Классификация окислительно-восстановительных реакций

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 7Следующая ⇒

    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

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).

                                                                                                                                                    12

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:

                                                                                                       13

 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  

                                                                                                                     14

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

 15

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:

                                                                                                         17

+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:

                                                                                                                18

   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)

                                                                                                              19

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Тактические действия в защите

История Олимпийских игр

История развития права интеллектуальной собственности