Схемы окислительно-восстановительных превращений некоторых ионов и молекул.

 

 

 

 

 

Br₂ + H₂S = S + 2HBr,

O₂ + 4Fe(OH)₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

KClO₃ + 6FeSO₄ + 3H₂SO₄ = KCl + 3Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O;

HIO₃ + 5HI = 3I₂ + 3H₂O.

 

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

 

 

 

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂;

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂.

 

 

5FeCl₂ + KMnO₄ + 8HCl = 5FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + 4H₂O.

 

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8Н₂О.

 

Расстановку коэффициентов в ОВР можно осуществить:

1) методом электронного баланса (для твердофазных реакций, реакций в газовой фазе, в растворах);

2) методом ионно-электронного

баланса, или методом полуреакций (для реакций в растворах).

Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами, изменяющими свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Рассмотрим метод электронного баланса на примере реакции

KMnO₄ + HCl ®

Уравнение составляется в несколько стадий.

1. Записывают схему реакции:

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

2. Указывают степени окисления над символами элементов:

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и определяют число электронов, приобретаемых окислителем и отдаваемых восстановителем:

Mn⁺⁷ + 5e^– = Mn⁺²

2Cl^–1 – 2e^– = Cl₂⁰

4. Уравнивают число приобретаемых и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:

		НОК	ДМ
Mn+7 + 5e– = Mn+2
2Cl–1 – 2e– = Cl20

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^–1 = 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

где НОК – наименьшее общее кратное; ДМ – дополнительные множители.

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции:

2KMnO₄ + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) – метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между реальными частицами в растворе с учетом характера среды.

Для уравнивания кислорода в ионно-молекулярных полуреакциях используют молекулы H₂O, катионы H⁺ в кислой среде, гидроксид-ионы OH^– в щелочной среде.

Правило кислой среды: в ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по одной молекуле H₂O, а в противоположную часть – необходимое для уравнивания водорода число катионов H⁺.

Правило щелочной среды: в ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по два гидроксид-иона OH^–, а в противоположную часть – необходимое для уравнивания водорода число молекул H₂O.

В нейтральной среде в зависимости от продуктов реакции используется или правило кислой среды, или правило щелочной среды.

Рассмотрим пример расстановки коэффициентов этим методом для реакции

KMnO₄ + HCl ®

1. Записывают схему реакции с указанием степеней окисления элементов и выделяют элементы, которые изменили свои степени окисления:

2. Приводят эту схему в ионно-молекулярной форме, чтобы определить реальные частицы, существующие в растворе:

3. Выделяют частицы, в состав которых входят элементы, изменяющие свои степени окисления:

4. Чтобы получить полуреакции, следует соблюдать баланс по числу атомов каждого элемента. Поскольку в данном примере среда кислая, для уравнивания полуреакций пользуются правилом кислой среды. В первой полуреакции в правой части не хватает четыре атома кислорода, следовательно, в эту часть записывают четыре молекулы воды. Для баланса по водороду в левую часть добавляют восемь катионов водорода. Во второй полуреакции уравнивают только число атомов хлора:

5. Определяют суммарные заряды в левых и правых частях полуреакций и добавлением или вычитанием электронов уравнивают полуреакции по зарядам:

6. Устанавливают дополнительные множители для окислителя и восстановителя на основании того, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем:

7. Первую полуреакцию умножают на 2, вторую – на 5 и складывают правые и левые части полуреакций, в результате чего получают суммарное ионно-молекулярное уравнение реакции:

8. Записывают окончательное уравнение в молекулярной форме:

Пример 1. Запишите уравнение реакции следующего процесса:

H₂SO_4(конц.) + Mg ®

Уравняйте электронным и ионно-электронным способом.

Решение. Поскольку магний относится к активным металлам, то концентрированная серная кислота будет восстанавливаться до H₂S:

Электронный баланс:

Mg0 – 2e– = Mg+2				– восстановитель, процесс окисления
S+6 + 8e– = S–2			– окислитель, процесс восстановления

Окончательное уравнение:

Метод полуреакций.

Схема реакции в ионно-молекулярной форме:

Записываем полуреакции в соответствии с правилом кислой среды и электронным балансом:

В молекулярной форме:

 

Пример 2. Запишите уравнение реакции взаимодействия перманганата калия с нитритом натрия в присутствии гидроксида калия. Уравняйте ионно-электронным способом, укажите окислитель и восстановитель. Каковы внешние признаки протекающей реакции?

Решение. Окислителем является KMnO₄, поскольку имеет в своем составе атом Mn⁺⁷, находящийся в максимальной степени окисления. NaNO₂ ‑ восстановитель, так как у атома азота промежуточная степень окисления +3. KOH является средой. В щелочной среде ион MnO₄^– (Mn⁺⁷) восстанавливается до MnO₄^2– (Mn⁺⁶). Анион NO₂^– (N⁺³) будет окисляться до NO₃^– (N⁺⁵). Схема реакции имеет вид:

Схема реакции в ионно-молекулярной форме:

Записываем полуреакции, используя правило щелочной среды:

Окончательное уравнение в молекулярной форме имеет следующий вид:

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в изумрудно-зеленый раствор K₂MnO₄.