Методика составления уравнений реакций окисления – восстановления

I. Составление уравнений простейших реакций.

При составлении уравнений ОВР необходимо определить восстановитель и окислитель, а также число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагентов: величины потенциалов ионизации сродства к электрону и элетроотрицательности. Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется степенью окисления атомов и ионов до и после реакции.

Коэффициенты в уравнениях для восстановителя и окислителя должны подбираться с таким расчетом, чтобы общее число электронов, отданных восстановителем, равнялось общему числу электронов, принятых окислителем.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления алюминия кислородом.

Al + O₂ =

Определяем, что является восстановителем и окислителем. Алюминий – элемент главной подгруппы III группы периодической системы, активный металл. Следовательно, алюминий будет в реакции проявлять только восстановительный свойства, его атом отдает 3 электрона.

Кислород находится в главной подгруппе VI группы, очень активный неметалл, является сильнейшим окислителем. Молекула О₂ принимает 4 электрона.

Составляем вспомогательные уравнения, выражающие процессы отдачи и присоединения электронов и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе.

	восстановитель, процесс окисления
	окислитель, процесс восстановления

Числа 3 и 4 в электронных уравнениях справа от вертикальной черты и являются коэффициентами в уравнении реакции.

Уравнение в окончательном виде:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Правильность написания уравнения проверяем путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 

II. Составление уравнений сложных реакций.

На скорость и направление ОВР влияет ряд факторов: природа реагирующих веществ, характер среды, концентрация реагентов, температура, катализатор. Реакционная способность молекул зависит от их химического строения и условий взаимодействия.

Влияние среды на химический процесс велико и в некоторых случаях она изменяет даже направление процесса.

Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотные кислоты применяются реже, так как первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и потому может вызывать побочные процессы.

Для создания щелочной среды применяется гидродсид натрия или гидроксид калия.

При составлении уравнений реакций с участием среды необходимо руководствоваться следующими правилами:

1. Если образующиеся вещества содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет ионов ОН.

2. Если образующиеся вещества содержат меньше кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода Н⁺ с образованием очень слабо диссоциированных молекул воды, а в нейтральной и щелочной среде – с образованием гидроксид – ионов.

3. В кислой или нейтральной среде ионы металлов (одно-, двух- и трехзарядные) взаимодействуют с кислотными остатками и образуют соли.

4. Ионы металлов, дающие нерастворимые в воде гидроксиды, в щелочной среде образуют соответствующие гидроксиды.

5. Ионы металлов (двух-, трех- и четырехзарядные), способные давать амфотерные гидроксиды, образуют в щелочной среде гидроксосоли.

 

Рассмотрим составление уравнения реакции сульфита натрия с перманганатом калия в зависимости от характера среды.

В кислой среде

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ →

Определим восстановитель, окислитель, их степени окисления, а также необходимые коэффициенты. Руководствуясь окислительно-восстановительными свойствами реагентов, устанавливаем, что в молекуле сульфита натрия, диссоциирующей в растворе , ион SO является восстановителем – в нем сера в степени окисления (+4) отдает 2 электрона и повышает степень окисления до (+6) с образованием иона SO ; в молекуле анион является окислителем – в нем марганец в степени окисления (+7) принимает 5 электронов и понижает степень окисления до (+2), превращаясь в катион .

Коэффициенты для восстановителя и окислителя находим, пользуясь схемой электронного баланса.

		восстановитель, процесс окисления
		окислитель, процесс восстановления

 

Напишем в правой части уравнения формулы образующихся соединений.

 

По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты. В результате реакции получается 8 кислотных остатков , из них 5 – за счет окислительно-восстановительного процесса (превращение ), а 3 – за счет молекул серной кислоты (). По числу ионов водорода (6H⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды.

Уравнение примет окончательный вид:

Признаком правильности подбора коэффициентов является одинаковое количество атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

 

 

Вопросы для самоконтроля

Выполните задания:

I. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: серная кислота, сернистая кислота, сероводородная кислота, азотистая кислота, нитрат калия, нитрат алюминия, сульфат железа (III), сульфат железа (II), сульфат магния, фосфат бария, карбонат натрия, силикат кальция.

 

II. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:

1. 2. 3. 4. 5.

6. 7. 8.   Какой процесс – окисление или восстановление при этом происходит?

 

III. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:

1. 2. 3. 4. 5.

6. 7. 8. 9. Какой процесс – окисление или восстановление при этом происходит?

 

IV. Как меняется число электронов в атомах при следующих изменениях степеней окисления:

1. 2. 3. 4.

5. 6. 7. В каких происходит окисление, а в каких – восстановление?

V. Составьте уравнение следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов:

1.

2.

3.

Завершите составление уравнений окислительно-восстановительных реакций и укажите роль нитрит-иона , гидроксиламина и гидразина.

1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

9.

10.

11.

 

Литература

 

Основные источники:

1. Общая химия / Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. - Ростов - на - Дону: Феникс,2005. - 478с. - (Среднее профессиональное образование).

2. Химия: Учебник для студ. сре.мед. учеб. заведений/ А.В.Бабков, Т.И.Барабанова, В.А. Попков. - М.: Издательский центр «Академия», 2003. - 272с.

3. Ерохин Юрий Михайлович. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом): Учебное пособие для студентов спо/Ю.М.Ерохин, В.И.Фролов.-М:Изд.центр «Академия», 2005.- 304с.

4. Литвинова Т.Н.Сборникзадач по общей химии: Учебное пособие для студентов мед. Вузов – 3-е изд., перераб./Т.Н. Литвинова, -М.,: ООО «Издательство ОНИКС»: ООО Издательство «Мир и образование», 2007. – 224 с. – (Высшее образование).

5. Пустовалова Лидия Михайловна. Неорганическая химия: Серия «Средне профессиональное образование»/ Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова.- Ростов н/Д: Феникс, 2005.-352с.

6. Габриелян Олег Саргисович. Химия для преподавателя: учеб.-метод.пособие / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова.- Москва: Академия,2006.-206,(1)с: рис., табл..-(Среднее профессиональное образование. Общеобразовательные дисциплины).

7. Ерохин Ю.М. Химия учеб. для сред. проф. учеб. заведений -5-е. изд., стер. – М: Издательский центр «Академия», 2005. – 384 с.

8. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов 2-е изд., исп. – М: Высшее шк., 2000 – 527 с. ил.

 

Лекция №15

 

Тема: Важнейшие окислители и восстановители. ОВР с участием дихромата, перманганата калия и разбавленных кислот.

 

План

1. Восстановители и окислители.

2. Восстановители имеющее большое значение в технике и лабораторной практике.

3. Группа окислителей.

4. Окислители, имеющие большое значение в технике и лабораторной практике.

1. Восстановители и окислители

Группа восстановителей: восстановителями могут быть нейтральные атомы металлов - восстановительные свойства металлов зависят от агрегатного состояния, среды, величины радиуса атома и количества валентных электронов. Сильными восстановителями являются атомы с малым потенциалом ионизации. К ним относятся атомы электронов двух первых главных подгрупп периодической системы элементов - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий, железо и другие. Франций является самым сильным восстановителем из всех элементов периодической системы. В химических реакциях восстановители отдают электроны согласно схеме: Me – пē → Ме^п+.

Восстановительные свойства проявляют и неметаллы (углерод, водород); отрицательно заряженные ионы неметаллов (к данной группе относятся анионы в бескислородных кислотах и их солях: H₂S-S^2-,H₂Se-Se^2- HJ-J^-, HBr-Br^- и другие. Сильные восстановительные свойства проявляют водород, находящийся в степени окисления (-1), т.е. в гидридах металлов - СаН₂); положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (это ионы металлов, которые при взаимодействии с сильными окислителями могут

еще повышать свою степень окисления: Sn⁺², Fe⁺², Cr⁺², Мn⁺²); сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии промежуточной степени окисления (сложные ионы SO₃^2-, NO^-₂, AsO₃^3-, CrO^-₂, [Fe (CN)₆]^4- проявляют восстановительные свойства, так как у них атомы серы, азота, мышьяка, хрома и железа находятся в состоянии промежуточной степени окисления: S⁺⁴, N⁺³ As⁺³,

Cr⁺³, Fe⁺²; аналогичными свойствами обладают и некоторые молекулы: SO₂, СО, NO).

 

2. Восстановители, имеющие большое значение в технике и лабораторной
практике

 

Железо (Fe), цинк (Zn), алюминий (Аl) и олово (Sn) применяются в качестве восстановителей в производстве органических соединений (восстановление нитросоединений).

Углерод (С) - применяется для восстановления металлов из оксидов.

С + ZnO = Zn + СО

 

Окись углерода (СО) - играет важную роль в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов.

СО + 3Fe₂O₃ = 2Fe₃O₄ + СO₂

СО + Fe₃O₄ = 3FeO + CO₂

FeO +CO = Fe + СO₂

Водород так же проявляет восстановительные свойства - водородотермия.

СО + Н₂ = С + H₂J

СиО + Н₂ = Си + Н₂O

СО +2Н₂ = СН₃ОН

 

Сернистая кислота используется в качестве восстановителя для получения в свободном виде неорганических веществ, восстановления их ионов и других органических соединений.

Сернистая кислота в водном растворе диссоциирует по схеме:

H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO₃^-↔ H⁺ + SO^2-₃;

Ион SO²₃^-, проявляя восстановительные свойства, отдает 2ē и превращается в ион SO₄^2- как в кислой, так и в нейтральной средах.

Сульфит (Na₂SO₃) и гидросульфит натрия (NaHSO₃) применяется для восстановления в фотографии (Na₂SO₃) и в текстильной промышленности (NaHSO₃) для уничтожения следов хлора в отбеленных тканях.

 

NaHSO₃ + Cl₂ + H₂O = NaHSO₄ + 2HCl

 

Сульфид натрия (Na₂S) используется для восстановления ароматических нитро- и азосоединений. Сульфид-ион окисляется до элементарной серы S° или до сульфат-иона SO^2-₄ в зависимости от силы окислителя, его концентрации и

₊₄

температуры. При реакциях обжига ион S^2- окисляется до SO₂.

Тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃) применяется в качестве восстановителя в красильном деле с целью освобождения отбеливаемого материала от избытка хлорноватистой кислоты.

Na₂S₂O₃ + 4НC1O + Н₂O = 2H₂SO₄ + 2NaCl + 2 НСl

Металлический натрий (Na) как восстановитель может быть использован для получения в свободном виде элементов подгруппы титана.

4Na + ЭС1₄ = Э + 4NaCl

Водород (Н) - атомарный водород значительно более активен, чем молекулярный и при обычных условиях взаимодействует с серой, мышьяком; восстанавливает многие металлы из их оксидов и солей.

Водородотермия широко применяется в промышленности для получения чистого вольфрама, молибдена, германия, кобальта.

2Н₂ + GeO₂ = Ge + 2H₂O

H₂ + СоО = Со+ Н₂O

 

Электрический ток - под его действием протекает электролиз,
сопровождающийся восстановлением катиона на катоде и окислением аниона на
аноде. При электролизе раствора хлористого никеля протекают процессы:
на катоде на аноде ₀

Ni²⁺ + 2e = Ni⁰ 2СГ -2e = 2С1⁰ → С1 ₂

 

3. Группа окислителей

 

Окислителями могут быть: нейтральные атомы и молекулы (сильными окислителями являются неметаллы - фтор, кислород, хлор); положительно заряженные ионы металлов (сильные окислители - положительно заряженные ионы с высокой степенью окисления; Fe³⁺, Cu²⁺, Sn⁴⁺); сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления

_{+7 +6 +6 +4}

(КМпO₄, К₂ Сr₂O₇, K₂ CrO₄, Pb (СН₃СOOl₄); сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии высшей положительной степени окисления (к числу этих окислителей относятся кислородные кислоты, их

ангидриды и соли: _{+5 +6 +6 +1 +5 +5}

H NOз, H₂SO₄, SO₃ HOC1 НС1O₃ КC1O₃.

 

4. Окислители, имеющие большое значение в технике и лабораторной практике.

 

Кислород (О₂) - применяется для интенсификации производственных процессов в металлургической и химической промышленности; используется в смеси с ацетиленом для получения высоких температур (3500°С) при сварке и резке металлов; широко применяется в медицине, вдыхание 40-60% смеси кислорода с воздухом ускоряет процессы окисления в организме, уменьшая нагрузку на сердце и легкие. Кислород является сильным окислителем, особенно при нагревании. Атомарный кислород значительно активнее молекулярного. Восстановительные свойства кислород проявляет лишь по отношению к фтору.

 

2NaOH+2F₂ = OF₂ + 2NaF + H₂O

 

Озон (O₃) - более сильный окислитель, чем кислород. Он обесцвечивает многие красящие вещества, окисляет металлы (за исключением золота, платины), аммиак в азотистую и азотную кислоты, сульфиды в сульфаты. Озон убивает бактерии, поэтому применяется для обеззараживания воды и для дезинфекции воздуха. Озон легко разлагается с выделением атомарного кислорода.

O₃ = O₂ + O

Озон легко окисляет серебро.

Ag + J₃ = AgO + O₂

Перманганат калия (КМnO₄) - очень сильный окислитель, применяется для окисления многих органических соединений. Окисляет сульфиты в сульфаты,

нитриты в нитраты, йодистый калий до свободного йода, соляную кислоту до
хлора, перекись водорода до кислорода. Характер восстановления КМnO₄
зависит от среды, в которой протекает реакция:
в кислой среде (рН < 7)
КМпO₄ ↔ К⁺ + МпО^-;
МпО₄^- → Мп²⁺
фиолетово- слабо-розовая

малиновая или бесцветная

окраска окраска

 

в нейтральной или слабощелочной среде (рН > 7)

МпО^-₄ → МпO₂↓

фиолетово- бурый

малиновая

окраска

 

в сильнощелочной среде (рН» 7)

МпО₄^- → МпО₄^2-;
фиолетово- зеленая

малиновая окраска

окраска

 

Хромовая и двухромовая кислоты - используются соли этих кислот:

хромат калия К₂СrO₄ и бихромат калия К₂Сг₂O₇

СrO₄^2-;; Сr₂O₇²;

желтая оранжевая

окраска окраска

Все соли хромовых кислот, а также ангидрид хромовой кислоты (СгO₃) в кислой среде являются сильными окислителями:

Сr₂⁺⁶О₇² → Сr⁺³

Сr⁺⁶O₃- → Сr⁺³

 

Азотная кислота (HNO₃) - сильнейший окислитель. Азот в составе аниона NO^-₃ может в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) принимать от 1 до 8 электронов:

_{+5 +4 +2 +1 0 -3}

NO₃→^-NO₂→NO →N₂O→N₂ →NН₃,

 

 

При восстановлении азотной кислоты практически не выделяется газообразный водород.

Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂.+ 2H₂O

коиц.

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

разб.

3Ca+ 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

конц.

5Co+ 12 HNO₃ = 5Co(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

очень

разбавл.

4Mg+ 10 HNO₃ = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

очень

разбавл.

 

Большинство неметаллов восстанавливают азотную кислоту до оксида азота (II).

Азотная кислота широко применяется в производстве химико-фармацевтических препаратов (стрептоцид), органических красителей, целлулоида, кино- и фотопленки. В клинических методах исследования мочи используется 1% раствор азотной кислоты.

Азотная кислота (HNO₃) - является окислителем, но при взаимодействии с более сильными окислителями сама проявляет восстановительные свойства, окисляясь до азотной кислоты. Азотистая кислота и ее соли (KNO₂, NaNO₂) применяются в производстве органических красителей.

Серная кислота (H₂SO₄ концентрированная) сильный окислитель, особенно при высокой температуре: окисляет

 

С → СO₂ Си → Си⁺²

S → SO₂ Ag→ Ag⁺

HJ → J₂ Hg→ Hg⁺²

 

При взаимодействии мало активных металлов и металлов средней активности с концентрированной H₂SO₄ продуктом восстановления является SO₂.

Сu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Серная кислота концентрацией выше 93% не действует на железо (пассивирует).

В случае сильных восстановителей (щелочных и щелочно-земельных металлов) продуктом восстановления будет H₂S.

4Mg + 5H₂SO₄ = H₂S + 4MgSO₄ + 4H₂O

Серная кислота применяется при синтезе лекарственных веществ, в металлургии, производстве красителей.

Перекись водорода (Н₂O₂) применяется для отбеливания тканей, слоновой кости, соломы, мехов. Сильно разбавленная перекись применяется в медицине для дезинфекции ран. Перекись водорода может проявлять как окислительные:

2KJ + Н₂O₂ + H₂SO₄ =J₂ + K₂SO₄ + 2Н₂O

так и восстановительные свойства:

5 Н₂O₂ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ – 5O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

а также способна к реакциям дисмутации (диспропорционирования)

Н₂O₂ + Н₂O₂ = O₂ + 2Н₂O

Вопросы для самоподготовки:

1. Расставить коэффициенты в ОВР с участием концентрированной серной кислоты.

1. C + H₂SO₄ → SO₂+CO₂+H₂O

2. Р + H₂SO₄ → Н₃РО₄ + SO₂ + Н₂O

3. S + H₂SO₄ → SO₂ +H₂O

4. Си + H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

5. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ +S + H₂O

6. Zn + H₂SO₄ →ZnSO₄ + H₂S + H₂O

7. Al + H₂SO₄ →Al₂SO₄ + SO₂ + H₂O

8. Ag + H₂SO₄ →Ag₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

9. HBг + H₂SO₄ →Br₂ + SO₂ + H₂O

10. KJ + H₂SO₄ → J₂ + H₂S + K₂SO₄ + H₂O

11. KBr + H₂SO₄ →Br₂ +SO₂ + K₂SO₄+ H₂O

12. H₂S + H₂SO₄→S + H₂O

13. Co(ОH)₃ + H₂SO₄→ CoSO₄ + H₂O + O₂

 

2. Расставить коэффициенты в ОВР с участием азотной кислоты и
нитратов.

1. Си + HNO_{3 (конц.)}→Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

2. Cu + HNO_{3 (разб.)} → Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O

3. Mg + HNO_{3 (конц.,60%-ая)}→ Mg(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

4. Mg + HNO_{3 (30%-ая)}→Mg(NO)₃)₂ + NO↑ + H₂O

5.Mg + HNO_{3 (20%-ая)}→Mg(NO₃)₂ + N₂O↑ + H₂O

6. Mg + HNO_{3 (10%-ая)}→Mg(NO₃)₂ + N₂↑ + H₂O

7. HNO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + NO ↑ + H₂O

8. HNO₃ + FeS → Fe{NO₃)₂ + S + NO₂↑ + H₂O

9. HNO_{3 (конц.)}+ ZnS →ZnSO₄ + NO₂↑ + H₂O

10. HNO_{3 {конц)} + HC1→C1₂↑ + NO↑ + H₂O

11. HNO₃ + HC1→C1₂ + NOC1 + H₂O

 

 

3. Расставить коэффициенты в ОВР с участием хрома и его соединений.

1. К₂Сr₂О₇ + KNO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + KNO₃, + K₂SO₄ + Н,O

2. K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ →Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Н₂O

3. K₂Сг₂O₇₇ + H₂S + H₂SO₄ →Сг₂(SO₄)₃ + s + K₂SO₄ + H₂O

4. K₂Сг₂O₇ + НC1 →СгС1₃ + КС1 + С1₂ + Н₂O

5. K₂Cr₂O₇ +HJ + H₂S0₄ -> Cr₂(S0₄)₃ + J₂ + K₂SO₄ + H₂O

O

6. K₂Cr₂O₇ + С₂Н₅ОН + H₂SO₄ →CH₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

H

 

С C

7. K₂Cr₂O₇ +СН₃ + H₂SO₄ → CH₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

H

H

C

8. К₂Сr₂O₇ + C₂H₅OH + H₂SO₄ → CH₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

H

 

4. Расставить коэффициенты в ОВР с участием марганца и его соединений.

1. KMnO₄ + Na₂SO₃+ H₂SO₄ → Na₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

2. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

3. KMnO₄ + Na₂SO₃ + NaOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + Na₂MnO₄+ H₂O

4. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O→MnO₂ + K₂SO₄ + KOH

O

6. KMnO₄ + CH₃OH + H₂SO₄ →H – C + МnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H

O O

7. KMNO₄ + Н- C + H₂SO₄→ -Н-С + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H OH

 

O

8. KМnO₄ + СH₃ОH + H₂SO₄ → H – C + МnSO₄ + K₂SO₄ + Н₂O

OH

O

9. KМnO₄ + С₂Н₅ОН + H₂SO₄ →СН₃ – С + MnSO₄ + К₂SO₄ + H₂O

H

O

O

10. KMnO₄ +CH₃ - C + H₂SO₄ → СH₃ – С + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H OH

 

Лекция №16

Тема: Методы расстановки коэффициентов в ОВР.

План

1. Методика составления уравнений реакции окисления - восстановления. 2.Составление уравнений сложных реакций.

3. Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1. Методика составления уравнений реакций окисления - восстановления

I. Составление уравнений простейших реакций.

При составлении уравнений ОВР необходимо определить восстановитель и окислитель, а также число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагентов: величины потенциалов ионизации сродства к электрону и элетроотрицательности. Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется степенью окисления атомов и ионов до и после реакции.

Коэффициенты в уравнениях для восстановителя и окислителя должны подбираться с таким расчетом, чтобы общее число электронов, отданных восстановителем, равнялось общему числу электронов, принятых окислителем.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления алюминия кислородом.

А1 + 0₂ =

Определяем, что является восстановителем и окислителем. Алюминий -элемент главной подгруппы III группы периодической системы, активный металл. Следовательно, алюминий будет в реакции проявлять только восстановительный свойства, его атом отдает 3 электрона.

Кислород находится в главной подгруппе VI группы, очень активный неметалл, является сильнейшим окислителем. Молекула О₂ принимает 4 электрона.

АI-3ё АI3+ восстановитель, процесс окисления 4 O20 +4ё 2 О -2окислитель, процесс восстановления 3 Числа 3 и 4 в электронных уравнениях справа от вертикальной черты и являются коэффициентами в уравнении реакции. Уравнение в окончательном виде: 4А1 + 302 = 2А1203 Правильность написания уравнения проверяем путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. 2. Составление уравнений сложных реакций.

Составляем вспомогательные уравнения, выражающие процессы отдачи и присоединения электронов и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе

 

На скорость и направление ОВР влияет ряд факторов: природа реагирующих веществ, характер среды, концентрация реагентов, температура, катализатор. Реакционная способность молекул зависит от их химического строения и условий взаимодействия.

Влияние среды на химический процесс велико и в некоторых случаях она изменяет даже направление процесса.

Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотные кислоты применяются реже, так как первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и потому может вызывать побочные процессы.

Для создания щелочной среды применяется гидродсид натрия или гидроксид калия.

При составлении уравнений реакций с участием среды необходимо руководствоваться следующими правилами:

1. Если образующиеся вещества содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах - за счет ионов ОН.

2. Если образующиеся вещества содержат меньше кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода Н⁺ с образованием очень слабо диссоциированных молекул воды, а в нейтральной и щелочной среде - с образованием гидроксид - ионов.

3. В кислой или нейтральной среде ионы металлов (одно-, двух- и трехзарядные) взаимодействуют с кислотными остатками и образуют соли.

4. Ионы металлов, дающие нерастворимые в воде гидроксиды, в щелочной среде образуют соответствующие гидроксиды.

5. Ионы металлов (двух-, трех- и четырехзарядные), способные давать амфотерные гидроксиды, образуют в щелочной среде гидроксосоли.

Рассмотрим составление уравнения реакции сульфита натрия с перманганатом калия в зависимости от характера среды.

В кислой среде

Na₂SO_s + КМп0₄ + H₂S0₄

Определим восстановитель, окислитель, их степени окисления, а также необходимые коэффициенты.Руководствуясьокислительно восстановительными - свойствами реагентов, устанавливаем, что в молекуле сульфита натрия, диссоциирующей в растворе Na₂S0₃ 2Na⁺ + SO^2-₃, ион SO² ₃; является восстановителем - в нем сера в степени окисления (+4) отдает 2 электрона и повышает степень окисления до (+6) с образованием иона SO^2- ₄; в молекуле КМп0₄ К + Мп0₄^- анион Мп0₄^- является окислителем- в нем марганец в степени окисления (+ 7) принимает 5 электронов и понижает степень окисления до (+2), превращаясь в катион Mn²⁺

Коэфициенты для восстановителя и окислителя находим, пользуясь схемой электронного баланса.

 

По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты. В результате реакции получается 8 кислотных остатков SO²', из них 5 - за счет окислительно-восстановительного процесса (превращение 5S0₃^2- 5S0₄^2-), а 3 - за счет молекул серной кислоты (8S0₄² - 5S0²₄ = 3S0^2-₄). По числу ионов водорода (6Н⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды.

Уравнение примет окончательный вид:

5Na₂S0₃ + 2КМп0₄ + 3H₂S0₄ =5Na₂S0₄ + K₂S0₄ + 2MnS0₄ + 3Н₂0

Признаком правильности подбора коэффициентов является одинаковое количество атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

При составлении реакций можно использовать и электронно-ионный метод, в которых сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и осадки в виде молекул.

В ионную схему реакции включают те частицы, которые проявляют восстановительные или окислительные свойства, а также частицы, характеризующие среду: кислую - ион Я⁴ \ щелочную - ион ОН, нейтральную -молекула Н₂0.

Пример взаимодействия КМп0₄ с Nа₂SO₃в кислой среде.

Электронно-ионные уравнения составляются отдельно для процесса восстановления и процесса окисления.

МпО^-₄ + 8Н⁺ + 5ё = Мп²⁺ + 4Н₂О

SO₃^-2+ Н₂0 -2ё = SO₄^2-+ 2Н⁺

Общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединяемых окислителем - находим коэффициенты для окислителя и восстановителя:

МпО₄^-; + 8Н⁺ + 5ё = Мп²⁺ + 4Н₂0 2

 

SO32- + Н20 -2ё = SO42-+ 2Н+

Суммируем электронно-ионные уравнения (предварительно умноженные на коэффициенты).

2МпО^-₄ + 16Н⁺ + 5S0₃^2-,' + 5Н₂0 = 2Мп²⁺ + 8H₂0 + 5SО₄^2- + 10Н⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2Мп0^-₄ + 5SO²₃ + 6Н⁺ = 2Мп²⁺ + 5S0₄^2- + 3Н₂0

Это уравнение в молекулярной форме имеет вид:

2КМпО₄ + 5Na₂S0₃ + 3Н₂S0₄ = 2МnS0₄ + 5Na₂S0₄ + 3H₂0 + K₂S0₄

 

_{При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом надо помнить следующее:}

_{в ионной форме записываются только формулы веществ, распадающихся в растворе на ионы;}

_{во всех случаях сначала уравнивается число кислородных атомов;}

_{в кислой среде кислород отдает молекулы воды, а связывается он ионами водорода.}

_{Реакции, протекающие в щелочной среде. Например:}

_{CrC13+NaC1O+ NaOH → Na2CrO4 + NaC1 + H2O.}

_{Последовательность действий сначала такая же, как и при реакции в кислой среде. Записываем схему в ионной форме:}

_Cr³⁺ _+3C1^-_-+Na+ _+CIO- _{+ Na}+_+OH^-_{→ 2Na+CrO4}^2- _+Na⁺ _{+ C1}^-_{+ H2О.}

_{Выписываем формулы ионов, претерпевающих изменения и определяющих среду:}

_Cr³⁺_{+ 8OH}^-_→CrO4^2-_+4H2O

_{Рассматриваем разницу в числе кислородных атомов. В щелочной среде кислород поставляют ионы OH}^-_{. Каждые 2 иона OH}^- _{нужно вдвое больше, чем требуется атомов кислорода:}

 

_Cr³⁺_{+ 8OH →CrO4}^2-_{+ 4H2O}

_{Подсчитываем заряды:}

 

_Cr³⁺_{+ 8OH}^- _→CrO4^2-_{+ 4H2O}

_{-5 -2}

_{Происходит отдача трех электронов ионом Cr}³⁺_{. Он окисляется и является восстановителем:}

 

_Cr³⁺ _{+ 8OH}^- _→CrO4^2-_{+4H2O + 3e}^-

 

_{Превращение ClO}^- _{в Cl}^- _{требует связывания атомов кислорода. Это осуществляется молекулами воды. Каждая молекула воды, принимая один атом кислорода, превращается в 2 иона OH}^-_:

_ClO^- _{+ H2O → Cl}^- _{+ 2OH} ^-

_{Подчитываем заряды:}

_ClO^- _{+ H2O → Cl}^- _{+ 2OH} ^-

_{-1 -3}

_{Ион ClO}^- _{принимает 2 электрона, ClO}^- _{восстанавливается окислителем:}

_ClO^- _{+ H2O + 2e}^- _{→ Cl}^- _{+ 2OH} ^-

 

Далее все так же, как в кислой среде:

Cr³⁺ + 8OH^- CrO₄^2- + H2O +3e^- 2

_ClO^- _{+ H2O + 2e}^- _{→ Cl}^- _{+ 2OH} ^- 3

2Cr³⁺ + 16OH^- + 3 ClO^- + 3H₂O 2CrO₄^2- +8H₂O + 3 HCl^- + 6OH^-

Приводим подобные члены:

2Cr³⁺ + 10OH^- + 3ClO = 2 CrO₄^2- + 5H₂O + 3Cl^-

Расставим коэффиценты в молекулярном уравнении:

2CrCl₃ + 3NaClO +10NaOH = 2Na2CrO₄ + 9 NaCl + 5H₂O

При составлении уравнений в щелочной среде правила те же, но кислород предоставляют ионы OH^-, а связывается он молекулой воды.

 

Реакции, протекающие в нейтральной среде:

KMnO₄ + K₂SO₄ + H₂O K₂SO₄ + MnO₂

 

Рассмотрим, как диссоциируют вещества:

K⁺ + MnO₄^- + 2K⁺ +SO₃^2- + H₂O 2K⁺ + SO₄^2- + MnO₂

Выписываем ионы, претерпевающие изменения, и формулу воды, образующей среду:

MnO₄^- + SO₃^2- + H₂O SO₄^2- + MnO₂

 

Начинаем с уравнивания числа кислородных атомов.

Поскольку среда нейтральная, добавлять кислород и связывать его можно только молекулами воды. Отдавая кислород, они превращаются в ионы OH⁺ , а принимая – в ионы OH^-. Каждая молекула воды может принять один атом кислорода, превращаясь при этом в 2 иона OH^-:

MnO₄^- + 2H₂O MnO₂ + 4OH^-

 

Подсчитываем заряды:

 

MnO₄^- + 2H₂O MnO₂ + 4OH^-

-1 -4

Ион MnO_4- принимает 3 электрона. Он- окислитель:

 

MnO_4- + 2H₂O +3e^- MnO₂ + 4OH^-

 

Каждая молекула воды можеит отдать 1 атом кислорода, превращаясь при этом в 2 иона H⁺

SO₃^2- + H₂O SO₄^2- + 2H⁺

Подсчитываем заряды

SO₃^2- + H₂O SO₄^2- + 2H⁺

-2 0

Происходит отдача двух электронов:

SO₃^2- + H₂O SO₄^2- + 2H⁺ + 2 е^-

Ион SO₃^2- - восстановитель.

Соединим оба электро-ионных уравнения:

MnO_4- + 2H₂O +3e^- MnO₂ + 4OH^- 2

SO₃^2- + H₂O SO₄^2- + 2H⁺ + 2 е^- 3

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

В правой части равенства 8 ионов OH^- и 6 ионов H^+. Они образуют между собой 6 молекул воды и 2 иона OH^-. Получаем:

2MnO₄^- + 7H₂O + 3SO₃^2- 2MnO₂ _ 6 H₂O +2OH^- + 3 SO₄^2-

Приводим подобные члены:

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

Проявление в правой части свободных ионов OH^- свидетельствует об образовании щелочи. Ставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 3K2SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3 K₂SO₄ + 2KOH

3. Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Если числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, являются четными, то при нахождении коэффициентов эти числа делят на наибольший общий делитель!

 

₊₅

3Н₂ Se⁺⁴0₃ +НСIO₃ = 3H₂ Se⁺⁶0₄ + НСI^-1

⁺⁴Se - 2ё ⁺⁶ Se 6 3

-

CI⁺⁵ + 6ё С1 2 1

2. Если числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, нечетные, а в результате реакции должно получиться четное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

10K Br^-1 + 2КМп⁺⁷0₄ + 8H₂S0₄ = 5Br₂° + 6K₂S0₄ + 2Mn⁺²S0₄ + 8H₂0

 

^{- 10}

Вr-1е Вr 5 10

^{+7 +2}

Мn + 5е Мn 1 2

 

3. Иногда окислитель или восстановитель расходуется дополнительно - на
солеобразование.

₀

3Си + 2HN⁺⁵0₃ + 6HN₃= 3Cu⁺²(N0₃)₂ + 2N⁺² О + 4H₂0

В этой реакции на 3 атома восстановителя, Сu, требуется 2 молекулы окислителя, HN0₃; кроме того, на образование нитрата меди и воды расходуется еще 6 молекул HN0₃.

4. Нередко в молекуле окисляются одновременно атомы с положительной
и отрицательной степенью окисления.

3As⁺³₂S^-2₃ +28HN⁺⁵0₃ +4H₂0 = 6H₃As⁺⁵0₄ +9H₂S⁺⁶O₄+ 28N⁺²O

2∙2 + 8∙3 ³

5. Восстановителем и окислителем могут быть различные атомы одного и
того же элемента, входящие в состав разных веществ.

5KJ^-1 + KJ⁺⁵0₃+3H₂ S0₄ = 3J⁰₂ + 3K₂S0₄ + 3H₂0

6. Комплексные соединения могут проявлять восстановительные или
окислительные свойства.

а) изменение зарядности иона - комплексообразователя

5K₄[Fe⁺²(CN)₆] + KMn⁺⁷0₄ + 4H₂S0₄= 5K₃[Fe⁺³(CN)₆] +Mn⁺²S0₄ 4- 3K₂SO₄ + 4Н₂0

б) выделение комплексообразователя в виде нейтрального атома

Zn⁰ + 2[Ag⁺¹(NH₃)₂]OH = 2Ag ⁰+ [Zn⁺²(NH₃)₄](OH)₂

Вопросы для самоподготовки:

1. Расставить коэффициенты, используя электронно-ионный метод, в
следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в кислой среде:

1. КМп0₄ + NaN0₂ + H₂S0₄ K₂S0₄ + NaNO, + MgS0₄ + H₂0

2. KMn0₄ + KBr + H₂S0₄ K₂S0₄ + Br₂ + MgS0₄ + H₂0

3. NaCIO + KJ + H₂S0₄ NaCl + K₂S0₄ + J₂ + H₂0

4. NaCI + K₂Cr₂O₇ + H₂S0₄ Na₂S0₄ + Cl₂ + K₂S0₄ + Cr₂(SO₄)₃,

5. K₂Cr₂O₇+ KJ + H₂S0₄ Cr ₂(S0₄)₃ + J₂ + K₂S0₄ + H₂0

в щелочной среде:

1. MnCl₂ + KBr О + КОН Ми<9₂ + KBr + KCl + Н₂0

2. KMn0₄ + Na₂S0₃ + КОН Na₂S0₄ + К₂МnO₄ + Н₂0

3. k Cr O₂ + Cl₂ + KOH K₂ Cr O₄₊KCl+ Н₂0

 

4. Cr₂(S0₄)₃ + Br₂ + NaOH Na₂Cr0₄ + NaBr + Na₂S0₄ + Н₂0

5. FeS0₄ + NaCIO + NaOH Fe(OH)₃ + NaCl + Na₂S0₄ + H₂0

6. Al + KN0₂ + KOH NH₃ + KAI0₂ + H₂0

7.