Урок по метода на електронния баланс решение на тренировъчни упражнения. Съставяне на уравнения на редокс реакции по метода на електронния баланс. Прилагане на метода на електронния баланс стъпка по стъпка. Пример "а"

8. Класификация на химичните реакции. OVR. Електролиза

8.3. Редокс реакции: общи разпоредби

редокс реакции(OVR) се наричат ​​реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите на елементите. В резултат на тези реакции някои атоми отдават електрони, докато други ги приемат.

Редуциращият агент е атом, йон, молекула или FE, който отдава електрони, окислителят е атом, йон, молекула или FE, който приема електрони:

Процесът на отдаване на електрони се нарича окисление, а процесът на приемане - реставрация. В OVR трябва да има редуциращ агент и окислител. Няма процес на окисление без процес на редукция и няма процес на редукция без процес на окисление.

Редуциращият агент отдава електрони и се окислява, докато окислителят приема електрони и се редуцира.

Процесът на редукция е придружен от намаляване на степента на окисление на атомите, а процесът на окисление е придружен от повишаване на степента на окисление на атомите на елементите. Удобно е да илюстрирате горното с диаграма (CO - степен на окисление):

Конкретни примери за процеси на окисление и редукция (схеми на електронен баланс) са дадени в табл. 8.1.

Таблица 8.1

Примери за електронни балансови схеми

Схема на електронен баланс	Характеристика на процеса
Процес на окисление
	Калциевият атом отдава електрони, повишава степента на окисление, е редуциращ агент
	Йонът Cr +2 отдава електрони, повишава степента на окисление, е редуциращ агент
	Молекулата на хлора отдава електрони, атомите на хлора повишават степента на окисление от 0 до +1, хлорът е редуциращ агент
Процес на възстановяване
	Въглеродният атом приема електрони, понижава степента на окисление, е окислител
	Молекулата на кислорода приема електрони, атомите на кислорода понижават степента си на окисление от 0 до -2, молекулата на кислорода е окислител
	Йонът приема електрони, понижава степента на окисление, е окислител

Най-важните редуциращи агенти: прости вещества метали; водород; въглерод под формата на кокс; въглероден оксид(II); съединения, съдържащи атоми в най-ниска степен на окисление (метални хидриди, сулфиди, йодиди, амоняк); най-силният редуциращ агент електричествона катода.

Най-важните окислители: прости вещества - халогени, кислород, озон; концентрирана сярна киселина; Азотна киселина; редица соли (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); водороден прекис H2O2; най-силният окислител е електрическият ток в анода.

През периода се засилват окислителните свойства на атомите и простите вещества: флуор - най-силният окислител от всички прости вещества. Във всеки период халогените образуват прости вещества с най-изразени окислителни свойства.

В групи А, отгоре надолу, окислителните свойства на атомите и простите вещества отслабват, докато редукционните свойства се увеличават.

За атомите от един и същи тип редукционните свойства се увеличават с увеличаване на радиуса им; например редуциращите свойства на аниона
I - са по-силно изразени от аниона Cl - .

За металите редокс свойствата на прости вещества и йони във воден разтвор се определят от позицията на метала в електрохимичната серия: отляво надясно (отгоре надолу), редукционните свойства на простите метали отслабват: най-силният редуциращ агент- литий.

За метални йони във воден разтвор, съответно отляво надясно в същия ред, окислителните свойства се подобряват: най-мощният окислител- Au 3 + йони.

За да подредите коефициентите в OVR, можете да използвате метод, базиран на картографирането на процесите на окисление и редукция. Този метод се нарича метод на електронен баланс.

Същността на метода на електронния баланс е следната.

1. Направете схема на реакция и определете елементите, които са променили степента на окисление.

2. Съставете електронни уравнения за полуреакции на редукция и окисление.

3. Тъй като броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, приети от окислителя, допълнителните фактори се намират с помощта на метода на най-малкото общо кратно (LCM).

4. Допълнителни множители се поставят преди формулите на съответните вещества (коефициент 1 се пропуска).

5. Изравнете броя на атомите на онези елементи, които не са променили степента на окисление (първо - водород във водата, а след това - броя на кислородните атоми).

Пример за съставяне на уравнение за редокс реакция

метод на електронен баланс.

Откриваме, че въглеродните и серните атоми са променили степента си на окисление. Съставяме уравненията на полуреакциите на редукция и окисление:

В този случай LCM е 4, а допълнителните фактори са 1 (за въглерод) и 2 (за сярна киселина).

Поставяме допълнителните фактори, намиращи се в лявата и дясната част на реакционната схема пред формулите на веществата, съдържащи въглерод и сяра:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Изравняваме броя на водородните атоми, като поставяме коефициент 2 пред формулата за водата и се уверяваме, че броят на кислородните атоми в двете части на уравнението е еднакъв. Следователно уравнението OVR

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Възниква въпросът: в коя част от схемата на OVR трябва да се поставят намерените допълнителни фактори - вляво или вдясно?

За простите реакции това няма значение. Трябва обаче да се има предвид: ако в лявата страна на уравнението са определени допълнителни фактори, тогава коефициентите се поставят преди формулите на веществата в лявата страна; ако изчисленията са извършени за дясната страна, тогава коефициентите се поставят от дясната страна на уравнението. Например:

Според броя на атомите Al от лявата страна:

Според броя на атомите Al от дясната страна:

В общия случай, ако в реакцията участват вещества с молекулярна структура (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), тогава при избора на коефициентите те изхождат точно от броя на атомите в молекулата:

Ако N 2 O се образува в реакция, включваща HNO 3, тогава също е по-добре да напишете схемата на електронен баланс за азот на базата на два азотни атома .

При някои редокс реакции едно от веществата може да изпълнява функцията както на окислител (редуциращ агент), така и на солеобразувател (т.е. да участва в образуването на сол).

Такива реакции са типични по-специално за взаимодействието на метали с окислителни киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.)), както и окислителни соли (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) със солна киселина (поради Cl аниони - солната киселина има редуциращи свойства) и други киселини, чийто анион е редуциращ агент.

Нека съставим уравнение за реакцията на мед с разредена азотна киселина:

Виждаме, че част от молекулите на азотната киселина се изразходват за окисляването на медта, докато се редуцират до азотен оксид (II), а част се използва за свързване на образуваните Cu 2+ йони към солта Cu (NO 3) 2 (в съставът на солта, степента на окисление на азотния атом е същата, както в киселината, т.е. не се променя). При такива реакции допълнителен фактор за окислителния елемент винаги се поставя от дясната страна преди формулата на редукционния продукт, в този случай преди формулата на NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .

Преди формулата HNO 3 поставяме коефициент 8 (две молекули HNO 3 се изразходват за окисляването на медта и шест за свързването на три Cu 2+ йона в сол), изравняваме броя на H и O атомите и получаваме

3Cu + 8HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В други случаи киселина, като солна киселина, може едновременно да бъде редуциращ агент и да участва в образуването на сол:

Пример 8.5. Изчислете каква маса HNO 3 се изразходва за образуване на сол, когато в реакцията, чието уравнение

цинк постъпва с маса 1,4 g.

Решение. От уравнението на реакцията виждаме, че от 8 мола азотна киселина само 2 мола са отишли ​​за окисляването на 3 мола цинк (има коефициент 2 пред формулата за продукта на киселинна редукция, NO). Образуването на сол изразходва 6 mol киселина, което лесно се определя чрез умножаване на коефициента 3 пред формулата на солта Zn(HNO 3) 2 по броя на киселинните остатъци в една формулна единица на солта, т.е. на 2.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 \u003d 0,0215 (mol).

х = 0,043 mol;

m (HNO 3) \u003d n (HNO 3) M (HNO 3) \u003d 0,043 ⋅ 63 \u003d 2,71 (g)

Отговор: 2,71 g.

В някои OVR степента на окисление се променя от атомите не на два, а на три елемента.

Пример 8.6. Подредете коефициентите в OVR, протичащи по схемата FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2, като използвате метода на електронния баланс.

Решение. Виждаме, че степента на окисление се променя от атомите на три елемента: Fe, S и O. В такива случаи броят на електроните, дарени от атоми на различни елементи, се сумира:

След като поставим стехиометричните коефициенти, получаваме:

4FeS + 7O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Помислете за примери за решаване на други видове изпитни задачи по тази тема.

Пример 8.7. Посочете броя на електроните, преминали от редуктора към окислителя по време на пълното разлагане на меден (II) нитрат с маса 28,2 g.

Решение. Записваме уравнението на реакцията за разлагане на солта и схемата на електронния баланс на OVR; М = 188 g/mol.

Виждаме, че 2 mol O 2 се образуват по време на разлагането на 4 mol сол. В същото време 4 mol електрони преминават от атомите на редуциращия агент (в този случай това са йони) към окислителя (т.е. към йони): . Тъй като химическото количество сол е n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), имаме:

2 мола сол - 4 мола електрони

0,15 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 4 ⋅ 0,15 / 2 \u003d 0,3 (mol),

N (e) \u003d N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (електрони).

Отговор: 1,806 ⋅ 10 23 .

Пример 8.8. По време на взаимодействието на сярна киселина с химично количество 0,02 mol с магнезий, серните атоми добавят 7,224 ⋅ 10 22 електрона. Намерете формулата за продукта за възстановяване на киселината.

Решение. В общия случай схемите за процесите на редукция на серните атоми в състава на сярната киселина могат да бъдат както следва:

тези. 1 мол серни атоми може да приеме 2, 6 или 8 мола електрони. Като се има предвид, че 1 mol киселина съдържа 1 mol серни атоми, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имаме:

n (e) \u003d N (e) / N A = (7,224 ⋅ 10 22) / (6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).

Изчисляваме броя на електроните, приети от 1 mol киселина:

0,02 мола киселина приемат 0,12 мола електрони

1 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 0,12 / 0,02 \u003d 6 (mol).

Този резултат съответства на процеса на редуциране на сярна киселина до сяра:

Отговор: сяра.

Пример 8.9. При реакцията на въглерод с концентрирана азотна киселина се образуват вода и два солеобразуващи оксида. Намерете масата на въглерода, който реагира, ако атомите на окислителя поемат 0,2 mol електрони в този процес.

Решение. Взаимодействието на веществата протича по схемата на реакцията

Съставяме уравненията за полуреакциите на окисление и редукция:

От схемите на електронния баланс виждаме, че ако атомите на окислителя () приемат 4 mol електрони, тогава 1 mol (12 g) въглерод влиза в реакцията. Съставете и решете пропорцията:

4 мола електрони - 12 g въглерод

0,2 - х

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Отговор: 0,6 g.

Класификация на редокс реакциите

Има междумолекулни и вътрешномолекулни редокс реакции.

Кога междумолекулен OVRатомите на окислителя и редуктора са част от различни вещества и са атоми на различни химични елементи.

Кога вътрешномолекулен OVRОкислителните и редуциращите атоми са в едно и също вещество. Вътрешномолекулярните реакции са диспропорционалност, при които окислителят и редукторът са атоми на един и същи химичен елемент в състава на едно и също вещество. Такива реакции са възможни за вещества, съдържащи атоми с междинно състояние на окисление.

Пример 8.10. Посочете схемата за диспропорциониране на OVR:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Решение . Реакциите 1)–3) са междумолекулни OVR:

Реакцията на диспропорциониране е реакция 4), тъй като съдържа хлорен атом и окислител и редуциращ агент:

Отговор: 4).

Възможно е да се оцени качествено редокс свойствата на веществата въз основа на анализа на степента на окисление на атомите в състава на веществото:

1) ако атомът, отговорен за редокс свойствата, е в най-висока степен на окисление, тогава този атом вече не може да отдава електрони, а може само да ги приема. Следователно в OVR това вещество ще се показва само окислителни свойства. Примери за такива вещества (във формулите е посочено степента на окисление на атома, отговорен за редокс свойствата):

2) ако атомът, отговорен за редокс свойствата, е в най-ниското състояние на окисление, тогава това вещество в OVR ще покаже само възстановителни свойства(Даден атом вече не може да приема електрони, той може само да ги отдава). Примери за такива вещества:,. Следователно всички халогенни аниони проявяват само редуциращи свойства в OVR (с изключение на F -, за окисляването на който се използва електрически ток на анода), сулфиден йон S 2-, азотен атом в молекулата на амоняка, хидриден йон H -. Металите (Na, K, Fe) имат само редуциращи свойства;

3) ако атом на даден елемент е в междинно състояние на окисление (степента на окисление е по-висока от минималната, но по-малка от максималната), тогава съответното вещество (йон) в зависимост от условията ще проявява двойно окисление-възстановителни свойства: по-силните окислители ще окислят тези вещества (йони), а по-силните редуциращи агенти ще ги редуцират. Примери за такива вещества: сяра, тъй като най-висока степенокисление на серния атом +6, а най-ниското -2, серен оксид (IV), азотен оксид (III) (най-високата степен на окисление на азотния атом е +5, а най-ниската е -3), водороден пероксид (на най-високата степен на окисление на кислородния атом е +2, а най-ниската -2). Двойни редокс свойства се проявяват от метални йони в междинно състояние на окисление: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 и др.

Пример 8.11. Редокс реакцията не може да протече, чиято схема е:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Решение. Реакцията, чиято схема е посочена под номер 3), не може да продължи, тъй като съдържа редуциращ агент, но не и окислител:

Отговор: 3).

За някои вещества редокс дуалността се дължи на присъствието в техния състав на различни атоми както в най-ниската, така и в най-високата степен на окисление; например, солна киселина (HCl) поради водородния атом (най-висока степен на окисление, равна на +1) е окислител, а поради аниона Cl - - редуциращ агент (най-ниска степен на окисление).

OVR е невъзможно между вещества, които проявяват само окислителни (HNO 3 и H 2 SO 4, KMnO 4 и K 2 CrO 7) или само редуциращи свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

OVR са изключително разпространени в природата (метаболизъм в живите организми, фотосинтеза, дишане, гниене, изгаряне), широко се използват от хората за различни цели (получаване на метали от руди, киселини, основи, амоняк и халогени, създаване на химически източници на ток, получаване на топлина и енергия при горене на различни вещества). Обърнете внимание, че OVR често усложнява живота ни (разваляне на храна, плодове и зеленчуци, корозия на метали - всичко това е свързано с протичането на различни редокс процеси).

Йонно-електронен метод (метод на полуреакция)

При съставянето на OVR уравненията протичат във водни разтвори, за предпочитане е да изберете коефициентите, като използвате метода на полуреакция.

Процедурата за избор на коефициенти по метода на полуреакция:

1. Запишете реакционната схема в молекулярни и йонно-молекулни форми и определете йоните и молекулите, които променят степента на окисление.

2. Определете средата, в която протича реакцията (H + - кисела; OH - алкална; H 2 O - неутрална)

3. Съставете йонно-молекулно уравнение за всяка полуреакция и изравнете броя на атомите на всички елементи.

1. Броят на кислородните атоми се изравнява с помощта на водни молекули или ОН - йони.
2. Ако първоначалният йон или молекула съдържа повече кислородни атоми от реакционния продукт, тогава

• излишък от кислородни атоми в кисела средасе свързва с Н + йони във водни молекули
• в неутрална и алкална среда излишните кислородни атоми се свързват от водни молекули в ОН групи -
  

1. Ако първоначалният йон или молекула съдържа по-малко кислородни атоми от реакционния продукт, тогава

· липсата на кислородни атоми в кисели и неутрални разтвори се компенсира от водни молекули

· в алкални разтвори - поради ОН - йони.

4. Съставете електронно-йонни уравнения на полуреакции.

За да направите това, електроните се добавят (или изваждат) към лявата страна на всяка полуреакция по такъв начин, че общият заряд от лявата и дясната страна на уравненията става еднакъв. Умножаваме получените уравнения по най-малките множители за баланса на електроните.

5. Обобщете получените електронно-йонни уравнения. Отменете подобни членове и получете йонно-молекулярното OVR уравнение

6. По полученото йонно-молекулно уравнение се съставя молекулно уравнение.

Пример :

1 . Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 О

ТАКА 3 2- → ТАКА 4 2-

MNO 4 - → Мн 2+

2 . Киселинна среда - H +

3 .

MnO 4 - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē → Mn 2+ + 4 H 2 O│ х2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х5

5 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10ē → 2Mn 2+ + 8 H 2 O

5SO 3 2- + 5H 2 O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O → 2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 6 H + + 5SO 3 2- → 2Mn 2+ + 3 H 2 O + 5SO 4 2-

6 . 5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Напомняне!

Реставратори
Име на редуциращия агент (окислител)	Електронно уравнение	Йонно-електронно уравнение	Продукт на окисление ( възстановяване)
Хром(III) йон ) в алкална среда	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē \u003d CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Хром(III) йон в кисела среда	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē \u003d Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
водороден сулфид	S -2 - 2ē \u003d S 0	H 2 S - 2ē \u003d S + 2H +
сулфитен йон	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Окислители
Перманганатен йон в кисела среда	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O	Mn2+
Перманганатен йон в неутрална среда	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -	MnO2
Перманганатен йон в алкална среда	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē \u003d MnO 4 2-	MnO 4 2-
дихроматен йон	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē \u003d 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr+3
Водороден пероксид в кисела среда	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2H + + 2ē \u003d 2H 2 O	H2O
Водороден пероксид в неутрална и алкална среда	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2ē \u003d 2 OH -	о-

Спецификата на много OVR е, че при съставянето на техните уравнения изборът на коефициенти предизвиква затруднения. За да се улесни изборът на коефициенти, най-често се използва метод на електронен баланс и йонно-електронен метод (метод на полуреакция).Разгледайте приложението на всеки от тези методи с примери.

Метод на електронен баланс

Базира се на следващото правило: общият брой електрони, дарени от редуциращи атоми, трябва да съответства на общия брой електрони, получени от окислителни атоми.

Като пример за съставяне на OVR, разгледайте процеса на взаимодействие на натриев сулфит с калиев перманганат в кисела среда.

1. Първо трябва да съставите схема за реакция:запишете веществата в началото и края на реакцията, като се има предвид, че в кисела среда MnO 4 - се редуцира до Mn 2+ ():

1. След това определяме кои от съединенията са; намерете степента им на окисление в началото и в края на реакцията:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

От горната диаграма става ясно, че по време на реакцията степента на окисление на сярата се повишава от +4 до +6, така че S +4 отдава 2 електрона и е редуциращ агент. Степента на окисление на мангана намалява от +7 на +2, т.е. Mn +7 приема 5 електрона и е окислител.

1. Съставяме електронни уравнения и намираме коефициентите за окислителя и редуктора.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

За да може броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, да бъде равен на броя на електроните, приети от редуциращия агент, е необходимо:

• Поставете броя на електроните, отдадени от редуциращия агент, като фактор пред окислителя.
• Поставете броя на електроните, приети от окислителя, като фактор пред редуциращия агент.

Така, 5 електрона, получени от окислителя Mn +7, поставяме коефициента пред редуциращия агент и 2 електрона, отдадени от редуциращия агент S +4 като коефициент пред окислителя:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. След това трябва да изравните броя на атомите на елементите, които не променят степента на окисление,в следната последователност: броят на металните атоми, киселинните остатъци, броят на молекулите на средата (киселина или основа). Накрая се отчита броят на образуваните водни молекули.

Така че в нашия случай броят на металните атоми в дясната и лявата част е еднакъв.

По броя на киселинните остатъци от дясната страна на уравнението намираме коефициента за киселината.

В резултат на реакцията се образуват 8 киселинни остатъка SO 4 2-, от които 5 се дължат на трансформацията 5SO 3 2- → 5SO 4 2-, а 3 се дължат на молекули на сярна киселина 8SO 4 2- - 5SO 4 2- \u003d 3SO 4 2 - .

По този начин сярната киселина трябва да вземе 3 молекули:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. По същия начин намираме коефициента за вода по броя на водородните йони в дадено количество киселина

6H + + 3O -2 = 3H 2 O

Крайната форма на уравнението е следната:

Признак, че коефициентите са поставени правилно, е равен брой атоми на всеки от елементите в двете части на уравнението.

Йонно-електронен метод (метод на полуреакция)

Окислително-редукционните реакции, както и обменните реакции в електролитни разтвори протичат с участието на йони. Ето защо йонно-молекулярните уравнения на ОВР по-ясно отразяват същността на редокс реакциите. При писане на йонно-молекулни уравнения силните електролити се записват като , а слабите електролити, утайките и газовете се записват като молекули (в недисоциирана форма). В йонната схема посочете частиците, които претърпяват промяна в техните степени на окисление, както и характеризиране на околната среда, частици: H + - кисела среда,OH — — алкална средаи Н2О- неутрална среда.

Помислете за пример за съставяне на уравнение на реакция между натриев сулфит и калиев перманганат в кисела среда.

1. Първо трябва да съставите схема за реакция: запишете веществата в началото и края на реакцията:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Записваме уравнението в йонна форма, намалявайки онези йони, които не участват в редокс процеса:

SO 3 2- + MnO 4 - + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O

1. След това дефинираме окислителя и редуциращия агент и съставяме полуреакциите на процесите на редукция и окисление.

В горната реакция окислител - MnO 4- приема 5 електрона, възстановявайки се в кисела среда до Mn 2+. В този случай се отделя кислород, който е част от MnO 4 -, който, комбинирайки се с Н +, образува вода:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Редуциращ агент SO 3 2-- окислява се до SO 4 2-, давайки 2 електрона. Както можете да видите, полученият SO 4 2- йон съдържа повече кислород от оригиналния SO 3 2- . Липсата на кислород се попълва от водни молекули и в резултат на това се освобождава 2H +:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H +

1. Намираме коефициента за окислителя и редуциращия агент, като се има предвид, че окислителят добавя толкова електрони, колкото редукторът отдава в процеса на окисление-редукция:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислител, редукционен процес

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 редуциращ агент, процес на окисление

1. След това е необходимо да се сумират двете полуреакции, предварително умножавайки по намерените коефициенти, получаваме:

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Намалявайки подобни членове, намираме йонното уравнение:

2MnO 4 - + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Нека напишем молекулярното уравнение,който има следната форма:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O \u003d Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

AT йонна формауравнението става:

SO 3 2- + MnO 4 - + H 2 O \u003d MnO 2 + SO 4 2- + OH -

Също така, както в предишния пример, окислителят е MnO 4 -, а редуциращият агент е SO 3 2-.

В неутрална и леко алкална среда MnO 4 - приема 3 електрона и се редуцира до MnO 2. SO 3 2- - се окислява до SO 4 2-, давайки 2 електрона.

Половин реакцииимат следната форма:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 окислител, процес на редукция

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 редуктор, процес на окисление

Записваме йонните и молекулярните уравнения, като вземем предвид коефициентите за окислителя и редуциращия агент:

3SO 3 2- + 2MnO 4 - + H 2 O \u003d 2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH -

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O \u003d 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

И още един пример - съставяне на уравнение за реакцията между натриев сулфит и калиев перманганат в алкална среда.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH \u003d Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

AT йонна формауравнението става:

SO 3 2- + MnO 4 - + OH - \u003d MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

В алкална среда окислител MnO 4 - приема 1 електрон и се редуцира до MnO 4 2-. Редукторът SO 3 2- - се окислява до SO 4 2-, давайки 2 електрона.

Половин реакцииимат следната форма:

MnO 4 - + e - \u003d MnO 2 ¦2 окислител, редукционен процес

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦1 редуциращ агент, процес на окисление

Нека запишем йонните и молекулярните уравнения, като се вземат предвид коефициентите за окислителя и редуциращия агент:

SO 3 2- + 2MnO 4 - + 2OH - \u003d 2MnO 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O \u003d 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Трябва да се отбележи, че не винаги в присъствието на окислител и редуциращ агент може да възникне спонтанен OVR. Следователно, за количествени характеристикисилата на окислителя и редуциращия агент и за определяне на посоката на реакцията използвайте стойностите на редокс потенциалите.

Категории ,

Реставратори	Окислители
метали, водород, въглища	халогени
въглероден оксид (II) CO	манганов (VII) оксид - Mn 2 O 7
сероводород H2S	манганов (IV) оксид - MnO 2
натриев сулфид Na2S	калиев перманганат - KMnO 4
серен оксид (IV) - SO 2	калиев манганат - K 2 MnO 4
сярна киселина - H 2 SO 3 и нейните соли	хромов оксид (VI) - CrO 3
натриев тиосулфат - Na 2 S 2 O 3	калиев хромат - K 2 CrO 4
йодоводородна киселина - HI	калиев дихромат - K 2 Cr 2 O 7
бромоводородна киселина - HBr солна киселина - HCl калаен (II) хлорид - SnCl 2 железен (II) сулфат - FeSO 4 манганов (II) сулфат - MnSO 4 хромов сулфат (III) - Cr 2 (SO 4) 3 азотиста киселина - HNO 2 амоняк NH3 хидразин N 2 H 4 азотен оксид (II) NO фосфорна киселина - H3PO3 ортоарсенова киселина - H 3 AsO 3 калиев хексацианоферат (II) - K 4	азотна киселина - HNO 3 кислород - O 2 озон - O 3 водороден пероксид - H 2 O 2 сярна киселина - H 2 SO 4 (конц.) селенова киселина - H 2 SeO 4 меден(II) оксид - CuO сребърен оксид (I) - Ag 2 O оловен (IV) оксид - PbO 2 йони на благородни метали (Ag+, Au 3+ и др.) натриев бисмутат - NaBiO 3 амониев персулфат - (NH 4) 2 S 2 O 8 калиев хексацианоферат (III) -K 3 железен (III) хлорид - FeCl 3 хипохлорити, хлорати, перхлорати царска водка смес от концентрирани азотна и флуороводородна киселина

9.3. Влияние на околната среда върху редокс реакциите

Естеството на средата (киселинна, неутрална, алкална) влияе върху OVR. В различни среди взаимодействието на едни и същи вещества може да доведе до различни продукти. Бяхме убедени в това от примерите, разгледани в раздел 9.1, където окислителят е перманганат - MnO йон:

окислена форма възстановена форма

кисела среда Mn 2+ b / c или леко розово

pH  7 оцветяващ разтвор

7 неутрална среда +4

MnO pH  7 MnO 2 (кафява утайка)

алкална среда (MnO 4) 2- (зелен цвят

pH  7 разтвор)

Перманганатният йон проявява окислителни свойства в по-голяма степен в кисела среда (по-голямо намаляване на степента на окисление).

Обикновено, за да се създаде кисела среда в разтвор, сярна киселина. Азотната и солната (солна) киселина се използват рядко: първата сама по себе си е окислител, втората може да се окислява. За създаване на алкална среда се използват разтвори на калиев или натриев хидроксид.

Нека разгледаме примери за влиянието на средата върху хода на реакция с водороден пероксид. Водородният пероксид, в зависимост от средата, се редуцира по схемата:

киселинно pH 7

H 2 O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O

неутрална среда

алкална среда H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH -

Тук H 2 O 2 действа като окислител. Например:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O

2 Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

1 H 2 O 2 + 2H + + 2e \u003d 2 H 2 O

2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + = 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Въпреки това, с много силен окислител, като KMnO 4, водородният пероксид взаимодейства като редуциращ агент:

H 2 O 2 - 2e - \u003d O 2 + 2H +

Например:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

5 H 2 O 2 - 2e - \u003d O 2 + 2H +

2 MnO - 4 + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O

5 H 2 O 2 + 2 MnO - 4 + 6H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O

Хромът в неговите съединения има стабилен s.d. (+6) и (+3). В първия случай хромните съединения (хромат, дихроматни йони) проявяват свойствата на окислители, във втория - редуциращи агенти. Хроматните и дихроматните йони са силни окислители, те се редуцират до Cr 3+ съединения:

окислена форма възстановена форма

Съставяне на уравнения на редокс реакции

За да се напише уравнението на OVR, е необходимо преди всичко да се знае кои вещества се образуват в резултат на реакцията. В общия случай този проблем се решава експериментално. Въпреки това, познаването на химичните характеристики на определени окислители и редуциращи агенти често прави възможно сравнително надеждно (макар и не със 100% гаранция) да се предвиди съставът на продуктите на взаимодействието.

Ако продуктите на реакцията са известни, стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията могат да бъдат намерени чрез изравняване на броя на електроните, добавени от атомите на окислителя и загубени от атомите на редуциращия агент. Използват се два метода за избор на коефициенти в уравненията на OVR - методът на електронния баланс и методът на йонно-електронния баланс. Нека разгледаме тези методи.

Методът се основава на принципа на запазване на електрическия заряд по време на химическа реакция, в резултат на което веществата реагират в такова съотношение, което осигурява равенство на броя на електроните, отдадени от всички атоми на редуциращия агент и прикрепени от всички атоми на окислителя. За да изберете коефициентите, препоръчително е да използвате следния алгоритъм:

1. Запишете схемата на OVR (изходни вещества и продукти на реакцията).

2. Определете елементите, чиято степен на окисление се променя по време на реакцията.

3. Направете диаграми на процесите на окисление и редукция.

4. Намерете коефициентите, изравняващи броя на електроните, прикрепени от атомите на окислителя и загубени от атомите на редуктора (балансиращи фактори). За да направите това, намерете най-малкото общо кратно за електрони, прикрепени от един атом на окислителя и отдадени от един атом на редуциращия агент; балансиращите фактори ще бъдат равни на най-малкото общо кратно, разделено на броя на прикрепените електрони (за окислител) и дарените електрони (за редуциращ агент).

5. Определете и въведете в уравнението коефициентите за вещества, съдържащи елементи, чието състояние на окисление се променя (референтни коефициенти), като разделите балансиращите коефициенти на броя на атомите на окислителя или редуктора във формулната единица на веществото. Ако частното не е цяло число, балансиращите коефициенти трябва да се увеличат с необходимия брой пъти.

6. Намерете и подредете допълнителни коефициенти, които изравняват броя на атомите, които не са променили степента си на окисление (с изключение на водорода и кислорода); в същото време, ако средата е кисела, първо изравнете металните атоми, а след това анионите на киселините, ако средата е алкална или неутрална, обратно.

7. Изравнете броя на водородните атоми, като добавите вода към дясната или лявата страна на уравнението, ако е необходимо.

8. Проверете дали коефициентите за кислород са правилно избрани.

Помислете като пример за формулирането на уравнението за взаимодействие на калиев перманганат с железен (II) сулфат в среда на сярна киселина съгласно етапите на предложения алгоритъм:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (възстановяване)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Референтни коефициенти: с KMnO 4 - 2:1=2, с FeSO 4 - 10:1=10, с MnSO 4 - 2:1=2, с Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

6. Средата е кисела, така че първо изравняваме калиевите атоми, след това сулфатните йони.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

7. Тъй като лявата страна на уравнението съдържа 10 водородни атома, добавяме 5 водни молекули към дясната страна:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5H 2 O

8. Броят на кислородните атоми (с изключение на кислорода, включен в сулфатните йони) в дясната и лявата част на уравнението е 8. Коефициентите са избрани правилно.

Когато възникне OVR, може да има случаи, когато окислителят или редуциращият агент се изразходва частично за свързване на продуктите на окисление или редукция, без да се променя степента на окисление на съответния елемент. В този случай коефициентът за вещество с двойна функция е равен на сумата от референтния и допълнителния коефициент и се въвежда в уравнението след намирането на допълнителния коефициент. Така реакцията между цинк и много разредена азотна киселина протича съгласно уравнението

4Zn + 10HNO 3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

Както следва от редокс схемите, окисляването на четири цинкови атома изисква една молекула азотна киселина (референтният фактор за HNO 3 е 1); обаче образуването на четири молекули цинков нитрат и една молекула амониев нитрат изисква още девет молекули HNO 3, които реагират, без да променят степента на окисление на азота (допълнителен коефициент за HNO 3 - 9). Съответно, коефициентът за азотна киселина в уравнението на реакцията ще бъде равен на 10 и 3 водни молекули трябва да бъдат въведени в дясната страна на уравнението.

Ако едно от веществата едновременно изпълнява функцията на окислител и редуциращ агент (реакции на диспропорциониране) или е продукт както на окисление, така и на редукция (реакции на контрадиспропорциониране), тогава коефициентът за това вещество е равен на сумата от референтните коефициенти за окислителя и редуциращия агент. Например в уравнението на реакцията за диспропорциониране на сярата в алкална среда коефициентът за сярата е три.

3S 0 + 6NaOH \u003d Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Понякога по време на OVR се наблюдава промяна в степента на окисление на повече от два елемента; в този случай коефициентите на уравнението могат да бъдат еднозначно определени, ако всички окислители или всички редуциращи агенти са част от една молекула. В този случай изчисляването на дарените или прикрепените електрони се извършва рационално за формулната единица на вещество, съдържащо тези окислители или редуциращи агенти. Като пример, разгледайте взаимодействието на арсен(III) сулфид с азотна киселина в съответствие с етапите на горния алгоритъм.

1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

Реакцията включва два редуциращи агента (As +3 и S -2) и един окислител (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

As 2 S 3 - 28e - \u003d 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Най-малко общо кратно - 84, балансиращи коефициенти - 28 и 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

6. Няма допълнителни коефициенти.

7. Молекулите на водата трябва да бъдат въведени от лявата страна на уравнението:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O \u003d 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

8. Броят на кислородните атоми както в лявата, така и в дясната страна на уравнението е 88. Коефициентите са избрани правилно.

Ако органичните вещества участват в OVR, тогава степента на окисление не се определя за тях, тъй като в този случай всеки атом може да има собствена стойност на степента на окисление и често не е цяло число. При изготвянето на редокс схеми за такива реакции трябва да се спазват следните правила:

1. добавянето на кислороден атом е идентично със загубата на два електрона от молекула;

2. загубата на кислороден атом е идентична с присъединяването на два електрона;

3. присъединяването на водороден атом е идентично с присъединяването на един електрон;

4. Загубата на водороден атом е идентична със загубата на един електрон.

По-долу, като пример, е дадено уравнението на реакцията за окисляване на етилов алкохол с калиев дихромат:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 \u003d 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

C 2 H 5 OH + [O] - 2 [H] - 4e - \u003d 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Превръщането на етилов алкохол в оцетна киселина изисква добавянето на кислороден атом и загубата на два водородни атома, което съответства на загубата на четири електрона.

Методът на електронния баланс е универсален метод, приложим за всеки OVR, възникващ в газова фаза, кондензирани системи и разтвори. Недостатъкът на метода е, че тази техника е формална и работи с частици, които реално не съществуват (Mn +7, N +5 и др.).