Классификация окислительно-восстановительных реакций, Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций - Характеристика основных видов растворов

Существует три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных веществ, то такие окислительно-восстановительные реакции называются межмолекулярными:

H+2SO4 + Zn0 Zn+2SO4 + H20.

    2. Если окислитель и восстановитель - одно и то же вещество с одинаковой степенью окисления, то это реакции диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Таким двойственным характером могут обладать неметаллы и сложные вещества с промежуточной степенью окисления атома одного из элементов: 3 Cl20 + 6 NaOH NaCl+5O3 + 5 NaCl - + 3 H2O. 3. Если в молекуле сложного вещества содержатся атомы, один из которых является окислителем, другой - восстановителем, то окислительно-восстановительные реакции с участием такого вещества называются внутримолекулярными:

N-3H4N +3O2 N20+ 2 H2O.

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Используют два метода расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

    - метод электронного баланса; - метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций (для реакций в растворах или расплавах).

Оба метода подчиняются основным правилам:

    1) соблюдается закон сохранения массы вещества, т. е. число одних и тех же атомов в исходных веществах и в продуктах реакции одинаково; 2) в любой окислительно-восстановительной реакции число отданных электронов равно числу принятых электронов.

Метод электронного баланса

Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:

А) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

Mn+2CO3 + KCl+5O3 Mn+4O2 + KCl-1 + CO2

Cl+5 Cl

Mn+2 Mn+4

Б) составляют уравнения восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой реакции:

Процесс восстановления Cl+5 + 6 e = Cl

Процесс окисления Mn+2 2 e = Mn+4

    В) подбирают дополнительные множители для уравнения так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в реакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в реакции окисления: Г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):
      3 MnCO3 + KClO3 3 MnO2 + KCl + CO2
    Д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение реакции:
      3 MnCO3 + KClO3 = 3 MnO2 + KCl + 3 CO2

Пример 3. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком: H2SO4 (конц.) + Zn = ZnSO4 + SO2 + H2О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют (атом цинка и атом серы):

H2S+6O4 (конц.) + Zn0 Zn+2SO4 + S+4O2 + H2О.

2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления:

Т. к. число отданных и присоединенных электронов одинаково, дополнительные коэффициенты не требуются.

    3. Подбираем окончательные коэффициенты в уравнении (водород и кислород уравниваются последними) : 2 H2SO4 (конц.) + Zn ZnSO4 + SO2 + 2 H2О.

Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия HI с концентрированной серной кислотой: HI + H2SO4 (конц.) = H2S + I2 + H2О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют. В данном случае это атом йода и атом серы:

HI-1 + H2S+6O4 (конц.) = H2S-2 + I20 + H2О.

    2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления: 3. Найденные коэффициенты подставляем в уравнение: 8 HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4 I2 + H2О. 4. Подбираем окончательные коэффициенты, сравнивая обе части уравнения 8 HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4 I2 + 4 H2О.

Метод полуреакций

В водных растворах электролитов реакции протекают между ионами и, как правило, с участием среды раствора. Поэтому правильнее записывать процессы передачи электронов с их участием. Метод полуреакций имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса:

    - реакции пишутся между реально существующими в растворе частицами; - этим методом довольно просто уравнивать сложные реакции, протекающие в растворах; - часть конечных продуктов реакции вытекает при написании полуреакций.

Окисленная и Восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O72 и Cr3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н+/Н2О (для кислой среды) и ОН/Н2О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

Кислотная среда [O2] + 2 H+ = H2O

Щелочная среда [O2] + H2О = 2 ОН

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

Кислотная среда H2O = [O2] + 2H+

Щелочная среда 2 ОН= [O2] + H2О

В нейтральной среде можно пользоваться молекулами H2O и ионами, на которые она диссоциирует: OH - и H+.

Этапы метода подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса:

А) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S+ K2SO4

И устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 окислитель, H2S восстановитель, H2SO4 кислотная среда реакции);

Б) определяют степени окисления атомов элементов, изменяющихся в процессе реакции:

K2Cr2+6O7 + H2S-2 + H2SO4 Cr2+3(SO4)3 + S0+ K2SO4

В) составляют полуреакции, учитывая состав ионов, содержащих нужные атомы элементов, среду и количество электронов:

Полуреакция восстановления:

Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

Полуреакция окисления:

H2S 2 e = S(т) + 2H+

Г) выравнивают число отданных и присоединенных электронов, используя наименьшее общее кратное их чисел:

Полуреакция восстановления:

Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

1

Полуреакция окисления:

H2S 2 e = S(т) + 2H+

3

Д) составляют суммарное уравнения полуреакций, с учетом рассчитанных коэффициентов, выравнивают число атомов элементов и зарядов справа и слева:

Cr2O72 + 14 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 S(т) + 6 H+

Cr2O72 + 8 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 S(т)

Е) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т. е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4 и H2O):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4

Ж) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения.

Пример 5. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + .

Решение: а) определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции.

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2SO4 Mn+2SO4 + Na2S+6O4 +

    Б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса: В) составьте суммарное уравнение:
      2 MnO4 + 5 SO32 + 6 H+ = 2 Mn2+ + 5 SO42 + 3 H2O
    В) составьте полное уравнение:
      2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + К2SO4 + 3 H2O.

Пример 6. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + КОН K2MnO4 + Na2SO4 + .

Решение:

А) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + КОН K2Mn+6O4 + Na2S+6O4 +

    Б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса: В) составьте суммарное уравнение:
      2 MnO4 + SO32 + 2 OH = 2 MnO42 + SO42 + H2O
    В) составьте полное уравнение:
      2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Пример 7. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2О MnO2 + Na2SO4 + .

А) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2О Mn+4O2 + Na2S+6O4 +

Б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

MnO4 + 2 H2О + 3 e

=

MnO2 + 2 OH

2

Полуреакция восстановления

SO32 + 2 OH 2 e

=

SO42 + H2О

3

Полуреакция окисления

    В) составьте суммарное уравнение:
      2 MnO4 + 4 H2О + 3 SO32 + 6 ОН= 2 MnO2 + 8 ОН + 3 SO42 + 3 H2О 2 MnO4 + H2О + 3 SO32 = 2 MnO2 + 3 SO42 + 2 ОН
    В) составьте полное уравнение в молекулярной форме:
      2 KMnO4 + Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH

Таким образом, если перманганат-ион используется в качестве окислителя, то в зависимости от среды раствора уравнение полуреакции восстановления будет выглядеть:

В кислотной среде:

MnO4+ 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O

В щелочной среде:

MnO4 + 1 e MnO42

В нейтральной среде:

MnO4 + 2 H2О + 3 e MnО2(т) + 4 ОН.

Похожие статьи




Классификация окислительно-восстановительных реакций, Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций - Характеристика основных видов растворов

Предыдущая | Следующая