Метод электронно-ионных полуреакций

ЛЕКЦИЯ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными (ОВР) называ-ют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

 

Основные понятия

· Степень окисления (с.о.) – условный заряд атома в химическом соединении. Степень окисления можно рассчитать, пользуясь следующими правилами:

^· степень окисления атомов в простых веществах равна нулю ( и др.);

^· степень окисления атомов водорода и щелочных металлов в большинстве сложных веществ равна +1 ();

^· степень окисления атомов кислорода в сложных веществах, как правило, равна -2 ();

^· алгебраическая сумма степеней окисления атомов в частице (молекуле или ионе) равна заряду этой частицы.

Например, подсчитать степени окисления атомов азота в соединении NH₄NO₃ можно, разделив эту соль на ионы, которые образуются при электролитической диссоциации солей: NH₄⁺ и NO₃^-. Далее, для каждого иона составляем выражение суммы степеней окисления, включая неизвестную степень окисления атома азота х, и приравниваем его заряду иона.

Для иона NH₄⁺:

х + 4 (+1) = +1, х = -3;

для иона NO₃^-:

х + 3 (-2) = -1, х = +5.

В формулах степень окисления при необходимости показывают арабской цифрой над символом элемента, например .

Большинство элементов способно проявлять несколько степеней окисления. Низшая степень окисления для атомов металлов равна нулю, для атомов неметаллов – суммарному заряду электронов, необходимых для достройки последнего энергетического подуровня. Высшая степень окисления ато-мов элементов, как правило, равна номеру группы (исключе-ние – элементы VIII группы и побочной подгруппы I группы).

В частности, для азота известны соединения, в которых атом азота проявляет степени окисления от -3 - низшей до +5 - высшей:

,

степени окисления -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 называют промежуточными.

· Окисление и восстановление. Окислители и восста-новители.

Сущность этих понятий рассмотрим на примере окислительно-восстановительной реакции между цинком и раствором сульфата меди (II):

 

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu,

или в ионном виде

Zn⁰ + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu⁰.

Атом цинка превращается в ион с зарядом +2, т.е. теря-ет два электрона (-2 ), а ион меди с зарядом +2 превращается в нейтральный атом, т.е. присоединяет два электрона (+2 ); при этом степень окисления цинка повышается от 0 до +2, а меди понижается от +2 до 0.

· Вещество, отдающее электроны, называют восстанови-телем. Отдачу электронов атомами элемента и, следова-тельно, повышение степени окисления элемента называют окислением. Восстановитель в ходе реакции окисляется.

· Вещество, присоединяющее электроны, называют окисли-телем. Присоединение электронов атомами элемента и, следовательно, понижение степени окисления элемента называют восстановлением. Окислитель в ходе реакции восстанавливается.

В приведенном примере восстановитель – Zn⁰, окисляется до Zn²⁺ (ZnSO₄), окислитель – Cu²⁺ (CuSO₄), восстанавливается до Cu⁰.

По роли частиц в ОВР можно выделить три группы: только окислители; только восстановители; и окислители, и восстановители.

· Только окислители:

^· из простых веществ – кислород и фтор;

^· в составе сложных веществ - атомы в высшей степени окисления и др. ;

· только восстановители:

^· металлы в свободном состоянии;

^· в составе сложных веществ - атомы в низшей степени окисления и др. ;

· и окислители, и восстановители:

^· неметаллы, кроме фтора и кислорода (S, As, С и др.);

^· в составе сложных веществ - атомы в промежуточной степени окисления и др. .

 

Составление уравнений окислительно-

Восстановительных реакций

Существует несколько методов составления уравнений ОВР. Все методы основываются на уравнивании числа отданных и принятых электронов.

Для составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций, протекающих в растворах электролитов, используют метод электронно-ионных полуреакций.

 

Метод электронно-ионных полуреакций

Составление уравнений ОВР данным методом рекомендуется выполнять в следующей последовательности:

· рассчитать степени окисления атомов элементов и по изменению степеней окисления определить окислитель и восстановитель;

· составить ионную схему реакции, выделить окислительно-восстановительные пары;

· составить электронно-ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления, в которых уравнять число атомов элементов и заряд обеих частей полуреакций в определённой очерёдности:

^· число атомов элементов, отличающихся от кислорода и водорода,

^· число атомов кислорода,

^· число атомов водорода,

^· заряд обеих частей полуреакций;

· суммировать уравнения полуреакций с учётом дополнительных множителей, подобранных таким образом, чтобы уравнять число принятых и отданных электронов;

· в полученном ионном уравнении при необходимости выполнить алгебраические преобразования, и на его основе составить молекулярное уравнение.

 

Последовательность составления уравнений рассмотрим на конкретных примерах ОВР с заданными продуктами.

Пример 1. Реакция в кислой среде между перманганатом калия и нитритом натрия. Схема реакции:

 

· Составляем ионную схему реакции, записав, как в ионных уравнениях, сильные растворимые электролиты в виде ионов, а остальные вещества виде молекул:

 

K⁺ + MnO₄^- + NO₂ ^- + 2H⁺ + SO₄^2- ® Mn²⁺ + NO₃^- +.

Рассчитываем степени окисления элементов, определяем окислитель и его восстановленную форму, восстановитель и его окисленную форму – окислительно-восстановитель-ные пары:

 

MnO₄^- ® Mn²⁺;

NO₂^- ® NO₃^-.

· Составляем уравнения полуреакций. Уравниваем в левой и правой частях каждой полуреакции число атомов всех элементов. Число атомов марганца и азота одинаково в обеих частях полуреакций. Уравнивание числа атомов кислорода и водорода выполняют с учётом среды, в которой происходит реакция. Если ОВР проходит в кислой среде, для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в уравнения полуреакций можно включать только молекулы воды и ионы водорода:

 

MnO₄^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

NO₂^- + H₂O → NO₃^- + 2H⁺.

 

Таким образом, чтобы уравнять число атомов кислорода, а затем атомов водорода в кислой среде, необходимо в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, вписать n молекул воды, а в противоположную часть 2n ионов водорода.

· Уравниваем сумму зарядов ионов в левой и правой частях полуреакций, записывая в левую часть необходимое число электронов со знаками (+) или (–).

В первой полуреакции алгебраическая сумма зарядов ионов в левой части равна -1 + 8(+1) = +7, в правой равна +2, для уравнивания зарядов необходимо к левой части прибавить 5 электронов.

 

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 = Mn²⁺ + 4H₂O.

 

В левой части второй полуреакции надо вычесть 2 элек-трона:

 

NO₂^- + H₂O - 2 = NO₃^- + 2H⁺.

· Уравниваем число отданных и принятых электронов наименьшими множителями – коэффициентами и суммируем уравнения, умножив каждое слагаемое на соответствующий коэффициент:

 

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 = Mn²⁺ + 4H₂O 2

NO₂^- + H₂O - 2 = NO₃^- + 2H⁺ 5

2MnO₄^- + 5NO₂^- +16H⁺ +5H₂O = 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 10H⁺ + 8H₂O

· Приводим подобные члены в суммарном уравнении

2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5NO₃^- +3H₂O,

и по полученному краткому ионному уравнению дописы-ваем молекулярное уравнение:

 

2KMnO₄+ 5NaNO₂+H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ +3H₂O + K₂SO₄.

· (Пояснить появление K₂SO₄ в продуктах реакции) Уравнение считается законченным, когда в продуктах реакции и исходных веществах содержится одинаковое число атомов каждого элемента.

 

 

Пример 2. Реакция между сульфатом марганца (II) и гипохлоритом калия в щелочной среде:

 

MnSO₄ + KClO + NaOH ® MnO₂ + Cl^– + ….

Уравнение составляем в той же последовательности, которая приведена для реакций в кислой среде.

 

 

· Ионная схема реакции:

 

Mn²⁺ + SO₄^2– + K⁺ + ClO^– + Na⁺ + OH^– ® MnO₂ + Cl^– +...

 

· Схемы полуреакций:

 

Mn²⁺ ® MnO₂,

ClO^– ® Cl^–.

 

В исходных реагентах дана щелочь – NaOH, поэтому уравнения полуреакций составляем с учетом щелочной среды: число атомов кислорода и водорода уравниваем гидроксид-ионами ОН^- и молекулами воды:

 

Mn²⁺ + 4OH^– ® MnO₂ + 2H₂O,

ClO^– + H₂O ® Cl^– + 2OH^–.

 

Чтобы уравнять число атомов кислорода, а затем атомов водорода в щелочной среде, необходимо в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, вписать 2n гидроксид-ионов ОН^-, а в противоположную часть n молекул воды.

 

· Уравниваем заряды левой и правой частей уравнений полуреакций:

 

Mn²⁺ + 4OH^– –2 = MnO₂ + 2H₂O,

ClO^– + H₂O + 2 = Cl^– + 2OH^–,

 

т.е. первая полуреакция - окисление восстановителя, вторая восстановление окислителя.

· Суммируем уравнения полуреакций:

Mn²⁺ + 4OH^– –2 = MnO₂ + 2H₂O 1

ClO^– + H₂O + 2 = Cl^– + 2OH^– 1

Mn²⁺ + ClO^– + 4OH^– + H₂O = MnO₂ + Cl^– + 2H₂O + 2OH^–

· Приводим подобные члены:

Mn²⁺ + ClO^– + 2OH^– = MnO₂ + Cl^– + H₂O.

Молекулярное уравнение:

MnSO₄ + KClO + 2NaOH = MnO₂ + KCl + H₂O + Na₂SO₄.

Пример 3. Реакция между перманганатом калия и нитритом натрия в нейтральной среде:

 

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O ® MnO₂ + NO₃^– + ….

Будем придерживаться рекомендованной ранее последо-вательности операций.

· В ионную схему можно не включать молекулы и ионы, не участвующие в полуреакциях:

 

MnO₄^- + NO₂^- + H₂O ® MnO₂ + NO₃^– +….

· Схемы полуреакций:

MnO₄^- ® MnO₂,

NO₂^- ® NO₃^–.

· При составлении уравнений реакций, протекающих в нейтральной среде, необходимо иметь в виду, что в левой части уравнений полуреакций не должно быть ионов Н⁺ и ОН^-, а в правой части эти ионы можно использовать.

Соответствующие уравнения полуреакций:

MnO₄^- + 2H₂O + 3 ® MnO₂ + 4OH^–

NO₂^- + H₂O – 2 ® NO₃^- + 2H⁺

Таким образом, в нейтральной среде число атомов кислорода и водорода уравнивают по-разному, в зави-симости от того, в какую часть полуреакции необходимо ввести недостающие атомы. Если в правой части уравнения полуреакции недостаёт n атомов кислорода, в неё следует добавить 2n гидроксид-ионов, а в левую часть – n молекул воды. Если в левой части уравненияполуреакции недостаёт n атомов кислорода, в неё следует добавить n молекул воды, а в правую часть – 2n ионов водорода.

· Суммируем уравнения полуреакций:

MnO₄^- + 2H₂O + 3 ® MnO₂ + 4OH^– 2

NO₂^- + H₂O – 2 ® NO₃^- + 2H⁺ 3

2MnO₄^- +3NO₂^- + 4H₂O + 3H₂O = 2MnO₂ + 3NO₃^– + 8OH^- + 6H⁺

7H₂O 6H₂O+2OH^-

· После объединения ионов OH^- и H⁺ в молекулы воды приводим подобные члены и получаем ионное уравнение реакции:

2MnO₄^- + 3NO₂^- + H₂O = 2MnO₂ + 3NO₃^– + 2OH^-,

молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 3NaNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3NaNO₃ + 2KOH.

Представим схематически уравнивание числа атомов кислорода и водорода в различных средах, (обозначаем - атом кислорода в составе сложной частицы):

кислая среда - + 2Н⁺ = Н₂О,

Н₂О = + 2Н⁺;

щелочная среда - + Н₂О = 2ОН^-,

2ОН^- = + Н₂О;

нейтральная среда + Н₂О = 2ОН^-,

Н₂О = + 2Н⁺.

Очевидно, что для уравнивания числа атомов кислорода существует всего два отличающихся приёма: добавление в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, 2n гидроксид-ионов (если это позволяет данная среда), или n молекул воды.

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: