Задесенец-ОбщХим (558616), страница 3
Текст из файла (страница 3)
Далеко не всегда в окислительновосстановительной реакции участвуют лишь два соединения – окислитель14и восстановитель, так же, как и не всегда образуются лишь два продукта.Во-первых, это сопряжено с кислотно-основными превращениями формэлементов. Например, в ходе реакции часто в качестве сопутствующегопродукта часто выделяется вода. Во-вторых, иногда (в реакцияхразложения) одно и то же вещество содержит и окислительную, ивосстановительную формы.
По этим признакам ОВР классифицируют намежмолекулярные и внутримолекулярные.Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановительявляются разными веществами, или, другими словами, окисленная ивосстановленная формы находятся в разных реагентах:−2−20Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2 :0O2 + 2H2S → 2H2O + 2S+60+4+4H2SO4 + C → SO2 + CO2 + H2OПри этом конечные Ox- и Red-формы могут быть и в составе одногопродукта:0Ox1 + Red2 → Ox2·Red1 :+4 −20O2 + C → C O2−30+2 −2−2Ox1 + Red2 → Ox2·Red11 + Red12 :5O2 + 4NH3 → 4NO + 6H2OКроме того, участвовать в окислительном или восстановительномпроцессах могут сразу несколько элементов:Ox1·Ox2 + Red3 → Red1 + Red2 + Ox3 :+1+600+3+12Ag2CrO4 + 5H2 → 4Ag + Cr2O3 + 5H2OOx1+ Red2·Red3 → Ox2·Red1 + Ox3·Red1 :+2 −10+311O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2Внутримолекулярные – реакции, в которых реагент являетсяодновременно и окислителем, и восстановителем, или, другими словами,окисленная и восстановленная формы входят в состав одного реагента.Наиболее частым примером внутримолекулярных реакций являютсяреакции разложения:+2 −1Ox1·Red2 → Red1 + Ox2 :00XeF2 → Xe + F2−3+6+30(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2OКспецифическомутипуреакцийотносятсяреакцииконпропорционирования / сопропорционирования, когда и окислителем, и15восстановителем являются соединения одного и того же элемента в разныхс.о., при этом в продуктах элемент принимает одну (промежуточную) с.о.:−2+4Ox1 + Red2 → (Red1=Ox2) :0SO2 + 2H2S → S + 2H2OДиспропорционирование – превращение соединения элемента в одной(промежуточной) с.о.
в соединения в более высокой и более низкойстепени окисления:−1(Ox1=Red2) → Red1 + Ox2 :−20H2O2 → H2O + O2Обратный процесс – конпропорционирование – также может бытьвнутримолекулярным, хотя такие случаи весьма редки:-3(Ox1·Red2) → Red1=Ox2 :+30NH4NO2 → N2 + 2H2OНаконец, особое место среди большого разнообразия ОВР занимаютреакции электролиза, проходящие под действием постоянногоэлектрического тока. Процессы окисления и восстановления физическиразнесены и проходят на электродах: восстановление – на катоде,окисление – на аноде.
Электролитические реакции могут быть каквнутримолекулярными, так и межмолекулярными:↯2NaCl → 2Na + Cl2↯2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H22.4. Метод электронного баланса. Уравнять окислительновосстановительную реакцию можно многими способами. Наиболеераспространенным является метод электронного баланса. В немиспользуется основополагающий принцип – количество отданныхэлектронов равно количеству принятых.
Если нам известны и реагенты, ипродукты, порядок действий в методе электронного баланса следующий.1. В уравнении расставляем степени окисления над элементами, находимте, которые их меняют. Определяем элемент-окислитель (A) и элементвосстановитель (В).2. Составляем электронный баланс. Уравниваем реагент-окислитель иреагент-восстановитель.Aox + n e− → AredmBred – m e− → Boxnm·Aox + n·Bred → m·Ared + n·Box3. Уравниваем все остальные элементы, кроме H и O.восстановлениеокисление164.
Уравниваем по Н.5. Проверяем по О.Нижебудут разобраны несколькокоэффициентов в уравнениях ОВР.примероврасставленияПример 2.2.Расставить коэффициенты: HNO3 + KI → NO2 + KIO3 + H2OРешение.1) Расставляем степени окисления:+1 +5 −2+1 −1+4 −2+1 +5 −2+1−2HNO3 + K I → NO2 + K I O3 + H2OСтепени окисления меняют азот, понижающий свою с.о. (элементокислитель), а также йод, повышающий свою с.о.
(элементвосстановитель).2) Составляем электронный баланс:N+5 + 1e− → N+4 6I−1 – 6e− → I+51Каждый атом азота приобретает по одному электрону, а атом иода теряетшесть. Количество принятых и переданных электронов должно бытьодинаковым и равно n×m=6·1=6. Чтобы в обоих уравнениях былоодинаковое количество электронов, помножаем верхнее уравнение на 6, анижнее на 1, и складываем их. При этом электроны в уравнении взаимноуничтожаются:6·N+5 + 6·1e− + 1·I−1 – 1·6e− → 6·N+4 + 1·I+56N+5 + 1I−1 → 6N+4 + 1I+5Подставляем коэффициенты в соответствующие реагенты в уравнении:6HNO3 + 1KI → 6NO2 + 1KIO3 + H2OПодстановкой единицы в коэффициенты поначалу не стоитпренебрегать, её наличие свидетельствует о том, что реагент при ней ужестоит.3) Калий находится в уже уравненных слагаемых, поэтому данный пунктуже выполнен.4) Всего в реагентах 6 единиц водорода, в продуктах его содержит тольковода, перед которой следует поставить 3:6HNO3 + 1KI → 6NO2 + 1KIO3 + 3H2O5) Проверяем баланс по кислороду.
В реагентах его 6·3=18 единиц. Впродуктах его 6·2+1·3+3·1=18. Коэффициенты расставлены верно.17Далее рассмотрим пример, где число передаваемых электронов неравно произведению принимаемых и отдаваемых в уравненияхвосстановления и окисления (n×m). Это происходит в случаях, когда n и mимеют общий делитель.Пример 2.3.Решение.Уравнять: NaNO2 + H2SeO4 → NaNO3 + Se + H2O1) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:+3+6+50NaNO2 + H2SeO4 → NaNO3 + Se + H2O2) Электронный баланс:Se+6 + 6e− → Se0 216N+3 – 2e− → N+5 63Здесь окислитель и восстановитель реагируют в соотношении 2:6, чтоможно сократить в 2 раза до 1:3:1·Se+6 + 3·N+3 → 1·Se0 + 3·N+5Подставляем коэффициенты в соответствующие реагенты в уравнении:3NaNO2 + 1H2SeO4 → 3NaNO3 + 1Se + H2O3) Количество атомов натрия слева и справа уже равно.4) Перед водой ставим 1:3NaNO2 + 1H2SeO4 → 3NaNO3 + 1Se + 1H2O5) Баланс по O: 3·2+1·4=10=3·3+1·1.
Коэффициенты расставлены верно.Если при элементе-окислителе или элементе-восстановителе стоитиндекс, это также должно быть учтено при составлении электронногобаланса.Пример 2.4.Решение.Уравнять: CrO3 + H2 → Cr2O3 + H2O1) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:+60+3+1CrO3 + H2 → Cr2O3 + H2O2) Электронный баланс:2Cr+6 + 6e− → 2Cr+3 1H20 – 2e− → 2H+3Здесь при хроме в восстановленной форме (Cr2O3) стоит индекс «2»,поэтому в первом уравнении мы добавляем перед ним коэффициент 2,причем в обеих частях реакции. При водороде также стоит индекс «2», но вэтом случае простые вещества принято записывать в молекулярном виде.В итоге соотношение окислителя и восстановителя составляет 1:3.2Cr+6 + 3H20 → 2Cr+3 + 6H+18Подставляем полученные коэффициенты в уравнение реакции, при этомкоэффициенты перед Cr2O3 и H2O нужно поделить на индексы, т.е.
передними ставим, соответственно, 1 и 3:2CrO3 + 3H2 → 1Cr2O3 + 3H2O3,4) Все коэффициенты расставлены, остается проверить по О.5) Баланс по O: 2·3=6=1·3+3·1. Коэффициенты расставлены верно.Очень часто в ОВР окислители (реже восстановители) выступают вроли не только акцептора электронов, но и источника противоионов илилигандов. Наиболее характерный пример – растворение металлов вкислотах.Пример 2.5.Решение.Уравнять: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O1) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:0+5+2+2Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2OКак можно видеть азотная кислота является не только окислителем, но ипоставщиком нитрат-ионов для катионов меди. Поэтому при составленииэлектронного баланса коэффициент при азотной кислоте сначала неставится.2) Электронный баланс:N+5 + 3e− → N+220−+2Cu – 2e → Cu32N+5 + 3Cu0 → 2N+2+ 3Cu+2Подставляем полученные коэффициенты в уравнение, но перед азотнойкислотой коэффициент не ставим:3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2OТеперь, когда в правой части перед азотом коэффициенты расставлены,считаем его суммарное количество 3·2+2=8 и ставим этот коэффициентперед азотной кислотой:3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O3) Других элементов, кроме H и O, нет.4) Перед водой следует поставить 4:3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O5) Баланс по О: 8·3=24=3·2·3+2·1+4·1.
Коэффициенты расставлены верно.Разберем случай, когда окисление или восстановление проходитодновременно по нескольким формам. В этом случае реагент или продукт,19содержащий несколько форм, в уравнение электронного баланса должензаписываться как единое целое.Пример 2.6.Расставить коэффициенты:Cu2S + FeCl3 → CuCl2 + S + FeCl21) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:Решение.+1−2+3+20+3Cu2S + FeCl3 → CuCl2 + S + FeCl2Окислителем является Fe3+, восстановителями – Cu+ и S2−.2) В уравнении электронного баланса смешанный восстановительзаписываем как один реагент вычитаем электроны, уходящие от всехатомов:Fe+3 + 1e− → Fe+24+1 −22Cu ·S – 4e− → 2Cu+2 + S014Fe+3 + 2Cu+1·S−2 → 4Fe+2 + 2Cu+2 + S0Подставляем полученные коэффициенты, перед сульфидом меди(I) ставим1:1Cu2S + 4FeCl3 → 2CuCl2 + 1S + 4FeCl23,4,5) Коэффициенты перед хлором уже стоят.
Других элементов нет.Коэффициенты расставлены верно.Реакции конпропорционирования уравниваются так же, как иостальные, отличие лишь в том, что коэффициент перед продуктомконпропорционирования складывается из коэффициентов передокислителем и восстановителем.Пример 2.7.Решение.Расставить коэффициенты:CrCl2 + K2CrO4 + KOH + H2O → K3[Cr(OH)6] + KCl1) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:+2+6+3CrCl2 + K2CrO4 + KOH + H2O → K3[Cr(OH)6] + KCl2) Электронный баланс:Cr+3 + 3e− → Cr+31Cr+2 – 1e− → Cr+33+6+2+3+31Cr + 3Cr → 1Cr + 3Cr = 4Cr+3Подставляем полученные коэффициенты в уравнение, перед продуктом сCr3+ ставим 1+3=4:3CrCl2 + 1K2CrO4 + KOH + H2O → 4K3[Cr(OH)6] + KCl3) Кроме H и O, в уравнении присутствуют K и Cl.
Отталкиваться прирасствновке коэффициентов следует от того элемента, при котором они20уже стоят хотя бы в одной части реакции. В левой части передсодержащим хлор реагентом стоит «3» и других хлорсодержащихреагентов нет, поэтому перед KCl следует поставить 3·2=6:3CrCl2 + 1K2CrO4 + KOH + H2O → 4K3[Cr(OH)6] + 6KClТеперь в правой части перед калием расставлены все коэффициенты, всегокалия 4·3+6=18 единиц. Тогда перед KOH остается поставить 18−1·2=16.3CrCl2 + 1K2CrO4 + 16KOH + H2O → 4K3[Cr(OH)6] + 6KCl4) В правой части 24 единицы H, в левой части 16 из них относятся к KOH,тогда для воды остается 24−16=8.
С учетом индекса, коэффициент передводой 8/2=4:3CrCl2 + 1K2CrO4 + 16KOH + 4H2O → 4K3[Cr(OH)6] + 6KCl5) Баланс по О: 1·4+16·1+4·1=24=4·6. Коэффициенты расставлены верно.В некоторых случаях, когда элемент–окислитель находится в особоактивной форме, а восстановитель – наоборот, восстановление можетпроисходить не по всем атомам. В первую очередь, вышесказанноекасается озона.Пример 2.8.Решение.Расставить коэффициенты:O3 + H2S → H2SO4 + O21) Расставляем степени окисления, находим Ox и Red:0−2+6 −20O3 + H2S → H2SO4 + O2Как можно видеть, из трех атомов молекулы озона лишь один понижаетсвою с.о., а остальные два сохраняют начальную.2) Для того, чтобы уравнять весь кислород, нужно включить в уравнениеэлектронного баланса и молекулярный O2:O30 + 2e− → O−2 + O204−2−+6S – 8e → S14O30 + 1S−2 → 4O−2 + 4O20 + 1S+6Подставляем полученные коэффициенты:4O3 + 1H2S → 1H2SO4 + 4O23,4,5) Коэффициенты расставлены верно.Внутримолекулярные реакции часто сложно уравнять напрямую.
Вбольшинстве случаев задача значительно упрощается, если пытатьсяуравнять обратную реакцию. Все реакции диспропорционированияотносятся именно к этому случаю.21Пример 2.10. Расставить коэффициенты:NiO(OH) + H2SO4 → NiSO4 + O2 + H2OРешение.1) Расставим степени окисления и напишем обратнуюреакцию:+2+3 −20NiSO4 + O2 + H2O → NiO(OH) + H2SO42) Запишем уравнение электронного балансаO20 + 4e− → 2O−21+2−+3Ni – 1e → Ni4O20 + 4Ni+2 → 2O−2 + 4Ni+3Подставим полученные коэффициенты в уравнение:+3 −24NiSO4 + 1O2 + H2O → 4NiO(OH) + H2SO4Следует обратить внимание, что в гидроксооксиде никеля присутствуютатомы O−2 не только от O2, но и от воды, поэтому определяющимстехиометрию здесь будет коэффициент от Ni+3.3) В левой части перед серой все коэффициенты стоят, в правой передH2SO4 ставим 4:4NiSO4 + 1O2 + H2O → 4NiO(OH) + 4H2SO44) При водороде все коэффициенты расставлены в левой части, всего4·1+4·2=12 единиц, поэтому перед водой ставим 12/2=6:4NiSO4 + 1O2 + 6H2O → 4NiO(OH) + 4H2SO45) Баланс по О: 4·4+1·2+6·1=24=4·(1+1)+4·4.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
