Метод электронного баланса для составления реакций. Что такое схема электронного баланса? Теперь рассмотрим конкретный пример

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило : общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO 4 — восстанавливается до Mn 2+ ():

1. Далее определим какие из соединений являются ; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

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

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем . Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем .

1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе .

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

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. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO 4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO 3 2- → 5SO 4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO 4 2- — 5SO 4 2- = 3SO 4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

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

1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

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

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде , а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления , а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда , OH — — щелочная среда и H 2 O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции : записать вещества в начале и конце реакции:

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

1. Запишем уравнение в ионном виде , сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

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

1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO 4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

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

Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO 4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO 3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H +

1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя , учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции , предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

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

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

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

1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

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 = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO 4 — , а восстановителем SO 3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO 4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО 2 . SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnО 2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

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

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + OH — = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

В щелочной среде окислитель MnO 4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО 4 2- . Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + e — = MnО 2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения , учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

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

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Категории ,

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + - кислая; ОН - - щелочная; Н 2 О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

1. Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН - .
2. Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то

• избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
• в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН -
  

1. Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН - .

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное 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 O

SO 3 2- → SO 4 2-

MnO 4 - → Mn 2+

2 . Среда кислая – Н +

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│ х 2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х 5

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

Памятка!

Восстановители
Название восстановителя (окислителя)	Электронное уравнение	Ионно-электронное уравнение	Продукт окисления ( восстановления)
Ион хрома (III ) в щелочной среде	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē = CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Ион хрома (III ) в кислой среде	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē = Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
Сероводород	S -2 - 2ē = S 0	H 2 S - 2ē = S + 2H +
Сульфит-ион	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- +H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Окислители
Перманганат-ион в кислой среде	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O	Mn 2+
Перманганат-ион в нейтральной среде	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH -	MnO 2
Перманганат-ион в щелочной среде	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē = MnO 4 2-	MnO 4 2-
Дихромат-ион	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē = 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr +3
Пероксид водорода в кислой среде	2O - + 2ē = 2O -2	H 2 O 2 +2H + + 2ē = 2H 2 O	H 2 O
Пероксид водорода в нейтральной и щелочной средах	2O - + 2ē = 2O -2	H 2 O 2 + 2ē = 2 OH -	OH -

Для начала нужно убедиться, что представленная в уравнении реакция является ОВР (Окислительно-востановительная р-ция). Следует помнить, что к реакциям ОВР не относятся р-ции обмена. Прим. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O – реакция обмена, степени окисления не изменяются.

2 шаг

Убедившись что это ОВР, приступим к расставлению коэффициентов. Для начала нужно расставить степени окисления над каждым элементом реакции. Смотри рис.2.
Можно увидеть что в некоторых элементах степень окисления изменилась. Метод баланса и заключатся в том, что бы использовать изменение степеней окисления.

3 шаг

Теперь непосредственно электронный баланс.
Обычно делается так: Смотри Рис.3.
Примечание: Нужно расставить коэффициенты, если они требуются.
Теперь объясню что здесь произошло, у азота(N) было три лишних электрона(¯e) в реакции он теряет все лишние электроны.
С кислородом (O2) происходит обратное – он приобретает электроны, т.к. в соединениях забирает электроны от других элементов.
В итоге у нас получились два числа – 6 и 4, они кратны числу 2, получаем 3 и 2. Потом меняем их местами (Почему? Да даже не думайте почему =)). Эти два числа и помогут нам уравнять нашу реакцию.

8. Классификация химических реакций. ОВР. Электролиз

8.3. Окислительно-восстановительные реакции: общие положения

Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов. В результате этих реакций одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.

Восстановитель - атом, ион, молекула или ФЕ, отдающий электроны, окислитель - атом, ион, молекула или ФЕ, принимающий электроны:

Процесс отдачи электронов называется окислением , а процесс принятия - восстановлением . В ОВР обязательно должны быть вещество восстановитель и вещество окислитель. Нет процесса окисления без процесса восстановления и нет процесса восстановления без процесса окисления.

Восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель принимает электроны и восстанавливается

Процесс восстановления сопровождается понижением степени окисления атомов, а процесс окисления - повышением степени окисления атомов элементов. Сказанное удобно проиллюстрировать схемой (СО - степень окисления):

Конкретные примеры процессов окисления и восстановления (схемы электронного баланса) приведены в табл. 8.1.

Таблица 8.1

Примеры схем электронного баланса

Схема электронного баланса	Характеристика процесса
Процесс окисления
	Атом кальция отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Ион Cr +2 отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Молекула хлора отдает электроны, атомы хлора повышают степень окисления от 0 до +1, хлор - восстановитель
Процесс восстановления
	Атом углерода принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем
	Молекула кислорода принимает электроны, атомы кислорода понижают степень окисления от 0 до −2, молекула кислорода является окислителем
	Ион принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем

Важнейшие восстановители : простые вещества металлы; водород; углерод в форме кокса; оксид углерода(II); соединения, содержащие атомы в низшей степени окисления (гидриды металлов , , сульфиды , иодиды , аммиак ); самый сильный восстановитель - электрический ток на катоде.

Важнейшие окислители : простые вещества - галогены, кислород, озон; концентрированная серная кислота; азотная кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водорода H 2 O 2 ; наиболее сильный окислитель - электрический ток на аноде.

По периоду окислительные свойства атомов и простых веществ усиливаются: фтор - самый сильный окислитель из всех простых веществ . В каждом периоде галогены образуют простые вещества с наиболее выраженными окислительными свойствами.

В группах А сверху вниз окислительные свойства атомов и простых веществ ослабевают, а восстановительные - усиливаются.

Для однотипных атомов восстановительные свойства усиливаются с увеличением их радиуса; например, восстановительные свойства аниона
I − выражены сильнее, чем аниона Cl − .

Для металлов окислительно-восстановительные свойства простых веществ и ионов в водном растворе определяются положением металла в электрохимическом ряду: слева направо (сверху вниз) восстановительные свойства простых металлов ослабевают: самый сильный восстановитель - литий .

Для ионов металлов в водном растворе слева направо в этом же ряду соответственно окислительные свойства усиливаются: наиболее сильный окислитель - ионы Au 3 + .

Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса .

Суть метода электронного баланса состоит в следующем.

1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.

2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.

3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.

4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).

5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале - водород по воде, а затем - числа атомов кислорода).

Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции

методом электронного баланса.

Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:

Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).

Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители - в левую или правую?

Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:

По числу атомов Al в левой части:

По числу атомов Al в правой части:

В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:

Если в реакции с участием HNO 3 образуется N 2 O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота .

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях одно из веществ может выполнять функцию как окислителя (восстановителя), так и солеобразователя (т.е. участвовать в образовании соли).

Такие реакции характерны, в частности, для взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а также солей-окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) с соляной кислотой (за счет анионов Cl − соляная кислота обладает восстановительными свойствами) и другими кислотами, анион которых - восстановитель.

Составим уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой:

Видим, что часть молекул азотной кислоты расходуется на окисление меди, восстанавливаясь при этом до оксида азота(II), а часть идет на связывание образовавшихся ионов Cu 2+ в соль Cu(NO 3) 2 (в составе соли степень окисления атома азота такая же, как в кислоте, т.е. не изменяется). В таких реакциях дополнительный множитель для элемента-окислителя всегда ставится в правой части перед формулой продукта восстановления, в данном случае - перед формулой NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .

Перед формулой HNO 3 ставим коэффициент 8 (две молекулы HNO 3 расходуются на окисление меди и шесть - на связывание в соль трех ионов Cu 2+), уравниваем числа атомов Н и О и получаем

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

В других случаях кислота, например соляная, может одновременно быть как восстановителем, так и участвовать в образовании соли:

Пример 8.5. Рассчитайте, какая масса HNO 3 расходуется на солеобразование, когда в реакцию, уравнение которой

вступает цинк массой 1,4 г.

Решение. Из уравнения реакции видим, что из 8 моль азотной кислоты только 2 моль пошло на окисление 3 моль цинка (перед формулой продукта восстановления кислоты, NO, стоит коэффициент 2). На солеобразование израсходовалось 6 моль кислоты, что легко определить, умножив коэффициент 3 перед формулой соли Zn(HNO 3) 2 на число кислотных остатков в составе одной формульной единицы соли, т.е. на 2.

n (Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).

x = 0,043 моль;

m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)

Ответ : 2,71 г.

В некоторых ОВР степень окисления изменяют атомы не двух, а трех элементов.

Пример 8.6. Расставьте коэффициенты в ОВР, протекающей по схеме FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , используя метод электронного баланса.

Решение. Видим, что степень окисления изменяют атомы трех элементов: Fe, S и O. В таких случаях числа электронов, отданных атомами разных элементов, суммируются:

Расставив стехиометрические коэффициенты, получаем:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .

Рассмотрим примеры решения других типов экзаменационных заданий на эту тему.

Пример 8.7. Укажите число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю при полном разложении нитрата меди(II), массой 28,2 г.

Решение. Записываем уравнение реакции разложения соли и схему электронного баланса ОВР; M = 188 г/моль.

Видим, что 2 моль O 2 образуется при разложении 4 моль соли. При этом от атомов восстановителя (в данном случае это ионы ) к окислителю (т.е. к ионам ) переходит 4 моль электронов: . Поскольку химическое количество соли n = 28,2/188 = = 0,15 (моль), имеем:

2 моль соли - 4 моль электронов

0,15 моль - x

n (e ) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),

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

Ответ : 1,806 ⋅ 10 23 .

Пример 8.8. При взаимодействии серной кислоты химическим количеством 0,02 моль с магнием атомы серы присоединили 7,224 ⋅ 10 22 электронов. Найдите формулу продукта восстановления кислоты.

Решение. В общем случае схемы процессов восстановления атомов серы в составе серной кислоты могут быть такими:

т.е. 1 моль атомов серы может принять 2, 6 или 8 моль электронов. Учитывая, что в состав 1 моль кислоты входит 1 моль атомов серы, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имеем:

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

Рассчитываем количество электронов, принятых 1 моль кислоты:

0,02 моль кислоты принимают 0,12 моль электронов

1 моль - х

n (e ) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).

Этот результат соответствует процессу восстановления серной кислоты до серы:

Ответ : сера.

Пример 8.9. В реакции углерода с азотной концентрированной кислотой образуются вода и два солеобразующих оксида. Найдите массу вступившего в реакцию углерода, если атомы окислителя в этом процессе приняли 0,2 моль электронов.

Решение. Взаимодействие веществ протекает согласно схеме реакции

Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления:

Из схем электронного баланса видим, что если атомы окислителя () принимают 4 моль электронов, то в реакцию вступает 1 моль (12 г) углерода. Составляем и решаем пропорцию:

4 моль электронов - 12 г углерода

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).

Ответ : 0,6 г.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

В случае межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных веществ и являются атомами разных химических элементов.

В случае внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же вещества. К внутримолекулярным относятся реакции диспропорционирования , в которых окислитель и восстановитель - это атомы одного и того же химического элемента в составе одного и того же вещества. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.

Пример 8.10. Укажите схему ОВР диспропорционирования:

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 . Реакции 1)–3) являются межмолекулярными ОВР:

Реакцией диспропорционирования является реакция 4), так как в ней атом хлора и окислитель, и восстановитель:

Ответ : 4).

Качественно оценить окислительно-восстановительные свойства веществ можно на основании анализа степеней окисления атомов в составе вещества:

1) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в высшей степени окисления, то этот атом уже не может отдавать электроны, а может их только принимать. Поэтому в ОВР данное вещество будет проявлять только окислительные свойства . Примеры таких веществ (в формулах указана степень окисления атома, отвечающего за окислительно-восстановительные свойства):

2) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в низшей степени окисления, то данное вещество в ОВР будет проявлять только восстановительные свойства (принимать электроны данный атом уже не может, он может только их отдавать). Примеры таких веществ: , . Поэтому только восстановительные свойства в ОВР проявляют все анионы галогенов (исключение F − , для окисления которого используют электрический ток на аноде), сульфид-ион S 2− , атом азота в молекуле аммиака , гидрид-ион H − . Только восстановительными свойствами обладают металлы (Na, K, Fe);

3) если атом элемента находится в промежуточной степени окисления (степень окисления больше минимальной, но меньше максимальной), то соответствующее вещество (ион) будет в зависимости от условий проявлять двойственные окислительно -восстановительные свойства : более сильные окислители будут эти вещества (ионы) окислять, а более сильные восстановители - восстанавливать. Примеры таких веществ: сера , так как высшая степень окисления атома серы +6, а низшая −2, оксид серы(IV), оксид азота(III) (высшая степень окисления атома азота +5, а низшая −3), пероксид водорода (высшая степень окисления атома кислорода +2, а низшая −2). Двойственные окислительно-восстановительные свойства проявляют ионы металлов в промежуточной степени окисления: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 и др.

Пример 8.11. Не может протекать окислительно-восстановительная реакция, схема которой:

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. Не может протекать реакция, схема которой указана под номером 3), так как в ней присутствует восстановитель , но нет окислителя:

Ответ : 3).

Для некоторых веществ окислительно-восстановительная двойственность обусловлена наличием в их составе различных атомов как в низшей, так и в высшей степени окисления; например, соляная кислота (HCl) за счет атома водорода (высшая степень окисления, равная +1) - окислитель, а за счет аниона Cl − - восстановитель (низшая степень окисления).

Невозможна ОВР между веществами, проявляющими только окислительные (HNO 3 и H 2 SO 4 , KMnO 4 и K 2 CrO 7) или только восстановительные свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

ОВР чрезвычайно распространены в природе (обмен веществ в живых организмах, фотосинтез, дыхание, гниение, горение), широко используются человеком в различных целях (получение металлов из руд, кислот, щелочей, аммиака и галогенов, создание химических источников тока, получение тепла и энергии при горении различных веществ). Отметим, что ОВР часто и осложняют нашу жизнь (порча продуктов питания, плодов и овощей, коррозия металлов - все это связано с протеканием различных окислительно-восстановительных процессов).

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H 2 O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

Рассмотрим более сложное уравнение:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Расставляем степени окисления химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

S + 2е - = S 2-

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

При восстановлении степень окисления понижается .

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .

Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр №2 Метод электронного баланса

Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H 2 S → SO 2 → SO 3

Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.