Классификация овр. Задание для самоконтроля № 5.

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 5

4. 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)

 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

                                                                    10

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    SO₄^2-  

              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    SO₄^2-

                                                        (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  SO₄^2-   + 2 H⁺

                                               (уравняли число атомов «Н»)

             MnO₄^-   +8 H⁺ à Mn²⁺  + 4H₂O

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

    SO₃^-2 + H₂O            à    SO₄^2-   + 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 - 2ē     à    SO₄^2-         + 2 H⁺        

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

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5ē 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 - 2ē   à    SO₄^2-         + 2 H⁺            5 восст-ль, окисление

                                                                     10   

MnO₄^- +8 H⁺ + 5ē  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 SO₄^2- +10H⁺  +2 Mn²⁺  + 8H₂O

и уничтожаем в левой и правой частях одинаковые частицы:

5 SO₃^-2 +5 H₂O + 2MnO₄^- +16 H⁺ ----à5 SO₄^2- +10H⁺  +2 Mn²⁺  + 8H₂O

                                           6                                                     3

 Проверяем суммарные заряды слева и справа:

5 SO₃^-2   + 2MnO₄^- +6 H⁺         à5 SO₄^2- + 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 - 2ē   à   SO₄^2-          + 2 H⁺              5 восст-ль, окисление

                                                                       10   

MnO₄^- +8 H⁺ + 5ē  à Mn²⁺  + 4H₂O      2 ок-ль, восстановление

5 SO₃^-2 +5 H₂O + 2MnO₄^- +16 H⁺      à 5 SO₄^2- +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 О^2- 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    SO₄^2-

              MnO₄^-   à   MnО^2-   

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  SO₄^2-      

                                                        (уравняли число атомов «О»)

MnO₄^-   à    MnО^2-   

В стороне с большим числом атомов кислорода (SO₄^2-) записываем молекулы воды, в количестве, равном разнице атомов кислорода:

SO₃^2- + 2 OH ^-  à S O₄^2- + H₂O       

                                                        (уравняли число атомов «Н»)

MnO₄^-              à MnO₄^2--                            

Подсчитываем общее число зарядов слева и справа:

    SO₃^-2 + 2OН^-            à    SO₄^2-            + H₂O

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

       MnO₄^-              à             MnО^2-  

            -1                                            -2  

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

    SO₃^-2 + 2OН^-   -2 ē à      SO₄^2-   + H₂O

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

       MnO₄^- +1 ē  à             MnО^2-  

          -1                                        -2     

Рассчитиываем НОК и дополнительные множители:

       SO₃^-2 + 2OН^- -2 ē    à  SO₄^2- + H₂O     1 восст-ль, окисление

                                                                2  

     MnO₄^- +1 ē  à             MnО^2-              2 ок-ль, восстановление

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

SO₃^2- + 2OH^- +2 MnO₄^-- +   à  SO₄^2- + H₂O + 2 MnO₄^2-- 

(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  SO₄^2- + 2 H⁺      3 в-ль, ок-ие (как  кисл. ср.)

          6  

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

______________________________________________________

3SO₃^2- + 3H ₂O +2 MnO₄^- +4H₂O    à 3SO₄^2- +6 H⁺ +2 MnO₂ + 8 OH^-

                                                                                                                                                    6 OH^- + 2 OH^-

                         7 H₂O                                6H₂O u 2 OH^—

3SO₃^2- +2 MnO₄^-- +H₂O à 3SO₄^2- +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⁺ + 3SO₃^2- + 2 К⁺ + 2 MnO₄^- +H₂O à6 Na⁺ + 3SO₄^2- +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⁺

nН₂О

щелочная или нейтральная

nН₂О

2n ОН^-

Недостаток

     кислорода

кислая или нейтральная

nН₂О

2nН⁺                                

щелочная

2n ОН-

nН₂О

 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

                                      MnO₄^2- манганат –зеленого цвета

                                                               анион

+7                     +H₂O (+3ē) +4

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

                         +Н⁺ (+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⁺                            Сr₂O₇^2-

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

         Щелочная среда:   CrO₂^-                          CrO₄^2-

                                       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^*.ν_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^*.v_x = 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.        

                                                                  M_x                              

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^* = ?       

Это значит, что молярная масса условной частицы, эквивалентной одному электрону в данном процессе в 6 раз меньше молярной массы реальной частицы - одного моль вещества.

г) Молярная концентрация эквивалента

С _1/Z*  - это число моль - эквивалентных масс, содержащихся в 1 дм³

 (1 л) раствора.       

   ν _1/Z*                         

С _1/Z* = ------------                              

                    V

             m    

т.к. ν _1/Z* =  -------   , то              

            M _1/Z^*

   m               

С _1/Z* =  -----------

           M _1/Z^* . V

 Так как  ν _1/Z* = Z* . ν , то

                Z* . ν

С _1/Z* = ---------------- = Z* ∙ C ;           С _1/Z* = Z* ∙ C           

           V

Это значит, что молярная концентрация эквивалента больше молярной концентрации в Z* раз (условных «дробных» частиц в одном и том же объеме больше, чем целых реальных частиц одного и того же количества вещества в данном объеме раствора).

Для расчетов используется также обратная величина числу эквивалентов f - фактор эквивалентности. Эта величина показывает часть от реальной частицы, которая эквивалентна одному электрону.

     f = 1/ Z*

Так, для КMnO₄ в ОВР при переходе к Mn²⁺ f = 1/ 5.

Соответственно при расчете всех выше перечисленных величин (молярной массы эквивалента и др.) в формулах f нужно поставить в дроби в противоположную сторону, от Z*.

Примеры расчета числа эквивалентов веществ в некоторых ОВР

При расчете будем пользоваться следующим алгоритмом:

1. Запишем полуреакцию, в которой участвует необходимое для расчета вещество или его ионы;

2. Рассчитаем количество переходящих электронов;

3. Число электронов и будет равняться числу эквивалентов Z*;

4. Если требует задача, то рассчитать по формулам величины: количества эквивалентов вещества, молярной массы эквивалента вещества, молярной концентрации эквивалента вещества.

Пример 1. Рассчитать число экваивалентов для пероксида водорода в  

                   реакции:

                      5H₂O₂ + KM n O₄ + 3 H₂SO₄ à 2 MnSO₄ +K₂SO₄ + О₂ +8H ₂O

Ответ.  

1. Записываем полуреакцию в любом из двух видов:

    2О^-       à O₂

  H₂O₂     à O₂⁰  + 2 H⁺     

2. Подставляем количество ушедших электронов:

  2О^- - 2 е  à O₂

  H₂O₂  - 2 е à O₂⁰  + 2 H⁺        

3. Число эквивалентов Z* = 2,  фактор эквивалентности f = 1/ 2

Пример 2. Рассчитать число экваивалентов для тиосульфата натрия в

                  реакции:

                 2 Na₂S ₂O₃ + I₂ à 2 NaI + Na₂S ₄O ₆

Ответ: в этом случае расчет лучше производить, используя ионно-электронный метод.

     Составляем уравнение полуреакции:

      2 S₂O₃^2- -2e à S₄O₆^2-

            Обратите внимание на то, что два тиосульфат-аниона отдают 2 электрона и эти два аниона входят в состав двух молекул вещества. Таким образом, на один электрон приходится одна молекула тиосульфата натрия. Число Z* (Na₂S ₂O₃) = 1.

Задание 1.

Рассчитайте число эквивалентов и фактор эквивалентности для йода в примере 2.

Задание 2.

Рассчитайте число эквивалентов и количество вещества эквивалентов для восстановителя в реакции а) на странице 3. Масса восстановителя равна 18 граммам. ( подсказка: сначала рассчитайте обычное количество вещества.).

Задание 3.

Рассчитайте число эквивалентов и молярную массу эквивалента для окислителя в реакции г) на странице 3.  

Задание 4.

Рассчитайте число эквивалентов и молярную концентрацию эквивалента для окислителя в реакции д) на странице 4. Масса окислителя равна 8,35 граммам. 

Литература

1. Е.В.Барковский, С.В.Ткачев. Аналитическая химия. Минск., «Вышэйшая школа», 2004.

2. Л.М.Пустовалова, И.Е. Никанорова. Неорганическая химия. Ростов-на-Дону. «ФЕНИКС», 2005.

3. Вершинин В. И., «Аналитическая химия». Москва «Высшая школа», 2011, 448 с.

4. Харитонов Ю.А. «Аналитическая химия (аналитика)» в 2 кн. М.: Высшая школа, 2008 г, 559 с.

Познавательные статьи:



Где возникла философия и почему?

Относительная высота сжатой зоны бетона

Сущность проекции Гаусса-Крюгера и использование ее в геодезии

Тарифы на перевозку пассажиров