ПРОЦЕССЫ ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЯ. ВОССТАНОВИТЕЛИ И ОКИСЛИТЕЛИ

 

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, сопровождающееся повышением степени окисления (к более положительным значениям).

 

Например: Na0 –1 e à Na+

2Cl- - 2e à Cl20

 

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, сопровождающийся понижением степени окисления (к более отрицательным значениям).

 

Например: N+5+ 3e à N+2

Fe+3 +1e à Fe+2

Задание для самоконтроля № 4.

Выберите процессы окисления и восстановления:

 

S+4 –2e à S+6; N+5 + 3 e à N+2; N+5 + 3 e à N+2 ; 2I- - 2 e à I20

Восстановителями называются вещества, атомы или ионы, отдающие электроны. При этом они окисляются, и их степень окисления повышается.

Восстановителями могут быть нейтральные атомы (кроме фтора), отрицательно заряженные несложные ионы и положительно заряженные ионы, которые не проявляют высших степеней окисления, равных номеру группы в соединении.

 

Примеры частиц и групп частиц, которые преимущественно проявляют восстановительные свойства:

нейтральные атомы неметаллов - Н2, Si, С и металлов;

отрицательно заряженные несложные ионы - Сl- , Br-, I- , S2-;

положительно заряженные ионы - Fe2+, Sn2+, Pb2+ (но не

Fe3+, Sn4+, Pb4+);

некоторые сложные вещества - NH3 , РН3, CO (чаще восстановитель).

 

Окислителями называются вещества, атомы или ионы, принимающие электроны. При этом они восстанавливаются, и их степень окисления понижается.

 

Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов и положительно заряженные ионы металлов и неметаллов с высшей положительной степенью окисления, сложные анионы, содержащие атомы элементов в высшей степени окисления. Самые сильные окислители - фтор, кислород, озон, галогены.

+7

Примеры окислителей: F2, Сl2, I2, Br2, O3, O2, Fe3+ , Pb4+, Sn4+, MnO4-,

+6 +5 +6

SO42-, , NO3- , Cr2O72- , KClO3, , HClO4 и ее соли, HСlO и ее соли и другие.

 

Некоторые вещества способны отдавать и принимать электроны. Тогда говорят об их окислительно-восстановительной двойственности. С одними реагентами (более сильными окислителями, чем рассматриваемое соединение) они проявляют восстановительные свойства, а с другими - проявляют окислительные свойства.

Атомы элементов имеют в таких соединениях промежуточную (среднюю по значению) степень окисления.

 

+3 +2

Например, NO2- à NO здесь нитрит-анион окислитель

+3 +5

NO2- à NO3 здесь нитрит-анион восстановитель

+4 0

SO2 à S здесь оксид серы (+4) окислитель

 

+4 +6

SO2 à SО4-2 здесь оксид серы (+4) восстановитель

 

-1 -2

H2O2 à H2O или

-1 -2

H2O2 à ОH-1 в этих случаях пероксид водорода окислитель

-1 0

H2O2 à O2 здесь пероксид водорода восстановитель

 

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР

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 ОВРявляется 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

5. 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.

 

Пример 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 → HF + HBrO3

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

 

4. Определим, 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 положительным (+) и наоборот число проходит через 0):

0 +5

Br2 - (5 ∙ 2) ē → 2 Br

0 -1

F2 + (1 ∙2) ē → 2 F

 

5. 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 данном случае равно 10:

0 +5

Br2 - 10 ē → 2 Br

0 -1 10

F2 + 2 ē → 2 F

 

6. 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.

 

Уравнение выглядит:

 

Br2 + 5F2 + 6H2O → 10 HF +2 HBrO3

 

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 устных расчетов получаем:

0 +3

2Al → 2 Al

0 -2

3 O2 → 6 O

4. Определим, 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.

 

Пример 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 4.

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. .

Произведем уравнивание:

 

- расставим степени окисления:

 

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

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

 

S+6 может быть в любом соединении

 

- 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

 

 

- проверяем правильность составления баланса:

+7 +4 +2 +6

2Mn + 5S à 2Mn + 5S

+14 + 20 +4 + 30

 

+34 = +34

 

Вывод: баланс верен.

 

- 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 поставлены 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.

 

Пример 4. Уравнять

 

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

K2Cr2O7 + HCl à CrCl3 + Cl2 + K Cl + H2O

-составляем электронный баланс:

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

+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

-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 № 5.

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 (водородных атомов, кислотных остатков). Существует еще один метод, в котором коэффициенты перед атомами воды или кислоты можно получить после электронного баланса.

 

Б) МЕТОД ИОННО - ЭЛЕКТРОННЫЙ (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; достаточно 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; ионы 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 4:

 

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 SO42-

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 SO42-

(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 SO42- + 2 H+

(уравняли число атомов «Н»)

MnO4- +8 H+ à Mn2+ + 4H2O

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

 

SO3-2 + H2O à SO42- + 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 - à SO42- + 2 H+

               
       


-2 + 0 = -2-2 + (+2) = 0(от-2 до 0 ушли 2 ē )

 

MnO4- + 8 H+ + à Mn2+ + 4H2O

               
   
     
 
     
 
 
 


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

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

 

SO3-2 + H2O - à SO42- + 2 H+ 5 восст-ль, окисление

MnO4- +8 H+ + 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 SO42- +10H+ +2 Mn2+ + 8H2O

 

и уничтожаем в левой и правой частях одинаковые частицы:

           
     


5 SO3-2 +5 H2O + 2MnO4- +16 H+ ----à5 SO42- +10H+ +2 Mn2+ + 8H2O

6 3

Проверяем суммарные заряды слева и справа:

 

5 SO3-2 + 2MnO4- +6 H+ à5 SO42- + 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 просчитываем 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 - à SO42- + 2 H+ 5 восст-ль, окисление

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

                   
 
 
         
 


5 SO3-2 +5 H2O + 2MnO4- +16 H+ à 5 SO42- +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 О2- и связыванием каждой такой частицы двумя катионами водорода 2Н+ в воду (смотри сводную таблицу ниже)

 

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 SO42-

MnO4- à MnО2-

 

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 SO42-

(уравняли число атомов «О»)

MnO4- à MnО2-

 

В стороне с большим числом атомов кислорода (SO42-) записываем молекулы воды, в количестве, равном разнице атомов кислорода:

 

SO32- + 2 OH - à S O42- + H2O

(уравняли число атомов «Н»)

MnO4- à MnO42--

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

 

SO3-2 + 2OН- à SO42- + H2O

           
 
     
 


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

 

MnO4- à MnО2-

               
   
   
 
   
 
 
 


-1 -2

 

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

 

SO3-2 + 2OН- -2 ē à SO42- + H2O

               
   
     
       
 
 


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

 

MnO4- +1 ē à MnО2-

               
   
   
   
 
 


-1 -2

Рассчитиываем НОК и дополнительные множители:

 

SO3-2 + 2OН- -2 ē à SO42- + H2O 1 восст-ль, окисление

MnO4- +1 ē à MnО2-2ок-ль, восстановление

 

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

 

SO32- + 2OH- +2 MnO4-- + à SO42- + H2O + 2 MnO42--

 

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

 

Баланс верен, так как -6 = -6

 

 

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 SO42- + 2 H+ 3 в-ль, ок-ие (как кисл. ср.)

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

 

______________________________________________________

 
 


3SO32- + 3H 2O +2 MnO4- +4H2O à 3SO42- +6 H+ +2 MnO2 + 8 OH-

6 OH- + 2 OH-

 
 


7 H2O 6H2O u 2 OH

3SO32- +2 MnO4-- +H2O à 3SO42- +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+ + 3SO32- + 2 К+ + 2 MnO4- +H2O à6 Na+ + 3SO42- +2 MnO2 + 2 К+ + 2OH

 

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.

 

Правила уравнивания

 

В левой части уравнения среда добавляем в левую часть добавляем в правую часть
Избыток кислорода кислая 2nН+ 2О
щелочная или нейтральная 2О 2n ОН-
Недостаток кислорода кислая или нейтральная   2О 2nН+
щелочная   2n ОН- 2О

 

n - избыток атомов кислорода

 

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 уравнение.

 

 

6. 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.

Превращение перманганат-аниона

+OH- (+1ē) +6

MnO42- манганат –зеленого цвета

анион

+7 +H2O (+3ē) +4

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

 

+ (+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

 

 

 

Превращение ионов хрома:

 

Окисление (-3ē)

       
   
 
 

 


Восстановление (-3ē)

 

Степень окисления: +3 +6

 

Кислая среда: Cr3+ Сr2O72-

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

 

Щелочная среда: CrO2- CrO42-

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

 

Превращение пероксида водорода:

 

-1 Н+ -2

H2O2 à H2O или

 

-1 OH- -2

H2O2 à ОH- в этих случаях пероксид водорода –окислитель

(2 атома «О» + 2ē)

 

-1 Н+ 0

H2O2 à O2 здесь пероксид водорода восстановитель

(2 атома «О» - 2ē)

 

 

7. 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*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*.vx = 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.

Mx

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* = ?