2) на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, затрачивается в кислой и нейтральной среде одна молекула Н2О и освобождается два иона Н+ ; в щелочной среде затрачивается два иона ОН - и освобождается одна молекула Н2О.
Представим это в виде таблицы.
Таблица 1 – Баланс кислорода в разных средах
Наличие кислорода | Кислая среда (Н+) | Нейтральная среда (Н2О) | Щелочная среда (ОН-) |
избыток | 2Н+ + [O] = Н2О | Н2О + [O] = 2ОН- | Н2О + [O] = 2ОН- |
недостаток | Н2О = 2Н+ | Н2О = 2Н+ | 2ОН - = Н2О |
Рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций на примерах.
Метод электронного баланса
Реакция разложения гипохлорида калия (KClO) на бертолетовую соль (KСlO3) и хлорид калия (KCl) протекает по уравнению:
KClO → KClO3 + KCl
1. Отмечаем степени окисления элементов, меняющих степень окисления (это Сl).
KCl+1O → KCl+5O3 + KCl-1
2. Записываем полуреакции окисления и восстановления:
1 Cl+1 – 4з = Cl+5 – окисление (восстановитель)
2 Cl+1 + 2з = Cl-1 – восстановление (окислитель)
3. Подставляем полученные коэффициенты в уравнение.
3KClO = KСlO3 + 2KCl
4. Правильность расставленных коэффициентов проверяем путем подсчета атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.
(3[O] = 3[O]).
Метод электронно-ионного баланса
1) Взаимодействие перманганата калия с сульфатом железа (II) в кислой среде, протекает по уравнению:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
среда
Ионно-молекулярная схема реакции:
MnO4- + Fe+2 + H+ → Mn+2 + Fe+3 + H2O
В ходе реакции степень окисления железа повышается от +2 до +3 (железо окисляется), а марганца – понижается от +7 до +2 (марганец восстанавливается).
Уравнение полуреакции окисления железа:
2Fe+2 – 2з = 2Fe+3
При составлении уравнения полуреакции восстановления марганца исходим из схемы: MnO4- → Mn+2. В ходе этого процесса высвобождаются четыре атома кислорода, которые в кислой среде связываются восьмью ионами водорода с образованием четырех молекул воды, (см. таблицу 1):
MnO4- + 8H+ → Mn+2 + 4H2O
Суммарный заряд ионов в левой части схемы равен +7, а в правой – равен +2. Следовательно, в процессе восстановления принимают участие 5 электронов:
MnO4- + 8H+ + 5з = Mn+2 + 4H2O
При выводе общего уравнения реакции полуреакции окисления и восстановления надо умножить на такие множители, чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым.
5 2Fe+2 – 2з = 2Fe+3 – окисление (восстановитель)
2 MnO4- + 8H+ + 5з = Mn+2 + 4H2O – восстановление (окислитель)
Умножаем каждую полуреакцию на соответствующий коэффициент, суммируем их и получим полное ионное уравнение ОВР:
10Fe+2 + 2 MnO4- + 16H+ = 10Fe+3 + 2Mn+2 + 8H2O
В молекулярной форме:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Для проверки правильности расставленных коэффициентов просуммируем число атомов кислорода [O] в левой и правой частях уравнения: 2·4 + 10·4 +8·4 = 2·4 + 5·4·3 + 4 + 8·1, (80[O] = 80[O]).
2) Взаимодействие сероводорода с хлорной водой, протекает по уравнению:
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 +HCl
Ионно-молекулярная схема реакции:
H2S + Cl2 + H2O → H+ + SO42- + Cl-
В ходе реакции степень окисления хлора понижается от 0 до -1 (хлор восстанавливается), а серы – повышается от -2 до +6 (сера окисляется).
Уравнение полуреакции восстановления хлора:
Cl2 + 2з = 2 Cl-
При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы: H2S → SO42-. В ходе этого процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источником которых служат четыре молекулы воды. При этом образуются восемь ионов H+; кроме того, два иона H+ высвобождаются из молекулы H2S (см. таблицу 1). Следовательно, всего образуется десять ионов водорода:
H2S + 4 H2O → SO42- + 10 H+
Левая часть схемы содержит только незаряженные частицы (молекулы), а суммарный заряд ионов в правой части схемы равен +8. Следовательно, в реакции окисления принимают участие 8 электронов:
H2S + 4 H2O – 8з = SO42- + 10 H+
Суммируем оба уравнения полуреакций, умножив уравнение полуреакции восстановления хлора на 4, а уравнение полуреакции окисления серы на 1, получим:
4 Cl2 + 2з = 2 Cl- – восстановление (окислитель)
1 H2S + 4 H2O – 8з = SO42- + 10 H+ – окисление (восстановитель)
Полное ионное уравнение ОВР:
4Cl2 + H2S + 4 H2O = 8Cl - + SO42- +10 H+
В молекулярной форме:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
Проверим коэффициенты по атомам кислорода: 4 [O] = 4[O].
3) Взаимодействие хромита натрия с оксидом свинца в щелочной среде, протекает по уравнению:
NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
Ионно-молекулярная схема реакции:
CrO2- + PbO2 +OH- → CrO42- + PbO22- + H2O
В ходе реакции степень окисления хрома повышается от +3 до +6 (хром окисляется), а свинца – понижается от +4 до +2 (свинец восстанавливается).
Уравнение полуреакции восстановления свинца:
PbO2 + 2з = PbO22-
При составлении уравнения полуреакции окисления хрома исходим из схемы: CrO2- → CrO42-. Источником кислорода, необходимого для протекания этого процесса, в щелочной среде служат гидроксильные группы ОН-. В полуреакции окисления примут участие четыре гидроксильные группы, причем высвобождаются две молекулы воды (см. таблицу 1).
CrO2- + 4OH- → CrO42- + 2H2O
Суммарный заряд ионов в левой части схемы равен -5, а в правой – равен -2. Следовательно, в процессе окисления принимают участие 3 электрона:
CrO2- + 4OH- – 3з = CrO42- + 2H2O
Суммируем уравнения полуреакций окисления и восстановления, умножив уравнение полуреакции восстановления свинца на 4, а уравнение полуреакции окисления хрома на 2, получаем:
3 PbO2 + 2з = PbO22- – восстановление (окислитель)
2 CrO2- + 4OH- – 3з = CrO42- + 2H2O – окисление (восстановитель)
Полное ионное уравнение ОВР:
3PbO2 + 2CrO2- + 8ОН- = 3 PbO22- + 2CrO42- + 4H2O
В молекулярной форме:
2NaCrO2 + 3PbO2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2PbO2 +4H2O
Проверим правильность коэффициентов по суммарному кислороду левой и правой частей уравнения:
2·2 + 3·2 + 8 = 2·4 + 3·2 + 4, (18[O] = 18[O])
Типы окислительно-восстановительных реакций
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, входящих в состав молекул различных соединений, например:
C0 + O02 = C+4O-22
1 C0 – 4з = C+4 – окисление (восстановитель)
1 O02 + 4з = 2O-2 – восстановление (окислитель)
C + O2 = CO2
2. Реакции – диспропорционирования
Это реакции, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, входящий в состав одной молекулы, например:
K2Mn+6O4 + H2O → KMn+7O4 + Mn+4O2 + KOH
2 MnO-24 –1з = MnO-4 – окисление (восстановитель)
1 MnO-24 + 2H2O + 2з = MnO2 + 4OH- – восстановление (окислитель)
2MnO-24 + MnO-24 + 2H2O = 2 MnO-4 + MnO2 +4OH-
3K2MnO4 +2 H2O = 2 KMnO4 + MnO2 + 4 KOH
3. ОВР внутримолекулярные
Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, но входят в состав одной и той же молекулы, например:
KN+5O-23 → KN+3O2 + O2
2 N+5 + 2з = N+3 – восстановление (окислитель)
1 2O-2 – 4з = O2 – окисление (восстановление)
2KNO3 = 2 KNO2 + O2
4. ОВР – компропорционирования
Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента, входящего в состав молекул различных соединений, например:
NaBr+5O3 + NaBr - + H2SO4 → Br02 + Na2SO4 + H2O
1 2BrO3- + 12H+ + 10з = Br20 + 6H2O – восстановление (окислитель)
5 2Br- – 2з = Br20 – окисление (восстановитель)
2BrO3- + 12H+ + 10Br- = 6Br20 + 6H2O
Сократим коэффициенты на 2, получим:
BrO-3 + 6H+ +5Br - = 3 Br2 +3H2O
NaBrO3 + 5NaBr + 3H2SO4 = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O
ОВР – самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. В результате протекания ОВР происходит превращение химической энергии в электрическую – в гальванических элементах и аккумуляторах. ОВР лежат в основе мероприятий по охране природы.
1.2 Экспериментальная часть
Цель работы: проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ и составление уравнений окислительно-восстановительных процессов методом электронно-ионного баланса.
Оборудование и реактивы: пробирки; штатив для пробирок; 2%-ные растворы: перманганата калия (KMnO4), гидроксида натрия (NaOH), сульфита натрия (Na2SO3), дихромата калия (K2Cr2O7), иодида калия (KI), нитрита натрия (NaNO2); серная кислота (H2SO4), 2н.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 |
