АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Важнейшие восстановители и окислители

Читайте также:
  1. Важнейшие вехи истории
  2. Важнейшие возбудители хирургической инфекции.
  3. Важнейшие географические открытия
  4. Важнейшие географические открытия и путешествия
  5. Важнейшие железы внутренней секреции
  6. Важнейшие задачи математической статистики
  7. Важнейшие международные организации и их статистические службы
  8. Важнейшие направления социальной политики социального государства
  9. Важнейшие особенности
  10. Важнейшие отрасли промышленного производства
  11. Важнейшие понятия в системе денежного обращения
Восстановители Окислители
Металлы, водород, уголь Оксид углерода (II) СО Сероводород H2S, сульфид натрия Na2S, оксид серы (IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и ее соли, тиосульфат натрия Na2S2O3 Иодоводород HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl Хлорид олова (II) SnCl2, сульфат железа (II) FeSO4, сульфат марганца (II) MnSO4, сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II) NO Фосфористая кислота H3PO3, ортомышьяковистая кислота H3AsO3, гексоцианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе   Галогены Оксид марганца (VII) Mn2O7, оксид марганца (IV) MnO2, перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4 Оксид хрома (VI) CrO3, хромат калия K2CrO4, дихромат калия K2Cr2O7 Азотная кислота HNO3 Кислород O2, озон O3, пероксид водорода H2O2 Серная кислота H2SO4 (конц.), селеновая кислота H2SeO4 Оксид меди (II) CuO, оксид серебра (I) Ag2O, оксид свинца (IV) PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+, и др.) Висмутат натрия NaBiO3, персульфат аммония (NH4)2S2O8, гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6], хлорид железа (III) Гипохлориты, хлораты, перхлораты Царская водка, смесь концентрированных азотной и плавикивой кислот Анод при электролизе

 

8.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса является более простым и учитывает изменение степени окисления элементов в реакциях. Ионно-электронный метод учитывает характер химической связи в молекуле и наличие тех ионов, которые в действительности существуют в растворе, например, MnO4-, SO42-, Cr2O72-. При реакциях окисления-восстановления электроны не берутся откуда-то со стороны, а только переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций для того, чтобы правильно написать продукты реакции, необходимо знать свойства реагирующих веществ.

8.3.1.Метод электронного баланса. Подбор коэффициентов в реакции методом электронного баланса осуществляется по следующей схеме:

1) Составить схему реакции

P+HNO3

разб.

Разбавленная азотная кислота с а) неактивными металлами (Cu), б) неметаллами (P, As, S) и в) производными этих неметаллов (AsH3, PH3, As2S3) образует оксид азота (II), понижая свою степень окисления:

P+HNO3→ NO +

разб.

Атом элемента в своей высшей положительной степени окисления является окислителем, следовательно, окислитель

N5+ + 3ē → N2+

Атом фосфора проявляет восстановительные свойства в данной реакции, отдавая электроны с последнего энергетического уровня и повышая свою степень окисления до +5.

P0 – 5ē → P+5

Следовательно, молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид:

P + HNO3 → NO + H3PO4

разб.

2) Определить величину и знак степени окисления элементов до реакции и после реакции.

+5 0 +2 +5

HNO3 + P → NO + H3PO4

3) Составить электронный баланс

N5+ + 3ē → N2+ 5

P0 – 5ē → P5+ 3

4) Подставить найденные коэффициенты в уравнение реакции.

5HNO3 + 3P + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

5) Подсчитать количество атомов водорода в правой и левой части равенства и уравнять их за счет добавления молекул воды в ту часть равенства, где их недостаточно.

6) Подсчитать количество атомов кислорода.

При правильно написанном и решенном уравнении количество атомов кислорода в правой и левой части равенства совпадает.

Пример 1. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, подобрав коэффициенты к нему: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Определяем степень окисления элементов до реакции и после реакции.

+2 +7 +3 +2

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Составляем уравнения электронного баланса

2Fe2+ - 2ē → 2Fe3+ 5

Mn+7 + 5ē → Mn2+ 2

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции. Подсчитываем количество групп в правой части уравнения (15+2+1=18), добавляем в левую часть равенства недостающие -группы в виде коэффициента при H2SO4. уравниваем число атомов водорода в правой и левой части равенства.

Правильность написанного уравнения проверяем по числу атомов кислорода в правой и левой части равенства.

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4→ 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

8.3.2. Ионно-электронный метод. При составлении электронно-ионных уравнений следует исходить не из изменения степени окисления элементов в реагирующих веществах, а нужно учитывать действительно существующие ионы в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Например, если реакция происходит с участием перманганата калия, то в реакции окислителем будут ионы MnO4-, а не ионы Mn7+, так как перманганат калия в водном растворе диссоциирует KMnO4↔K++MnO4-. При этом вещества неионного характера и недиссоциирующие изображаются в электронных уравнениях в виде молекул:NH3, CO, NO2, SiO2, P.

В окислительно-восстановительных реакциях могут получаться различные продукты реакции в зависимости от характера среды – кислой, щелочной, нейтральной. Для таких реакций в молекулярной схеме необходимо указывать окислитель, восстановитель и вещество, характеризующее реакцию среды (кислоту, щелочь, воду). В этом случае в ионном уравнении необходимо руководствоваться правилами стяжения, указывать ионы, характеризующие реакцию среды: H+, OH-, H2O. Правила стяжения сводятся к следующему:

1. В кислой среде избыток ионов O+2 образует с ионами H+ молекулы воды:

Изб. O2–+2H+=H2O

2. В нейтральной или щелочной среде избыток ионов O2- образует с молекулами воды гидроксид – ионы:

Изб. O2–+ H2O=2OH

3. В щелочной среде недостаток ионов O2– компенсируется двумя ионами OH-, одновременно образуется одна молекула воды:

2OHDH2O+O2–

Реакция среды Избыток ионов О2 Недостаток ионов О2
окислитель восстановитель
Кислая Н+ ® Н2О Н2O ® 2Н+
изб. O2 + 2H+ = Н2О Н2О ® 2Н+ + O2
Нейтраль­ная H2O ® OH Н2O ® 2Н+
изб. О2 + Н2О ® 2OН Н2О ® 2Н+ + О2
Щелочная     Н2O ® ОН   2OН ® Н2О
изб. О2 + Н2O ® 2OН 2OН ® Н2О + О2

 

Разберем на конкретных примерах.

Пример 1. Составить уравнение реакции, которая протекает при пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO4

При протекании реакции малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы из сероводорода:

H2S ® S +2H+

В этой схеме число атомов одинаково в левой и правой частях. Для уравнивания зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

H2S – 2 = S+2H+

Эта первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H2S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnО-4 (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (почти бесцветный и лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что можно выразить схемой

MnO4 ®Mn2+

Опыт показывает, что в кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO-4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

МnО-4 + 8H+ ®Мn2+ + 4Н2О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и за­ряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных заря­дов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO-4 + 8H++5e- = Mn2++4H2О

Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя – иона MnO-4.

Для составления общего (суммарного) уравнения реакции надо уравнение полуреакций почленно суммировать, предварительно уравнять число отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются равенства полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

H2S – 2ē = S + 2H+ 5

MnO4 + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O 2

5H2S + 2MnO4 + 16H+ = 5S + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O

Сократив на 10 Н+, окончательно получим

2S + 2МnО-4 + 6Н+ =5S + 2Mn2+ + 8Н2О

Проверяем правильность составленного ионного уравнения. В примере число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов в левой части (2-) + (6+) == 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравне­ние составлено правильно.

Методом полуреакций составляется ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

5H2S + 2MnO4 + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

2K+ 3SO42– = 2K+ 3SO42–

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Пример 2. Реакция среды кислая

1. Составить схему реакции

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 ® K2SO4 + MnSO4 + H2O

SO32- + MnO4- + 2H+ ® SO42- + Mn2+

Из опытных данных знаем, что окислителем является КМnO4. Ион MnO4- восстанавливается в кислой средедо Мn2+ (фиолетово-малиновая окраска иона MnO4- становит­ся бесцветной, переходя в Мn2+ - ион), следовательно, ион SO32 - будет являться восстановителем, переходя в ион SO42-.

2. Составить электронно-ионные уравнения

а) для окислителя

MnO4- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O

Из ионной схемы видно, что, ион MnO4- – превращается в ион Мn2+, при этом освобождаются ионы О2-, которые по правилу стяжения в кислой среде связываются ионами Н+, образуя молекулыН2O.

б) для восстановителя

SO32- + H2O = SO42- + 2H+

Из ионной схемы видно, что ион SO32- превращается в ион SO42-. Для этого превращения необходимо добавить ион О2-, который берется из молекулы H2O (реакция протекает в водной среде), при этом освобождаются два иона Н+.

3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства, добавляя или уменьшая необходимое число электронов. Алгебраическая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинакова.

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+

4. Найти основные коэффициенты, т. е. коэффициенты при окислителе и восстановителе:

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O 2

+ SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+ 5

5. Написать суммарное электронно-ионное уравнение, учи­тывая найденные коэффициенты:

2MnO4- + 16H + + 5SO32- + 5H2O =2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+.

6. Сократить в левой и правой части уравнения 10 Н+ и 5Н2O. Получается ионное уравнение:

2MnO4- + 6H+ + 5SO32- = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

7. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции:

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

8. Число ионов и атомов каждого элемента в правой и ле­вой части равенства, должно быть равно.

Пример 3. Реакция среды щелочная.

1. Составить схему реакции

KCrO2 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr +H2O

CrO2 + Br2 + OH→ CrO42– + Br +H2O

Окислителем в данной реакции является молекула брома, следовательно, восстановителем будет являться метахромит калия, а именно ион СrO2.

2. Составить электронно-ионное уравнение

а) для окислителя

Вr2 → 2Вr

б) для восстановителя

СrO2+ 4OН → СrО42– + 2Н2О

Из ионной схемы видно, что ион CrO2 превращается в ион СгО42–. Каждый недостающий ион О2– берется по пра­вилу стяжения из двух гидроксильных ионов (среда щелочная ОН-), при этом одновременно образуется одна молекула воды.

3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части ра­венства. Найти коэффициенты при окислителе и восстанови­теле.

CrO2+ 4OH - 3ē → CrO4 2– + 2H2O 2

Вr20 + 2ē → 2Br3

4. Написать суммарное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:

2CrO2+ 8OH + 3 Br20 → 2CrO4 2– + 6Br + 4H2O

5. По ионному уравнению составить молекулярное уравне­ние реакции.

2KcrO2 + 8KOH + 3Br2 → 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O

6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и ле­вой части уравнения должно быть равно.

Пример 4. Реакция среды нейтральная.

1. Составить схему реакции

K2SO3 + KMnO4 + H2O → MnO2 ↓ + K2SO4

SO32– + MnO4 + H2O → MnO2 + SO42–

Окислителем является КМnO4, так как ион элемента в своей высшей степени окисления не способен более отдавать электроны (Мn+7). Восстановителем является сульфит калия K2SO3.

2. Составить электронно-ионное уравнение

а) для окислителя

МnO4- + 2Н2O→ MnO20 + 4OН-

В нейтральной среде избыток ионов кислорода стягивается с молекулами воды, образуя гидроксид-ионы.

б) для восстановителя

SO32- + Н2O → SO42- + 2Н+

Из ионной схемы видно, что ион SО32- превращается в ион SO42-, для этого необходимо добавить один ион О2-, ко­торый берется из молекулы Н2O (реакция протекает в водной среде). При этом освобождаются два иона Н+.

3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части ра­венства. Найти коэффициенты при окислителе и восстанови­теле.

MnO4 + 2Н2O + 3ē → MnO20 + 4OН2

SO32– + Н2O – 2ē → SO42– + 2Н+ 3

4.Написать электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:

2MnO4 + 3SO32– + 7H2O → 2MnO2 + 3SO42– + 8OH + 6H+

или

2MnO4 + 3SO32– + 7H2O → 2MnO2 + 3SO42– + 6H2О + 2OH

Сокращаем левую и правую часть равенства на 6Н20. По­лучаем окончательное ионное уравнение.

2МnO4-+ 3SO32- + Н2O ® 2МnО2 + 3SO42- + 2OН-

5. По ионному уравнению составить молекулярное урав­нение реакции.

2КМnO4 + ЗК23 + H2O ® 2МnО2 + 3K2SO4 + 2КОН

6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и ле­вей части уравнения должно быть равно.

Пример 5. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН3, HNO2, HNO3, H2S, Н2SO3, Н24, MnO2 и КМnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение. Степень окисления азота в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (выс­шая); n(S), соответственно, равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Мn), соответственно, равна: + 4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН3, H2S — только восстановители; HNO3, H2SO4, КMnО4 — только окислители; НNО2, Н23, MnO2 — окислители и восстановители.

Пример 6. Могут ли происходить окислительно-восста­новительные реакции между следующими веществами: a) H2S и HI; б) H2S и Н23; в) Н23 и НС1O4?

Решение:

а) Степень окисления в Н2S n(S) = -2; в HI n(I) = -1. Так как и сера и иод находятся в своей низшей степени окис­ления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H2S n(S) = -2 (низшая), в H2SO3 n(S) = +4 (промежуточная).

Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, при­чем, Н23 является окислителем;

в) в Н2SO3 n(s) = +4 (промежуточная); в НС1O4 n(Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, Н23 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

Пример 7. Составьте уравнения окислительно-восстано­вительной реакции, идущей по схеме:

+7 +3 +2 +5

KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 → MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электрон­ного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель 5 Р3+ - 2ē = Р5+ процесс окисления

окислитель 2 Mn7+ + 5ē = Mn2+ процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO4 + 5H3PO3 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + 5H3PO4 + K2SO4 + 3H2O

Пример 8. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая макси­мальное восстановление последней.

Решение. Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кис­лоте окислительная функция принадлежит сере (+6). Макси­мальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окис­ления серы как p-элемента VIA-группы равна -2. Цинк как ме­талл IIВ-группы имеет постоянную степень окисления +2. Отра­жаем сказанное в электронных уравнениях:

восстановитель 4 Zn0 - 2ē = Zn2+ процесс окисления

окислитель 1 S6+ + 8ē = S2– процесс восстановления

Составляем уравнение реакции:

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Перед H2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn2+.

 

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.022 сек.)