Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Существует два способа расстановки стехиометрических коэффициентов окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод

Существует два способа расстановки стехиометрических коэффициентов окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод электронно-ионных полуреакций.

Подбор стехиометрических коэффициентов

методом электронного баланса

Последовательность составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1.Определить вещество, выполняющее функции среды (кислота, щелочь или вода).

2.Определить элементы, изменяющие степень окисления.

Как правило, не изменяют степени окисления:

а) ионы Ме 1-3 групп главных подгрупп (Na⁺, K⁺);

б)Н⁺ (кроме реакций взаимодействия металлов с кислотами);

в) О^-2 (кроме Н₂О₂ и реакций термического разложения некоторых солей).

3.Записать электронные схемы:

а)

б) Cr⁺⁶ Cr⁺³

Ион хрома со степенью окисления 6+ существуют в виде хромата- и дихромата- иона. Это равновесие зависит от среды:

в) Fe²⁺ Fe³⁺

г) для галогенов наиболее характерна степень окисления –1;

д) из отрицательных степеней окисления процесс окисления, как правило, идет до степени окисления = 0;

е) во всех остальных случаях целесообразно изменять степень окисления на 2 единицы.

4.Баланс электронов. Количество отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.

5.Записать продукты реакции.

Для того чтобы правильно закончить уравнение реакции, надо написать продукт взаимодействия оксида элемента (если степень окисления > 0) или водородного соединения элемента (если степень окисления < 0) со средой. Для этого необходимо знать свойства оксидов (основные, кислотные, амфотерные, несолеобразующие).

а) элементы, приобретающие в ОВР степень окисления = 0, выделяются в свободном виде;

б) наиболее часто встречающиеся несолеобразующие оксиды: СО, N₂O, NO;

в) не изменяющиеся ионы левой части в правой части уравнения ОВР соединяют с ионами среды;

г) отсутствующий водород записывают в виде Н₂О.

6.В соответствии с балансом электронов уравнять элементы, изменяющие степень окисления.

7.Уравнять ионы, не входящие в состав среды.

8.Уравнять ионы, входящие в состав среды.

9.Уравнять Н.

10.Проверить кислород.

Пример 20. Составить уравнение реакции восстановления оксида Fe(III) углем, если реакция протекает по схеме: Fe₂O₃+ C → Fe + CO↑

Дано: схема реакции Fe₂O₃+ C → Fe + CO↑

Составить: уравнение заданной реакции.

Решение:

Железо восстанавливается, понижая степень окисления с+3 до 0;

Углерод окисляется, его степень окисления повышается от 0 до +2.

Составим схемы этих процессов, указывая степень окисления элементов:

Fe⁺³ + 3ē → Fe⁰ 2 процесс восстановления, окислитель Fe⁺³

С⁰ - 2ē → С⁺² 3 процесс окисления, восстановитель С⁰

Fe₂O₃+ 3C → 2Fe + 3CO↑

Пример 21. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

K₂Cr₂O₇ + HCl → КСl + CrCI₃ + H₂O + Cl₂

Дано: схема реакции K₂Cr₂O₇ + HCl → КСl + CrCI₃ + H₂O + Cl₂

Составить: уравнение заданной реакции

Решение:

+6 +1 -1 +3 0

K₂Cr₂O₇ + HCl → КСl + CrCI₃ + H₂O + Cl₂

Степень окисления атома хрома в К₂Cr₂O₇ равна +6 в CrСl₃ равна +3, степень окисления атома хлора в НСl равна -1 в Cl₂ равна 0.

Cr⁺⁶ + 3e ® Cr⁺³ 3 процесс восстановления, окислитель Cr⁺⁶

Cl^-1 – 1e ® Cl⁰ 1 процесс окисления, восстановитель Cl^-

Так как в молекуле дихромата калия два атома хрома, то в электронном уравнении следует взять также два атома хрома (+ 6). Общее кратное для числа электронов равно 6, поэтому для первого уравнения получаем коэффициент 1, а для второго – 6. Переносим полученные коэффициенты в уравнение реакции, находим коэффициенты для других веществ подбором их в соответствии с законом сохранения массы, получаем уравнение:

К₂Сr₂О₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

Подбор стехиометрических коэффициентов

методом электронно-ионных полуреакций

Применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления ионов (молекул) окислителя и окисления ионов (молекул) восстановителя. Для этого необходимо составить ионную схему реакции. Не изменяющиеся ионы в ионную схему не включаются.

КMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₄^- + Fe²⁺ + H⁺ ® Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

Ионы Fe²⁺ окисляются в ионы Fe³⁺, а ионы MnO₄^- восстанавливаются до ионов Mn²⁺. При выводе общего уравнения для баланса атомов необходимо добавить ионы водорода, чтобы связать атомы кислорода в воду:

для баланса зарядов в левой части уравнения нужно добавить 5 электронов

При выводе общего уравнения реакции частные уравнения надо умножить на такие коэффициенты, чтобы число отданных электронов равнялось числу принятых электронов.

Fe²⁺ - ē ® Fe³⁺ 5

1

Переносим полученные коэффициенты в уравнение реакции, находим коэффициенты для других веществ подбором их в соответствии с законом сохранения массы, получаем уравнение:

2 КMnO₄ + 10 FeSO₄ + 8 H₂SO₄ ® 2 MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8 H₂O

Изучение окислительно-восстановительных реакций имеет важное значение для понимания механизма возникновения и протекания реакции горения – сложного физико-химического процесса, в основе которого лежат экзотермические окислительно-восстановительные реакции.

Необходимым условием возникновения горения является одновременное наличие трех факторов: окислителя, восстановителя и источника зажигания. Окислителем, как правило, является кислород воздуха, а восстановителем – горючее вещество. Однако горение может происходить и в среде других газообразных окислителей, таких, как фтор, хлор, пары серы. При наличии веществ, выделяющих кислород, горение может происходить в инертной среде (например, горение черного пороха за счет кислорода, выделяющегося при разложении KNO₃).

Наличие окислительной среды является необязательным условием и в том случае, когда окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле (реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования). К таким примерам относятся взрывы ацетилена, пероксида водорода, перхлората калия. В ряде случаев горение может возникнуть без источника зажигания, например, при тепловом и химическом самовозгорании вещества. Тепловое самовозгорание происходит при достаточно низких температурах (0...100 °С) в результате саморазогревания веществ за счет протекающих в нем изотермических окислительно-восстановительных реакций. Примерами являются самовозгорание рубидия, цезия навоздухе, самовозгорание алюминия в раздробленном состоянии. Химическое самовозгорание возникает в месте контакта реагирующих веществ с сильными окислителями, например, самовозгорание щелочных металлов с галогенами, самовозгорание ацетона, некоторых эфиров, глицерина с пероксидом натрия.

При оценке пожарной опасности технологических процессов, хранения и транспортировки веществ нужно располагать сведениями об их окислителъно-восстановительных свойствах. Вещества, проявляющие восстановительные свойства, как правило, являются горючими. Горючие газы, пары горючих жидкостей, пыли твердых горючих веществ образуют с воздухом взрывоопасные смеси. Вещества с сильно выраженными окислительными свойствами не горят, но при контакте с горючими веществами могут вызывать их химическое самовозгорание. Ряд окислителей, таких, как пероксиды, кислородные соединения галогенов, являются взрывоопасными. По каким же признакам можно установить, какие свойства проявляет вещество: окислительные или восстановительные?

Для простых веществ таким признаком является строение атома и химические свойства, которые зависят от положения элемента в периодической системе. Атомы элементов, которые находятся в начале периода, имеют малое значение потенциала ионизации и сродства к электрону, они легко отдают электроны при химических реакциях. Поэтому простые вещества, образованные этими элементами, входящими в состав IАи IIАгруппы, являются сильными восстановителями (Н₂, Li, Na, K, Mg, Ca и т.д.).

В периодах слева направо величина потенциала ионизации и сродства к электрону увеличивается, поэтому в периодах слева направо усиливаются окислительные свойства иослабевают восстановительные свойства. В конце периода в VIAгруппе и в VIIАгруппе находятся сильные окислители (О₂, F₂, Сl₂, Вг₂, I₂). В группах в главных подгруппах сверху вниз усиливаются восстановительные свойства, например, в IА группе у Rb и Cs восстановительные свойства выражены сильнее, чем у Li и Na. Окислительные свойства в группах сверху вниз ослабевает, поэтому вVIIАгруппе F₂является более сильным окислителем, чем у С1₂, Вr₂, I₂. Элементы побочных подгрупп, относящиеся к d-семейству, являются металлами, у которых преобладают восстановительные свойства.

Пример 22.Какую высшую и низшую степень окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Дано:

Химические элементы: As, Se, Br

Найти: ВСО, НСО химических элементов -?

Решение:Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д. И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns²np⁶). Данные элементы находятся соответственно в главных подгруппах V, VI, VII-групп и имеют структуру внешнего энергетического уровня s²р³, s²p⁴, s²p⁵. Следовательно, степени окисления мышьяка, селена, брома в соединениях таковы:

Так как ВСО = № группы, НСО = № группы – 8, то для:

ВСО(Аs) = +5, НСО(As) = -3 (As₂O₅, AsH₃);

ВСО(Se) = +6, НСО(Se) = -2 (SeO₃, Na₂Se);

ВСО(Br) = +7, НСО(Br) = -1 (КВrO₄, KBr).

Ответ: ВСО(Аs) = +5, НСО(As) = -3 (As₂O₅, AsH₃); ВСО(Se) = +6, НСО(Se) = -2 (SeO₃, Na₂Se); ВСО(Br) = +7, НСО(Br) = -1 (КВrO₄, KBr).

Пример 23.У какого из элементов четвертого периода марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Дано:

Химические элементы: Mn, Br

Сравнить: химические свойства предложенных элементов исходя из ПСЭ.

Решение:Электронные формулы данных элементов:

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

₃₅Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

Марганец – d-элемент VII-группы побочной подгруппы, а бром – p-элемент VII-группы главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у атома брома – семь.

Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а, следовательно, тенденцией терять эти электроны (проявляют донорные свойства). Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют отрицательных ионов. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а, следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и образуют отрицательные ионы (проявляют акцепторные свойства). Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные функции. Следовательно, металлические свойства более выражены у марганца.

Ответ: Металлические свойства более выражены у марганца.

Комплексная задача №3

При проектировании цеха по производству химического вещества (Х) в промышленных масштабах необходимо указать расположение вентиляционных шахт для вывода людей из рабочей зоны, в которой возможно возникновение чрезвычайной ситуации.

Задания (вещество Х определяется вариантом):

1. Рассчитать молярную массу газообразного вещества (Х) по указанной относительной плотности газа;

2. Используя состав вещества (Х) в массовых процентах, определить формулу вещества (Х);

3. Определите порядковые номера, число нейтронов, число протонов, число электронов, номер периода и номер группы периодической системы химических элементов, в которых находятся атомы элементов, входящих в состав молекулы.

4. Напишите электронную формулу атомов химических элементов, входящих в состав молекулы. Определите электронные семейства, к которым относятся элементы.

5. Определите квантовые числа валентных электронов в наиболее электроотрицательном атоме, входящем в состав молекулы.

6. Используя метод валентных связей, показать образование молекулы (Х);

7. Определите степени окисления атомов в молекуле.

6.Сравните окислительно-восстановительные, кислотно-основные свойства атомов химических элементов, входящих в состав молекулы, проанализировав их положение в периодической таблице Д.И. Менделеева.

8. Определите тип химической связи в молекуле (Х) на основании разности электроотрицательностей атомов (электроотрицательности приведены в Приложении 2 табл. 1).

9. Оценить пожарную опасность (горючее вещество или окислитель) химического вещества (Х), используя справочник [4].

Таблица 7

Варианты заданий

Nп/п	Относительная плотность газа (Х)	Состав вещества в масс.%	Nп/п	Относительная плотность газа (Х)	Состав вещества в масс.%
1.	= 32,00	О – 50,00 S – 50,00	21.	= 2,11	Cl – 52,56 O – 47,44
2.	= 1,127	О – 60,00 S – 40,00	22.	= 1,23	Cl – 81,59 O – 18,41
3.	= 0,875	C – 42,86 O – 57,14	23.	= 22,01	N – 63,65 O – 36,35
4.	= 2,588	C – 27,273 O – 72,727	24.	= 0,53	N – 82,26 H – 17,74
5.	= 18,25	Cl – 97,26 H – 2,74	25.	= 1,76	N – 46,68 O – 53,32
6.	= 0,625	F – 95,00 H –5,00	26.	= 23,01	N – 30,45 O – 69,55
7.	= 1,803	I – 99,22 H – 0,78	27.	DCO(X) = 1,15	Si – 87,45 H – 12,55
8.	= 4,765	Br – 98,765 H – 1,235	28.	= 1,68	Be – 19,17 F – 80,83
9.	= 8,00	C – 75,00 H – 25,00	29.	= 1,99	H – 8,89 P – 91,11
10.	= 5,176	C – 13,64 F – 86,36	30.	= 1,09	As – 96,12 H – 3,88
11.	= 2,38	C – 15,77 S – 84,23	31.	= 3,89	H – 2,42 Sb – 97,58
12.	= 43,97	P – 35,22 F – 64,78	32.	= 1,52	F – 70,33 S – 29,67

Окончание таблицы 7