O₄ +Na₂ MnO₄ +Na ₂ SO ₄+H₂O

Сульфит натрия выступает в качестве восстановителя;

Перманганат калия выступает в качестве окислителя.

Записываем полуреакции с ионами, в составе которых есть элементы окислители и восстановители:

SO₃^-2 à SO₄^2-

MnO₄^- à MnО^2-

В первой полуреакции атомов кислорода больше на 1 атом справа, а во второй полуреакции количества кислорода одинаковое.

В стороне с меньшим числом атомов «О» добавляем гидроксид-ионы в количестве в два раза большем от разницы атомов кислорода:

SO₃^-2 + 2ОН^- à SO₄^2-

(уравняли число атомов «О»)

MnO₄^- à MnО^2-

В стороне с большим числом атомов кислорода (SO₄^2-) записываем молекулы воды, в количестве, равном разнице атомов кислорода:

SO₃^2- + 2 OH ^- à S O₄^2- + H₂O

(уравняли число атомов «Н»)

MnO₄^- à MnO₄^2--

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

SO₃^-2 + 2OН^- à SO₄^2- + H₂O

-2 + (-2) = -4 -2 + 0 = -2

MnO₄^- à MnО^2-

-1 -2

В левой части записать такое количество электронов, которое уходит от восстановителя и присоединяется к окислителю:

SO₃^-2 + 2OН^- -2 ē à SO₄^2- + H₂O

-2 + (-2) = -4-2 + 0 = -2

MnO₄^- + 1 ē à MnО^2-

-1 -2

Рассчитиываем НОК и дополнительные множители:

SO₃^-2 + 2OН^- -2 ē à SO₄^2- + H₂O 1 восст-ль, окисление

MnO₄^- + 1 ē à MnО^2- 2 ок-ль, восстановление

Суммируем левую и правую части, умножая число частиц на дополнительные множители:

SO₃^2- + 2OH^- +2 MnO₄^-- + à SO₄^2- + H₂O + 2 MnO₄^2--

(2-)+ (2-) + (2-) = 6- (2^-) + 0 + (4-) = 6-

Баланс верен, так как -6 = -6

21

Переносим коэффициенты к соответствующим молекулам (в том числе к молекулам воды и щелочи):

Na₂SO₃ + 2 KM n O₄ + 2 NaOH à K₂M n O₄ +Na₂ MnO₄ +Na ₂ SO ₄+H₂O

Проверяем: выполняется ли баланс по атомам. Баланс выполняется. Уравнение составлено верно.

Нейтральная среда

Для уравнивания реакции, протекающей в нейтральной среде можно использовать молекулы водорода, гидроксид-анионы и катионы водорода.

Если в полуреакции избыток атомов кислорода находится в правой части, то составляем ее по правилам уравнивания в кислой среде (используем Н₂О и Н⁺).

Если избыток атомов кислорода находится в левой части, - то по правилам уравнивания в щелочной среде.

Возьмем пример превращения того же сульфита натрия под действием перманганата калия в нейтральной среде (то есть, задано присутствие воды):

Na₂SO₃ + KM n O₄ + H₂O à MnO₂ + Na ₂ SO ₄ + КОН

В этом примере примечательно то, что, начиная проводить реакцию в нейтральной среде, получаем щелочную среду. Вообще, часто мы даже можем не знать некоторые не основные продукты той или иной реакции, но с помощью данного метода уравнивания эти вещества могут быть получены (выведены) в процессе составления полуреакций. Также здесь интересен момент выведения определенного количества молекул воды, и взаимного уничтожения их слева и справа.

Давайте представим, что мы не знаем, что в результате получится гидроксид калия

Na₂SO₃ + KM n O₄ + H₂O à MnO₂ + Na ₂ SO ₄ + …… (КОН)

SO₃^-2 + H₂O -2 ē à SO₄^2- + 2 H⁺ 3 в-ль, ок-ие (как в кислой ср.)

MnO₄^- + 2H₂O + 3 ē à MnO₂ + 4 OH^- 2 ок-ль, в-ие (как в щелоч. ср.)

______________________________________________________

3SO₃^2- + 3H ₂O +2 MnO₄^- + 4H₂O à 3SO₄^2- + 6 H⁺ +2 MnO₂ + 8 OH^-

6 OH^- + 2 OH^-

7 H₂O 6H₂O u 2 OH^—

3SO₃^2- +2 MnO₄^-- +H₂O à 3SO₄^2- +2 MnO₂ + 2 OH^—

Как видно из суммарного ионного уравнения:

- слева 3 и 4 молекулы воды дают в суме 7 молекул;

- справа 6 катионов водорода и 6 гидроксид-анионов образуют 6 молекул воды;

- справа остаются свободными 2 гидроксид-аниона;

- слева и справа уничтожаем по 6 молекул воды;

- слева остается 1 молекула воды, а справа 2 гидроксид-аниона.

Подпишем недостающие ионы с противоположными знаками, и получим полное ионное уравнение:

6 Na⁺ + 3SO₃^2- + 2 К⁺ + 2 MnO₄^- +H₂O à6 Na⁺ + 3SO₄^2- +2 MnO₂ + 2 К⁺ + 2 OH^—

Молекулярное уравнение будет выглядеть:

3Na₂SO₃ + 2KM n O₄ + H₂O à 2 MnO₂ + 3 Na ₂ SO ₄ + 2КОН

По количеству атомов кислорода (18=18) делаем вывод: уравнение составлено правильно.

Все правила уравнивания собраны в следующей таблице:

n - избыток атомов кислорода

Краткий алгоритм действий при уравнивании:

1) выяснить, что в реакции является окислителем и восстановителем;

2) для сильных электролитов выписать ионы - окислители и восстановители и продукты реакции; осадки, газы, простые вещества, оксиды и другие слабые электролиты и не электролиты записываем целиком;

3) выполняем баланс по атомам;

4) используя правила уравнивания в соответствующей среде составляем уравниние.

Превращение некоторых ионов и веществ в ОВР в различных средах.

Один и тот же ион или вещество в зависимости от сред, в которой протекает реакция, может претерпевать превращения различной степени глубины. Так например, перманганат-ион наибольшее количество электронов принимает в кислой среде, то есть, превращения в этом случае более глубокие, чем в нейтральной и щелочной среде.

Необходимо знать превращения и таких соединений, как дихромат-аниона и молекул пероксида водорода.

I. Превращение перманганат-аниона

+OH^- (+1ē) +6

MnO₄^2- манганаты –зеленого цвета

+7 +H₂O (+3ē) +4

MnO₄^- - MnO₂ оксид марганца (+4) - черного цвета

+Н⁺ (+5ē)

Mn²⁺ катион марганца (+2) бесцветный

Чаще реакции протекают в кислой среде и применяются они, например, в методе перманганатометрии в аналитической химии. Ниже приводится схема превращений перманганата калия под действием различных восстановителей в кислой среде. В ней так же приводятся и другие продукты, которые получаются наряду с основным веществом.

Cхема превращений перманганата калия в кислой среде.

Основной продукт восстановления Кислота Восстановитель Продукт окисления

MnCl₂ HCl HCl à Cl₂

H₂SO₄ H₂O₂ à O₂

H₂SO₄

KMnO₄ KI à I₂ + H₂O

H₂SO₄ Na₂SO₃à Na₂SO₄

MnSO₄ H₂SO₄ FeSO₄ à Fe₂(SO₄)₃

H₂SO₄ H₂C₂O₄ à CO₂

II.Превращение ионов хрома:

Окисление (-3ē)

Восстановление (-3ē)

Степень окисления: +3 +6

Кислая среда: Cr³⁺ Сr₂O₇^2-

катион хрома +3 (зеленый) дихромат-анион (оранжевый)

Щелочная среда: CrO₂^- CrO₄^2-

Метахромит-анион (б/цв.) хромат-анион (желтый)

Cхема превращений дихромата калия в кислой среде.

Основной продукт восстановления Кислота Восстановитель Продукт окисления

CrCl₃ HCl HCl à Cl₂

H₂SO₄ H₂S à S

K₂Cr₂O₇ H₂SO₄ KI à I₂ + H₂O

H₂SO₄ Na₂SO₃à Na₂SO₄

Cr₂(SO₄)₃ H₂SO₄ FeSO₄ à Fe₂(SO₄)₃

III.Превращение пероксида водорода:

-1 Н⁺ -2

H₂O₂ à H₂O или

-1 OH^- -2

H₂O₂ à ОH^-1 в этих случаях пероксид водорода окислитель

(2 атома «О» + 2ē)

-1 Н⁺ 0

H₂O₂ à O₂ здесь пероксид водорода восстановитель

(2 атома «О» - 2ē)

Вычисление эквивалента вещества в окислительно-восстановительных реакциях.

а) Эквивалент – это условная или реальная частица, которая в данной химической реакции эквивалентна 1 е –ну, или 1 протону, или одному одновалентному катиону (способна замещать или присоединять 1 грамм водорода).

Эквивалент – есть 1/z* часть частицы (молекулы, атома). Z* - это число эвивалентности.

Если Z* = 1, то эквивалент идентичен самой частице (реальная частица).

Если Z* = 2,3,4 и т.д., то эквивалент идентичен какой-то части молекулы или атома (условная частица - 1/ z*).

У окислителей и восстановителей Z^* будет равно числу принятых или отданных электронов. Например, для процесса: Mn⁺⁷ +5e à Mn² Z^* = 5. От молекулы КMnO₄ эквавалентной одному электрону будет только 1/5 часть.

б) Количество вещества эквивалента: ν _1/Z* = Z^*.ν_x (число эквивалентности - z, количество вещества ν)

Пример: Рассчитать количество вещества эквивалента ν _1/Z* для 2-х моль KMnO₄ при превращении: MnO₄^- +8 H⁺ +5е à Mn²⁺ + 4H₂O

Z^* = 5

Дано: Решение:

ν = 2 моль ν _1/Z* = Z^*.v_x = 5.2 = 10 моль – экв.

ν _1/Z* =?

Это значит, что в 1 моль перманганата калия содержится 5 условных частиц, эквивалентных одному электрону, а в двух молях 10 условных частиц.

M_x

в) Молярная масса эквивалента: M _1/Z^* = (г/моль, кг/кмоль)

Z^*

Пример: Рассчитать молярную массу эквивалента KBrO₃ в реакции:

KBrO₃ + 6KI + 6HCl à KBr + 6KCl + 3I₂ + 3 H₂O

Дано: Решение:

BrO₃ ^- + 6H⁺ +6e àBr^- + 3 H₂O

Z^* = 6

M KBrO₃ = 167 г/моль M KBrO₃ 167

M _1/Z^* = ------------- = ----------- = 27,83 г/моль

Z^* 6

M _1/Z^* =?

Это значит, что молярная масса условной частицы, эквивалентной одному электрону в данном процессе в 6 раз меньше молярной массы реальной частицы - одного моль вещества.

г) Молярная концентрация эквивалента

С _1/Z* -- это число моль - эквивалентных масс, содержащихся в 1 дм³

(1 л) раствора.

ν _1/Z*

С _1/Z* = ------------

V

m

т.к. ν _1/Z* = -------, то

M _1/Z^*

m

С _1/Z* == -----------

M _1/Z^*. V

Так как ν _1/Z* = Z*. ν, то

Z*. ν

С _1/Z* = ---------------- = Z* ∙ C; С _1/Z* = Z* ∙ C

V

Это значит, что молярная концентрация эквивалента больше молярной концентрации в Z* раз (условных «дробных» частиц в одном и том же объеме больше, чем целых реальных частиц одного и того же количества вещества в данном объеме раствора).

Для расчетов используется также обратная величина числу эквивалентов f - фактор эквивалентности. Эта величина показывает часть от реальной частицы, которая эквивалентна одному электрону.

f = 1/ Z*

Так, для КMnO₄ в ОВР при переходе к Mn²⁺ f = 1/ 5.

Соответственно при расчете всех выше перечисленных величин (молярной массы эквивалента и др.) в формулах f нужно поставить в дроби в потвоположную сторону,

ч ем Z*.

Примеры расчета числа эквивалентов веществ в некоторых ОВР.

При расчете будем пользоваться следующим алгоритмом:

1. Запишем полуреакцию, в которой участвует необходимое для расчета вещество или его ионы;
2. Рассчитаем количество переходящих электронов;
3. Число электронов и будет равняться числу эквивалентов Z*;
4. Если требует задача, то рассчитать по формулам величины: количества эквивалентов вещества, молярной массы эквивалента вещества, молярной концентрации эквивалента вещества.

Пример 1. Рассчитать число экваивалентов для пероксида водорода в реакции:

5H₂O₂ + KM n O₄ + 3 H₂SO₄ à 2 MnSO₄ +K₂SO₄ + О₂ +8H ₂O

Ответ.

1. Записываем полуреакцию в любом из двух видов:

2О^- à O₂

H₂O₂ à O₂⁰ + 2 H⁺

2. Подставляем количество ушедших электронов:

2О^- - 2 е à O₂

H₂O₂ - 2 е à O₂⁰ + 2 H⁺

3. Число эквивалентов Z* = 2, фактор эквивалентности f = 1/ 2

Пример 2. Рассчитать число экваивалентов для тиосульфата натрия в реакции:

2 Na₂S ₂O₃ + I₂ à 2 NaI + Na₂S ₄O ₆

Ответ: В этом случае расчет лучше производить, используя ионно-электронный метод.

Записываем полуреакцию:

2 S₂O₃^2- -2e à S₄O₆^2-

Обратите внимание на то, что два тиосульфат-аниона отдают 2 электрона и эти два аниона входят в состав двух молекул вещества. Таким образом, на один электрон приходится одна молекула тиосульфата натрия. Число Z* (Na₂S ₂O₃ ) = 1.

Задание 1.

Рассчитайте число эквивалентов и фактор эквивалентности для йода в примере 2.

Задание 2.

Рассчитайте число эквивалентов и количество вещества эквивалентов для восстановителя в реакции а) на странице 3. Масса восстановителя равна 18 граммам. (подсказка: сначала рассчитайте обычное количество вещества.).

Задание 3.

Рассчитайте число эквивалентов и молярную массу эквивалента для окислителя в реакции г) на странице 3.

Задание 4.

Рассчитайте число эквивалентов и молярную концентрацию эквивалента для окислителя в реакции д) на странице 3. Масса окислителя равна 8,35 граммам.

Рекомендуемая литература

1. Г.П.Хомченко, К.И.Севастьянова «Окислительно-восстановительные реакции». М., «Просвещение», 1980.

2. А.А.Кудрявцев «Окислительно-восстановительные реакции». М., «Знание», 1981.

3. Э.Т.Оганесян, А.З.Книжник. Неорганическая химия. М., «Медицина»,1981.

4. М.Э.Полеес, И.Н.Душечкина «Аналитическая химия», М., «Медицина», 1994.

Схема распечатки книжного варианта

Министерство здравоохранения Свердловской области

ГОУ Свердловский областной фармацевтический колледж

Поиск по сайту: