Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

Sb₂S^2-₅ + HN⁵⁺O₃ = H₃SbO₄+N²⁺O+H₂S⁶⁺O₄ .

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S^2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S^2- является восстанови­телем. А степень окисления атомов азота N⁵⁺ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N⁵⁺ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N⁵⁺ + 3e® N^{2+ │} 40 окислитель, процесс восстановления

S^2- - 40e ® S⁶⁺ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + NO + H₂SO₄ .

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффици­енты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = 6 H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реак­ции составлено правильно.

Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

 

3	5S2- - 40ē = 5S6+	восстановитель (окисление)
40	N5+ + 3ē = N2+	окислитель (восстановление)

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы допол­нительные пояснения.

1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и чис­ло электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наиболь­ший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции

HCl⁷⁺O₄ + 4S⁴⁺O₂ + 4H₂O = 4H₂S⁶⁺O₄ + HCl^1-

основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.

Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции

2Fe³⁺Cl₃ + 2HJ^1- = J₂⁰ + 2Fe²⁺Cl₂ + 2HCl

основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.

2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование).
Например, в реакции

Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu⁰ требуется для окисления 2 моле­кулы окислителя HNO₃; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO₃ для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO₃. И оконча­тельно уравнение примет вид:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,

3As³⁺₂S^2-₃ + 28HN⁵⁺O₃ + 4H₂O ® 6H₃As⁵⁺O₄ + 9H₂S⁶⁺O₄ + 28N²⁺O

2As³⁺ - 4e ® 2As⁵⁺ -28e 3

3S^2- - 24 ® 3S⁶⁺

N⁵⁺ + 3e ® N²⁺ +3e 28

4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например,

3HN³⁺O₂ ® HN⁵⁺O₃ + 2 N²⁺O + H₂O

N³⁺ + e ® N²⁺ 2

N³⁺ - 2e ® N⁵⁺ 1

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

4N^3-H₃ + 3O⁰₂ ® 2N⁰₂ + 6H₂O^2-

2N^3- - 6e ® N⁰₂ 2 восстановитель

O⁰₂+ 4e ® 2O^2- 3 окислитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона.

Например, разложение хлората калия

2KCl⁵⁺O^2-₃ ® 2KCl^- + 3O⁰₂

Cl⁵⁺ + 6e ® Cl^- 2 окислитель

2O^2- -4e ® O⁰₂ 3 восстановитель

Реакции диспропорционирования (самоокисление– самовосстановление) - это реакции, в которых функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например:

4KCl⁵⁺O₃ ® 3 KCl⁷⁺O₄ + KCl^-

Cl⁵⁺ - 2e ® Cl⁷⁺ 6 3 восстановитель

Cl⁵⁺ +6e ® Cl^- 2 1 окислитель

Реакции конмутации – реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента. Например:

N^3-H₄N⁵⁺O₃ = N₂¹⁺O + 2H₂O

Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций

 

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в различных средах.

а) Кислая среда:

2KMn⁷⁺O₄ + 5K₂S⁴⁺O₃ + 3H₂SO₄ ® 2Mn²⁺SO₄ + 6K₂S⁶⁺O₄ + 3H₂O

Mn⁷⁺ + 5e ® Mn²⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 5

б) Нейтральная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + 3K₂S⁴⁺O₃ + H₂O ® 2Mn⁴⁺O₂ + 3K₂S⁶⁺O₄ + 2KOH

Mn⁷⁺ + 3e ® Mn⁴⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 3

в) Щелочная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + K₂S⁴⁺O₃ + 2KOH ® K₂Mn⁶⁺O₄ + 2K₂S⁶⁺O₄ +H₂O

Mn⁷⁺ + e ® Mn⁶⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 1

Схематически это можно представить следующим образом:

Окисленная Восстановленная форма

Форма

 Mn²⁺ - бесцветный

Mn⁷⁺ ®MnО₂- бурый осадок

 MnО₄^2- - зеленый

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах.

а) Окисление сульфита натрия (Na₂SO₃) перманганатом калия (KMnO₄) в кислой среде.

Налить в пробирку несколько капель (2 – 3) раствора перманганата калия, такой же объем 2Н раствора H₂SO₄, затем по каплям прибавлять сульфит натрия до полного обесцвечивания раствора.

В какую степень окисления переходит Mn⁺⁷ в кислой среде? Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать какую функцию выполняет в ней сульфит натрия и серная кислота.

б) Окисление сульфита натрия (Na₂SO₃) перманганатом калия (KMnO₄) в нейтральной среде.

Налить в пробирку несколько капель (3 – 5) раствора перманганата калия и примерно такой же объем сульфита натрия. Как меняется в этом случае цвет раствора? Какое соединение образовалось в осадке? Какая степень окисления марганца устойчива в щелочной и слабоосновной среде? Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.

в) Окисление сульфита натрия (Na₂SO₃) перманганатом калия (KMnO₄) в щелочной среде.

Налить в пробирку 3 - 4 капли концентрированного раствора NaOH или KOH, такой же объем сульфита натрия (Na₂SO₃), затем 2 – 3 капли раствора KMnO₄. Как изменилась окраска раствора? Какой ион придает раствору такую окраску? Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты.

На основании опытов а, б, в сделать общий вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости от рН среды. В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность?

Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия (K₂Cr₂O₇).

а) Окисление сульфата железа (II) дихроматом калия.

Налить в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия (K₂Cr₂O₇) и столько же 3Н раствора H₂SO₄, после чего по каплям приливать раствор сульфата железа (FeSO₄). Пока дихромат-ионы полностью не прореагируют, оранжевый их цвет в сочетании с цветом образовавшихся гидратированных ионов хрома (III), образует бурый раствор. Поэтому добавление по каплям раствора сульфата железа (II) следует вести до достижения устойчивой окраски. В какой цвет окрашен раствор? Какую функцию выполняет в этой реакции сульфат железа (II)?

Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.

б) Окисление сульфита натрия (Na₂SO₃) дихроматом калия (K₂Cr₂O₇).

Приготовить в пробирке, как в предыдущем опыте, раствор дихромата калия (K₂Cr₂O₇), подкисленный серной кислотой, и прибавлять к нему по каплям раствор сульфита натрия (Na₂SO₃) до достижения устойчивой окраски. Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления.

Для того чтобы убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия (NaNO₂), надо:

а) в одну пробирку поместить 3 – 4 капли раствора перманганата калия (KMnO₄), подкислить раствор разбавленным раствором серной кислоты и добавить раствор нитрита натрия (NaNO₂) до обесцвечивания раствора;

б) в другую пробирку внести 3 – 4 капли раствора иодида калия (KI), подкислить разбавленным раствором серной кислоты и добавить раствор NaNO₂ до изменения окраски.

Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения реакций. В каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы.

Опыт 4. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные процессы

а) Внутримолекулярное окисление-восстановление дихромата аммония ((NH₄)₂Cr₂O₇).

На железную или керамическую пластинку поместить 2 – 3 грамма дихромата аммония ((NH₄)₂Cr₂O₇), для начала реакции нагреть, после чего прекратить нагревание. Обратить внимание на особенности протекания реакции и ее продукты – газообразные (азот и пары воды) и твердый (Cr₂O₃ его цвет).

Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.

б) Внутримолекулярное окисление-восстановление нитрата меди (II).

В пробирку внести несколько кристаллов нитрата меди (Cu(NO₃)₂∙3H₂O). Закрепить пробирку в штативе и осторожно нагревать, наблюдая изменение цвета кристаллов и цвета выделяющегося газа. Написать уравнение реакции разложения нитрата меди (II), учитывая окраску возможных продуктов реакции: безводный Cu(NO₃)₂ – белый; Cu(NO₂)₂ – не существует; CuO – черный; Cu – красный; N₂, NO, и О₂ – бесцветные газы; NO₂ – бурый газ.

Указать окислитель и восстановитель в молекуле нитрата меди (II).

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

 

Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.

1. K₂MnO₄ + H₂O = KMnO₄ +MnO₂ +KOH

2. PbS + H₂O₂ = PbSO₄ + H₂O

3. NaBrO₃ +NaBr + H₂SO₄ = Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O

4. CuI +H₂SO₄ +KMnO₄ = CuSO₄ + I₂ +MnSO₄ +K₂SO₄ +H₂O

5. CaH₂+ H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

6. Na₃[Cr(OH)₆] + NaOH +PbO₂ = Na₂CrO₄ +H₂O + Na₂[ Pb(OH)₄]

7. Cr(NO₃)₃ = Cr₂O₃ + NO₂ + O₂

8. Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH = K₂FeO₄ + KNO₂ +H₂O

9. Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + O₂ = Na₂CrO₄ + CO₂

10. Na₂SO₃ = Na₂S + Na₂SO₄

11. Cr₂O₃ + NaNO₃ + NaOH = Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O

12. K₂Cr₂O₇ +H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O

13. Br₂ + SO₂ + H₂O = HBr + H₂SO₄

14. H₂S + H₂SO₃ = S + H₂O

15. KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O = MnO₂ + NaNO₃ + KOH

16. NaBr + NaBrO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Br₂ + H₂O

17. As + Cl₂ + H₂O = H₃AsO₄ + HCl

18. K₂Cr₂O₇ + HBr = Br₂ + CrBr₃ + KBr + H₂O

19. KClO₃ + HCl = KCl + Cl₂ + H₂O

20. FeCl₂ + KClO₃ + HCl = FeCl₃ + KCl + H₂O

21. Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

22. Mg + HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

23. KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O

24. Zn + H₂SO₄ = H₂S + ZnSO₄ + H₂O

25. KMnO₄ + H₃PO₃ + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O

ЛИТЕРАТУРА

1.         Глинка Н.Л. Общая химия. / Н.Л. Глинка. М.: Химия, 1985. 740 с.

2.         Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия./ Н.С.Ахметов. М.: Высшая школа, 1988. 446 с.

3.         Степин Б.Д. Неорганическая химия. / Б.Д. Степин, А.А. Цветков. М.: Высшая школа, 1994. 608 с.

4.         Потапова С.А. Окислительно-восстановительные реакции: – учеб. пособие по химии для слушателей фак-та довузовской подготовки. Саратов: изд-во СГТУ, 1997. 23 с.