Химия (стр. 3 )

Таким образом, если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то гидролизу подвергается остаток слабого основания, придавая раствору кислый характер.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то в реакции с водой участвуют и ион – остаток слабого основания, и ион – остаток слабой кислоты. Так, например, в растворе фторида аммония – NH4F, гидролизуются как катион – NH4+, так и анион – F -:

NH4+ + F - + H2O NH3×H2O + HF.

При этом реакция водного раствора соли определяется тем образующимся слабым электролитом (кислотой или основанием), какой сильнее диссоциирует на ионы. В рассмотренной реакции фтороводородная кислота как электролит примерно в 10 раз сильнее, чем NH3×H2O, следовательно, характер среды будет слабокислым.

Так как сильные кислоты и сильные основания реагируют друг с другом практически необратимо, то соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

Особенности гидролиза солей, содержащих многозарядные ионы

При обсуждении реакций нейтрализации многоосновных кислот или многокислотных оснований отмечалось, что эти реакции протекают ступенчато и обратимо. Причём из всех ступеней нейтрализации наиболее обратимой является последняя, поскольку последняя ступень диссоциации многоосновных кислот протекает значительно слабее, чем предыдущие.

Реакции гидролиза солей таких кислот, а также оснований имеют ступенчатый характер, например гидролиз ортофосфата натрия – Na3PO4:

PO43- + H2O HPO42- + OH - - первая ступень,

HPO42- + H2O H2PO4- + OH - - вторая ступень,

H2PO4- + H2O H3PO4 + OH - - третья ступень.

Здесь наиболее заметно протекает первая ступень гидролиза, и именно она вносит решающий вклад в щелочной характер раствора соли. Последующие ступени протекают значительно слабее, и их вклад в общее количество гидроксид-ионов незначителен (в миллионы раз меньше). Поэтому, в уравнениях гидролиза многозарядных анионов отражают только первую ступень, пренебрегая последующими.

PO43- + H2O HPO42- + OH -

Аналогичным образом описывается гидролиз солей слабых многокислотных оснований. Например, в реакцию гидролиза хлорида железа(III) записывают только для первой степени:

Fe3+ + H2O Fe(OH)22+ + H+.

Факторы, влияющие на гидролиз солей. Способы подавления и усиления гидролиза

Гидролиз солей имеет обратимый характер, что определяется участием в реакции очень слабого электролита – воды. Степень гидролиза определяется соотношением силы двух электролитов: образующейся слабой кислоты (или слабого основания) и воды: чем слабее кислота (или основание) тем сильнее гидролизована соль.

Реакция гидролиза соли заканчивается установлением в растворе равновесия, например:

CO32- + H2O HCO3- + OH-.

В обычных условиях это равновесие сильно смещено влево – т. е. в сторону образования воды. Однако это равновесие можно сместить, руководствуясь принципом Ле-Шателье – Брауна. Если под действием внешних факторов равновесие смещается вправо, то говорят, что гидролиз усиливается. Если равновесие смещается влево, то говорят, что гидролиз подавляется.

Влияние температуры на гидролиз солей.

Процесс диссоциации слабых электролитов зависит от температуры раствора: чем выше температура, тем сильнее происходит диссоциация слабых электролитов. При этом, чем слабее электролит, тем больше зависимость его диссоциации от температуры. Для случая гидролиза солей, это означает, что диссоциация самого слабого электролита в растворе – воды при повышении температуры увеличивается больше, чем любого другого слабого электролита. Отсюда следует, что при повышении температуры равновесие гидролиза смещается вправо, т. е. гидролиз усиливается.

Так, например, в горячей воде гидролиз соли FeCl3 заметно активируется и раствор мутнеет из-за образования осадка основной соли:

FeCl3 + H2O [FeOH]Cl2¯+ HCl.

Влияние на гидролиз соли изменения концентрации одного из продуктов реакции.

В рассмотренном выше примере гидролиза карбонат-иона раствор становится щелочным:

CO32- + H2O HCO3- + OH-.

Добавление к такому раствору основания приведёт к подавлению гидролиза, так как увеличение концентрации одного из продуктов реакции (в данном случае гидроксид-ионов) вызывает смещение равновесия в сторону исходных веществ. Добавление какой-либо кислоты к этому раствору приведёт к снижению концентрации ОН--ионов за счёт их связывания в молекулы воды:

ОН - + Н+ Þ Н2О.

В результате равновесие сместится в сторону продуктов реакции, т. е. гидролиз усилится.

В случае реакции гидролиза хлорида железа(III) (см. выше) добавление к раствору основания приведёт к усилению гидролиза, а добавление какой-либо кислоты – к подавлению гидролиза.

Итак, гидролиз солей слабых кислот подавляется при добавлении к раствору оснований и усиливается при добавлении кислот. Анологично гидролиз солей слабых оснований усиливается при добавлении щелочей и подавляется при добавлении кислот.

Реакции взаимного усиления гидролиза солей

В предыдущем разделе было показано, что гидролиз солей усиливается при добавлении к раствору веществ, снижающих концентрациюпродуктов гидролиза – ионов водорода или гидроксид-ионов. К таким веществам, кроме «традиционных» кислот и оснований, относятся и гидролизующиеся соли. Например, в растворе солей алюминия в результате гидролиза создаётся кислая среда:

Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+,

а в растворе сульфида натрия – щелочная:

S2- + H2O HS - + OH-.

Если соединить оба раствора, гидролиз каждой соли будет усиливаться за счёт взаимодействия ионов водорода и гидроксид-ионов. В результате гидролиз пройдёт по всем стадиям, т. е. его продуктами будут гидроксид алюминия и сероводород:

Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+

H2O

S2- + H2O HS - + OH-

Al(OH)2+ + H2O Al(OH)2 + + H+

H2O

HS - + H2O H2S + OH-

Al(OH)2+ + H2O Al(OH)3 + H+

H2O

HS - + H2O H2S + OH-

Следовательно, если смешать растворы хлорида алюминия и сульфида натрия, то наблюдается взаимное усиление гидролиза солей:

2Al3++ 3S2- + 6H2O Þ 2Al(OH)3¯ + 3H2S­ или

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O Þ 2Al(OH)3¯ + 3H2S­ + 6NaCl.

Усилению гидролиза способствует также малая растворимость гидроксида алюминия и образование сероводорода.

Реакции взаимного усиления гидролиза солей всегда протекают, если в растворе оказываются любой из перечисленных катионов:

Al3+, Cr3+, Fe3+, Be2+ в паре с одним из анионов: CO32-, SiO32-, S2-.

Как уже отмечалось, сульфиды большинства металлов являются малорастворимыми солями, поэтому они могут быть получены реакцией ионного ионного обмена в водном растворе. Однако такие соли, как Al2S3, Cr2S3, BeS можно получить только методами «сухой» химии. В водных растворах эти соли полностью и необратимо разлагаются из-за протекания реакции взаимного усилении гидролиза катиона и аниона. Например, при растворении сульфида алюминия в воде выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется сероводород:

Al2S3 + 6H2O Þ 2Al(OH)3¯ + 3H2S­

или в ионно-молекулярном виде

2Al3++ 3S2- + 6H2O Þ 2Al(OH)3¯ + 3H2S­.

Контрольные вопросы и задания 2.1

1.  Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих соединений: HNO2, HNO3, Ba(OH)2, NaOH, NH4OH, H2SO4, H2CO3, CH3COOH, HCOONa, C6H5OH, NH4HSO4, NH4HSO3, Ba(NO3)2, Na2SiO3, KMnO4, Na2S, H3AsO4, Zn(OH)NO3, NaHSO3, KH2PO4, [Al(OH)2]SO4, H2O2.

2.  Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций

1)  нитрат серебра + хлорид никеля Þ

2)  ацетат свинца + хлорид натрия Þ

3)  нитрат бария + сульфат хрома(III) Þ

4)  сульфат стронция + нитрат бария Þ

5)  сульфат свинца(II) + сульфид натрия Þ

6)  ацетат аммония + серная кислота Þ

7)  формиат натрия + азотная кислота Þ

8)  сульфат аммония + гидроксид натрия Þ

9)  сульфат аммония + гидроксид кальция Þ

10)  карбонат кальция + соляная кислота Þ

11)  сульфид натрия + серная кислота (разб.) Þ

12)  гидрокарбонат калия + серная кислота Þ

13)  гидрокарбонат калия + гидросульфат калия Þ

14)  азотистая кислота + гидроксид натрия Þ

15)  серная кислота + гидроксид калия Þ

16)  уксусная кислота + гидроксид аммония Þ

17)  хлорид железа(III) + гидроксид аммония Þ

18)  сульфат железа(III) + гидроксид калия Þ

19)  хлорид алюминия + гидроксид аммония Þ

20)  сульфат алюминия + гидроксид калия Þ

21)  гидроксид алюминия + гидроксид натрия Þ

22)  гидроксид аммония + сероводород Þ

23)  гидроксид натрия + диоксид серы Þ

24)  гидроксид кальция + диоксид углерода Þ

25)  нитрат цинка + гидроксид рубидия Þ

26)  цинкат натрия + соляная кислота Þ

27)  тетрагидроксоалюминат калия + азотная кислота Þ

28)  гидросульфат натрия + метаалюминат натрия Þ

29)  гидрокарбонат натрия +гидроксид калия+хлорид кальцияÞ

30)  гидрокарбонат натрия + азотная кислота Þ

31)  анилин + соляная кислота Þ

32)  метиламин + серная кислота Þ

33)  хлорид фениламмония + гидроксид натрия Þ

34)  сульфат цинка + гидроксид цезия Þ

35)  гидроксид бария + диоксид углерода Þ

36)  ортофосфат натрия + азотная кислота Þ

37)  гидроксид натрия + сероводород Þ

38)  сероводород + бромид серебра Þ

39)  нитрат стронция + гидрокарбонат натрия Þ

40)  фенол + гидроксид калия Þ

3. Из группы солей выберите соли подвергающиеся гидролизу, запишите уравнения реакций в ионно-молекулярном виде и укажите характер среды водного раствора соли (кислая, нейтральная, щелочная): NaBr, NaNO2, NH4ClO4, (NH4)2SO4, CH3COOK, K2S, Na2SO3, K3PO4, BaS, BeS, Cr2S3, NaHS, Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CrCl3, CuSO4, ZnBr2, KI, NaClO, CH3COONH4, [CH3NH3]Cl, C6H5ONa, C6H5COONa, Ni(ClO4)2, KMnO4, K2MnO4.

4. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде, укажите, какие из них относятся к реакциям взаимного усиления гидролиза:

1)  Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O Þ

2)  Na2CO3 + CO2 + H2O Þ

3)  (NH4)2S + AlCl3 + H2O Þ

4)  Na2SiO3 + NH4Cl + H2O Þ

5)  P2O5 + Ca3(PO4)2 + H2O Þ

6)  Cr(NO3)3 + Na2S + H2O Þ

7)  BaCO3 + H2S2O7 + H2O Þ

8)  FeCl2 + NH3 + H2O Þ

9)  NH4Cl + Na2CO3 + H2O Þ

2.2 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов.

Рассмотрим две реакции:

BaI2 + H2SO4(разб.) = BaSO4¯ + 2HI

4 BaI2 + 5 H2SO4(конц.) = 4 BaSO4¯ + H2S­ + 4 I2 + 4 H2O.

Первая реакция является обменной (степени окисления элементов не изменяются), а вторая реакция – окислительно-восстановительная, так как у серы степень окисления уменьшается с +6 до -2 и у йода – повышается с -1 до 0.

Окисление и восстановление осуществляется за счёт перераспределения электронной плотности в соединении, часто это сопровождается переходом электронов с частиц одного реагента на другой, что и проявляется в изменении степеней окисления элементов. В любой окислительно-восстановительной реакции всегда можно выделить вещество, атомы которого понижают степень окисления и вещество, атомы которого повышают свою степень окисления.

Вещество, элементы которого в ходе реакции понижают свою степень окисления (принимают электроны), называется окислителем. При этом говорят, что окислитель восстанавливается.

Вещество, элементы которого в ходе реакции повышают свою степень окисления (отдают электроны), называется восстановителем. Сам восстановитель окисляется.

Кроме понятий «окислитель» и «восстановитель» широко употребляются термины «окисление» и «восстановление». Окисление - это процесс, в ходе которого атомы вещества отдают электроны. Процесс обратный окислению называется восстановлением. Восстановление - это процесс, в ходе которого атомы вещества присоединяют электроны. Например,

превращение Na2S-2 ¾® Na2S+6O4

- процесс окисления (атом серы отдаёт 8 электронов),

а превращение Fe+3Cl3 ¾® Fe+2Cl2

- процесс восстановления (атом железа присоединяет 1 электрон).

Отличительные особенности окислительно-восстановительных реакций в органической химии

В органических соединениях зачастую очень сложно вычислить степени окисления элементов, особенно при незначительной полярности связей между атомами. Однако существуют другие удобные отличительные признаки окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ.

Для органических соединений процесс окисления рассматривается как увеличение числа (или кратности) кислородсодержащих связей и (или) уменьшение числа водородсодержащих связей, например, превращение спирта в альдегид:

или толуола в бензойную кислоту:

являются процессами окисления.

Процесс восстановления – это увеличение числа водородсодержащих связей и (или) уменьшение числа (или кратности) кислородсодержащих связей, например, процессы

являются процессами восстановления.

Если структура органического радикала или функциональной группы не изменяется и к соединению присоединяется (отщепляется) одинаковое число атомов кислорода и водорода, то реакция не будет окислительно-восстановительной, например, реакция

C3H7I + KOH Þ C3H7OH + KI

является обменной.

В окислительно-восстановительных реакциях нужно уметь определять вещество, выполняющее функцию окислителя и вещество, выполняющее функцию восстановителя. Окислители обычно содержат элементы в высоких степенях окисления: KMn+7O4 , HN+5O3 , Ce+4(SO4)2 , Fe+3Cl3 и т. д.. Однако высокая степень окисления не всегда обусловливает и высокую окислительную способность вещества. Например, как правило, в водных растворах не являются окислителями фосфаты, карбонаты, бораты, хотя и имеют элементы в высших степенях окисления.

Присутствие в веществе элементов в низких степенях окисления позволяет ожидать от него проявления восстановительных свойств. Так восстановителями могут быть все металлы, KI, H2S, FeCl2 и др. Но в водных растворах не проявляют восстановительных свойств HF-1, N-3H3 , C-4H4 , B, Rh, KO-2H и многие другие вещества, содержащие элементы в низших степенях окисления.

На практике для осуществления окислительно-восстановительных реакций используется сравнительно небольшой набор окислителей и восстановителей. Это определяется их высокой реакционной способностью, доступностью и удобством в применении. Такие реагенты принято называть типичными окислителями и типичными восстановителями. Приведём примеры типичных окислителей и восстановителей.

Типичные окислители и продукты их восстановления

1) Простые вещества (неметаллы VI-VII групп периодической таблицы ).

F2 ¾¾® F-

Cl2 ¾¾® Cl-

Br2 ¾¾® Br-

I2 ¾¾® I-

O2 ¾¾® O-2 (в водных растворах обычно H2O и OH-- ионы )

2) Протон кислоты или воды.

H+ ¾¾® H2

протон кислоты - слабый окислитель и способен восстанавливаться металлами стоящими в ряду напряжений до водорода.

H2O ¾¾® H2

протон воды еще более слабый окислитель и восстанавливается только активными металлами

3) «Высшие»* кислородсодержащие кислоты и их соли.

H2SO4(конц.) ¾¾® SO2

Активные металлы и ионы I- восстанавливают концентрированную серную кислоту до сероводорода:

H2SO4(конц.) ¾¾® H2S

При восстановлении концентрированной серной кислоты металлами средней активности часто образуется смесь SO2 и H2S, а иногда и элементарная сера. В уравнениях реакций часто указывают только один продукт восстановления.

HNO3(конц.) ¾¾® NO2

активные металлы восстанавливают концентрированную азотную кислоту до NO:

HNO3(конц.) ¾¾® NO

HNO3(разб.) ¾¾® NO

активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту до иона аммония:

HNO3(разб.) ¾¾® NH4+

При восстановлении азотной кислоты обычно образуется смесь продуктов. Кроме того, в определенных условиях (температура, количества реагентов) и в зависимости от индивидуальной природы металлов возможно восстановление азотной кислоты до N2O, [NH3OH]+ и N2. В приведённых схемах указан основной продукт восстановления, образующийся в реакции.

MnO4- (MnO42-) ¾¾® Mn2+ (в кислой среде)

¾¾® MnO2¯ (в нейтральной или щелочной среде)

MnO4- ¾¾® MnO42- (в сильнощелочной среде)

Cr2O72- (CrO42-) ¾® Cr3+ (в кислой среде) или [Cr(OH)4]- (в щелочной среде)

или Cr(OH)3 (в слабощелочной среде)

HClO, ClO-, ClO3-, ¾¾® Cl- ( в кислых средах в качестве продукта восстановления возможно образование – Cl2)

4) Ионы и оксиды металлов, содержащие элементы в высоких степенях окисления.

Fe3+ ¾¾® Fe2+ (в кислой среде)

MnO2 ¾¾® Mn2+ (в кислой среде)

Ag+, Ag2O ——® Ag0

Типичные восстановители и продукты их окисления

1) Простые вещества, металлы и неметаллы.

Все металлы: Mo ¾¾® М+n

H2 ¾¾® H+

С ¾¾® CO (углерод проявляет восстановительные свойства при высоких температурах)

S ¾¾® SO42- (SO2)

2) «Низшие» кислородные кислоты, их оксиды и соли

SO2 ü

H2SO3 ý ¾¾® SO42-

SO32- þ

3) Ионы металлов в низких степенях окисления.

Fe2+ ¾¾® Fe3+ (в кислой среде)

¾¾® Fe(OH)3 (в щелочной среде)

Sn2+ ¾¾® Sn4+ или H2SnO3 (в кислой среде) или [Sn(OH)6]2- (в щелочной среде)

4) Анионы бескислородных кислот.

Cl - ¾¾® Cl2 (только с сильными окислителями и в кислой среде)

Br - ¾¾® Br2

I- ¾¾® I2 (при избытке сильного окислителя – IO3-)

H2S, (S2-) ¾¾® S (при избытке окислителя или в щелочной среде – SO42-)

Вещества с окислительно-восстановительной двойственностью

Ряд веществ, имеющих элементы в промежуточных степенях окисления, могут участвовать в реакции и как окислители и как восстановители. Их функция определяется партнером по взаимодействию.

H2O2 + восстановитель ¾¾® H2O или OH-

H2O2 + окислитель ¾¾® O2 (окислитель должен быть сильным)

NO2- + восстановитель ¾¾® NO (в кислой среде)

¾¾® NH3 (с активными металлами в щелочной среде)

NO2- + окислитель ¾¾® NO3- ( в кислой среде)

2.2.1. ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Реакции, в которых атомы элементов, проявляющие окислительные и восстановительные свойства, входят в состав разных веществ, относят к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления, например:

SO2 + O2 Þ SO3 и 2HgCl2 + H2SO3 + H2O Þ Hg2Cl2 + H2SO4 + 2HCl.

Red Ox Ox Red

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления элементы окислители и восстановители входят в состав одной и той же молекулы вещества, например:

(N-3H4)2Cr2+6O7 Þ N2 + Cr2O3 + 4H2O и H2S+6O3S-2 Þ S0 + SO2 + H2O.

red ox ox red

Среди окислительно-восстановительных реакций встречаются такие, в которых может быть два восстановителя или два окислителя, причём это могут быть реакции, как межмолекулярного, так и внутримолекулярного окисления-восстановления:

4FeS(тв.) + 7O2 Þ 2Fe2O3 + 4SO2 и 2Ag+1N+5O-23(тв) Þ 2Ag + 2NO2 + O2.

red, red ox ox ox red

Если в реакции участвует атом-окислитель и атом-восстановитель одного и того же элемента, но в разных степенях окисления, то такие реакции называют реакциями репропорционирования. Обычно в таких превращениях продукт окисления и продукт восстановления одно и тоже вещество, например:

HCl+5O3 + 5HCl-1 Þ 3Cl2 + 3H2O и N-3H4N+5O3 Þ N2O + 2H2O.

оx red red ox

Когда в соединении элемент находится в промежуточной степени окисления, то он может выступить одновременно в функции окислителя и восстановителя, например, в реакции

2Cu+1Cl + H2SO4 Þ Cu+2SO4 + Cu0 + 2HCl (при нагревании).

ox

red

Ионы меди Cu+ являются окислителем (восстанавливаются до Сu0) и восстановителем (окисляются до Cu2+). Подобного типа реакции называются реакциями диспропорционирования.

Примеры реакций диспропорционирования:

Cl2 + щёлочь ® Cl- + ClO- (на холоду)

Cl2 + щёлочь ® Cl- + ClO3- (при нагревании)

Br2 + щёлочь ® Br- + BrO3-

I2 + щёлочь ® I- + IO3-

NO2 + щёлочь ® NO2- + NO3-

2.2.2 СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

В основе составления уравнений химических реакций лежит баланс по атомам – левая и правая части уравнений должны быть равны по числу атомов каждого вида. Для ионно-молекулярных уравнений должен также соблюдаться баланс по заряду – суммарный заряд всех частиц левой части уравнения должен совпадать с суммарным зарядом всех частиц правой части уравнения. Поскольку каждая окислительно-восстановительная реакция это результат одновременного протекания процесса окисления и процесса восстановления, которые не могут проходить один без другого, то общее число электронов, отданное восстановителем при окислении, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем при восстановлении.

Следовательно, при расстановке стехиометрических коэффициентов перед реагентами и продуктами в уравнении окислительно-восстановительной реакции необходимо выполнить все три перечисленных условия. Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Метод электронного баланса.

Этот метод применяют для любых окислительно-восстановительных реакций между твердыми, жидкими и газообразными веществами, т. е. он универсален, однако формален и малоэффективен в случае реакций в растворах электролитов. В основе метода лежит уравнивание суммы степеней окисления атомов окислителя и восстановителя с суммой степеней окисления этих атомов в соответствующих продуктах восстановления и окисления. Уравнение составляется в несколько этапов.

Например, уравнение реакции перманганата калия с сульфитом калия в присутствии разбавленной серной кислоты составляют в следующем порядке:

1)  Определяют функции реагентов:

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 Þ

ox red среда

2)  Записывают продукты реакции с учетом влияния среды на продукты восстановления (окисления) и на состав образующихся солей (учитываются реакции солеобразования). Если реакция протекает в водной среде, то для баланса по атомам водорода и кислорода в правую и (или) левую части уравнения можно добавить воду.

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 Þ MnSO4 + K2SO4 + H2O.

3)  Составляют схемы электронного баланса отдельно для окислителя и восстановителя (баланс по зарядам). Для этого записывают элементы в соответствующих степенях окисления и уравнивают заряды правой и левой частей схемы, добавляя нужное число электронов.

Mn+7 +5e - Þ Mn+2

S+4 Þ S+6 + 2e-

4)  Производят баланс по числу принятых и отданных электронов. Для этого умножают каждую схему на такое наименьшее число, чтобы при сложении левых и правых частей уравнений электроны сократились, и складывают оба уравнения.

Mn+7 +5e - Þ Mn+2 ½´2

S+4 Þ S+6 + 2e- ½´5

2Mn+7 + 5S+4 Þ 2Mn+2+ 5S+6

(суммы степеней окисления элементов правой и левой частей уравнения равны 34).

5) Из полученной схемы переносят коэффициенты в основное уравнение реакции, подставляя их перед формулами соответствующих веществ (окислителем, восстановителем и продуктами их восстановления и окисления). Коэффициенты для других веществ подбирают обычным способом, добиваясь баланса по элементам, не принимающим участия в окислительно-восстановительном процессе. При этом, если учесть реакции солеобразования, коэффициенты перед продуктами окисления и восстановления следует увеличить (например, в данной реакции S+6 образуется не только при окислении S+4, но она также присутствовала в растворе исходно в составе серной кислоты).

2 KMnO4 + 5 K2SO3 + 3H2SO4 Þ 2 MnSO4 + 6 K2SO4 +3 H2O.

6) Заканчивают составление уравнения проверкой баланса по элементу, атомов которого больше всего участвует в реакции (очень часто это кислород). В рассматриваемой реакции число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения равно 35, т. е. совпадает, следовательно, уравнение составлено правильно.

Полезные советы к использованию метода электронного баланса:

а) Для реакций, протекающих в растворах, имеющих нейтральную среду, следует учитывать, что в качестве продуктов могут получаться кислоты и основания. Например, при написании продуктов образующихся при взаимодействии водного раствора иодида калия с пероксидом водорода

KI + H2O2® I2 + KOH

ион калия необходимо соединить с анионом. В качестве аниона в этой системе может быть только гидроксильный ион, который образуется при диссоциации молекул воды: Н2О Н+ + ОН-.

б) При выполнении третьего этапа в схемах следует учитывать число атомов элемента, содержащееся в исходном веществе или продукте реакции. Например, для перехода KI ® I2 в соответствующей схеме I - Þ I0 + 1e - следует удвоить коэффициенты:

2I - Þ 2I0 + 2e-;

а для перехода Fe2(SO4)3 ® FeSO4 целесообразно использовать схему

2Fe+3 Þ 2Fe+2 + 2e-.

в) Если в реакции участвует два восстановителя (окислителя), то их нужно записать в одно уравнение электронного баланса, например, для реакции

FeS + O2®Fe2O3+SO2

схемы должны быть записаны так:

2 Fe+2 + 2 S-2 Þ 2Fe+3 +2 S-4 + 14e - ½´2

2 O0 + 4e- Þ 2O-2 ½´7

4Fe+2 +4 S-2 + 14O0 Þ 4Fe+3 +4 S-4 + 14O-2

окончательно получим уравнение

4FeS + 7O2 Þ 2Fe2O3 + 4SO2.

Метод ионно-электронных схем (метод полуреакций)

Этот метод используется для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов. В основе метода лежит составление отдельно для окислителя и отдельно для восстановителя ионно-молекулярных уравнений (полуреакций). Уравнения полуреакций записываются с учетом требований к ионно-молекулярным уравнениям. В уравнениях записываются реально существующие в растворах молекулы и ионы, т. е. сильные электролиты – в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные соединения – в виде молекул. Обязательно учитываются ионно-молекулярные формы веществ в зависимости от кислотности или щёлочности среды. Порядок составления окончательного уравнения окислительно-восстановительной реакции можно разбить на несколько этапов.

Например, рассмотренное выше уравнение реакции взаимодействия перманганата калия с сульфитом калия в присутствии разбавленной серной кислоты составляют в следующем порядке:

1)  Определяют функции реагентов:

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 Þ

ox red среда

2)  Записывают для окислителя ox-red-переход с учетом кислой среды и ионно-молекулярных форм марганца в данных условиях. В растворах KMnO4 диссоциирован на ионы K+ и MnO4-. Частица окислитель – MnO4- в кислой среде восстанавливается до ионов Mn2+:

MnO4- Þ Mn2+.

Далее устанавливают балансы по элементам и по зарядам частиц.

По атомам марганца баланс имеется, баланс по кислороду достигается прибавлением к правой части схемы четырех молекул воды, а баланс по водороду восстанавливается прибавлением в левую часть восьми протонов (воду можно использовать, так как она в данном случае растворитель, а протоны – так как среда кислая):

MnO4- + 8H+ Þ Mn2+ + 4H2O

Полученную схему ещё нельзя считать уравнением, так как для правой и левой части не соблюдается баланс по зарядам – суммарный заряд частиц в левой части равен +7, а в правой части +2. Баланс по зарядам будет достигнут, если в левую часть добавить 5 электронов:

MnO4- + 8H+ + 5e - Þ Mn2+ + 4H2O

Так окончательно выглядит полуреакция для восстановления перманганат-иона в кислой среде.

Аналогично составляют полуреакцию для восстановителя. Восстановителем выступает сульфит-ион, который окисляется до сульфат-иона:

SO32- Þ SO42-.

Для достижения баланса по “кислороду” добавляют в левую часть схемы воду, восстанавливают баланс по водороду, добавляя в правую часть 2 протона:

SO32- + H2O Þ SO42- + 2H+.

Уравнивают суммарные заряды частиц левой и правой частей схемы (составляют баланс по зарядам), добавляя в правую часть электроны:

SO32- + H2O Þ SO42- + 2H+ +2e-.

3)  Составляют баланс по числу принятых и отданных электронов (нахождение числа сокращаемых электронов). Выполняется также как и в методе электронного баланса:

MnO4- + 8H+ + 5e - Þ Mn2+ + 4H2O ½´2

SO32- + H2O Þ SO42- + 2H+ + 2e- ½´5

2MnO4- +5 SO32- +16H+ +5 H2O Þ2 Mn2+ + 5SO42- + 10H+ + 8H2O

Получившееся суммарное уравнение можно упростить, сократив одноименные ионы и молекулы в левой и правой части уравнения:

2MnO4- +5 SO32- + 6H+ Þ2 Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

4)  Записывают продукты в молекулярном уравнении реакции. Для этого комбинируют ионы в правой части ионно-молекулярного уравнения с ионами среды и другими ионами, присутствующими в растворе, но не участвующими в ox-red-процессе. В рассматриваемом примере ионы Mn2+ и ионы K+ объединяют с ионами SO42-, молекулы воды дописывают в правую часть уравнения:

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 Þ MnSO4 + K2SO4 + H2O

и обязательно проверяют, все ли элементы из левой части уравнения учтены в правой части.

5)  Составляют баланс по элементу-окислителю и элементу-восстановителю, перенося коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения в молекулярное, и баланс по элементам (ионам), не участвующим в oкислении-восстановлении.

2 KMnO4 + 5 K2SO3 + 3 H2SO4 Þ 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 3 H2O

Коэффициент перед K2SO4 получают либо из баланса по “сере” (SO42- - ионов) либо из баланса по ионам К+.

6)  Заканчивают составление уравнения проверкой баланса по элементу, которого больше всего участвует в реакции – в данном случае это кислород. 35 атомам кислорода в левой части уравнения соответствует 35 атомов кислорода в правой части уравнения – уравнение составлено правильно.

Полезные советы к использованию метода ионно-электронных схем: