Процессы окисления и восстановления. восстановители и окислители

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, сопровождающееся повышением степени окисления (к более положительным значениям).

Например: Na⁰ –1 e à Na⁺

2Cl^- - 2e à Cl₂⁰

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, сопровождающийся понижением степени окисления (к более отрицательным значениям).

Например: N⁺⁵+ 3e à N⁺²

Fe⁺³ +1e à Fe⁺²

Задание для самоконтроля № 4.

Выберите процессы окисления и восстановления:

S⁺⁴ –2e à S⁺⁶; N⁺⁵ + 3 e à N⁺²; N⁺⁵ + 3 e à N⁺² ; 2I^- - 2 e à I₂⁰

Восстановителями называются вещества, атомы или ионы, отдающие электроны. При этом они окисляются, и их степень окисления повышается.

Восстановителями могут быть нейтральные атомы (кроме фтора), отрицательно заряженные несложные ионы и положительно заряженные ионы, которые не проявляют высших степеней окисления, равных номеру группы в соединении.

Примеры частиц и групп частиц, которые преимущественно проявляют восстановительные свойства:

нейтральные атомы неметаллов - Н₂, Si, С и металлов;

отрицательно заряженные несложные ионы - Сl^- , Br^-, I^- , S^2-;

положительно заряженные ионы - Fe²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺ (но не

Fe³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺);

некоторые сложные вещества - NH₃ , РН₃, CO (чаще восстановитель).

Окислителями называются вещества, атомы или ионы, принимающие электроны. При этом они восстанавливаются, и их степень окисления понижается.

Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов и положительно заряженные ионы металлов и неметаллов с высшей положительной степенью окисления, сложные анионы, содержащие атомы элементов в высшей степени окисления. Самые сильные окислители - фтор, кислород, озон, галогены.

+7

Примеры окислителей: F₂, Сl₂, I₂, Br₂, O₃, O₂, Fe³⁺ , Pb⁴⁺, Sn⁴⁺, MnO₄^-,

+6 +5 +6

SO₄^2-, , NO₃^- , Cr₂O₇^2- , KClO₃, , HClO₄ и ее соли, HСlO и ее соли и другие.

Некоторые вещества способны отдавать и принимать электроны. Тогда говорят об их окислительно-восстановительной двойственности. С одними реагентами (более сильными окислителями, чем рассматриваемое соединение) они проявляют восстановительные свойства, а с другими - проявляют окислительные свойства.

Атомы элементов имеют в таких соединениях промежуточную (среднюю по значению) степень окисления.

+3 +2

Например, NO₂^- à NO здесь нитрит-анион окислитель

+3 +5

NO₂^- à NO₃ здесь нитрит-анион восстановитель

+4 0

SO₂ à S здесь оксид серы (+4) окислитель

+4 +6

SO₂ à SО₄^-2 здесь оксид серы (+4) восстановитель

-1 -2

H₂O₂ à H₂O или

-1 -2

H₂O₂ à ОH^-1 в этих случаях пероксид водорода окислитель

-1 0

H₂O₂ à O₂ здесь пероксид водорода восстановитель

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)

Задание для самоконтроля № 5.

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

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 - 2ēà 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 - 2ēà SO₄^2- + 2 H⁺ 5 восст-ль, окисление

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 - 2ēà SO₄^2- + 2 H⁺ 5 восст-ль, окисление

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

MnO₄^- +1 ē à MnО^2-2ок-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.)

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