Материал: 808
Схемы перехода электронов в окислительно-восстановительных реакциях
Большое влияние на направление окислительно-восстановитель- ных реакций оказывает среда раствора (рН). В зависимости от среды раствора (кислая, щелочная, нейтральная) степень окисления элементов изменяется по-разному. Ниже приводятся некоторые схемы перехода электронов и изменения степени окисления элементов при окис- лительно-восстановительных реакциях.
1.Элементы с высшей положительной степенью окисления в кислой среде восстанавливаются до элементов с низшей положительной степенью окисления, а в щелочной среде, наоборот, из минимальной положительной окисляются до максимальной положительной, например:
|
в кислоте |
Э+max |
Э + min . |
|
в щелочи |
|
Н+ |
Cr6+ |
Cr 3+ . |
|
ОН- |
|
Н+ |
Mn7+ |
Mn 2+ . |
|
ОН- |
2.В кислой среде отрицательно заряженные ионы в большинстве случаев окисляются до нейтральных атомов, а в щелочной ней-
тральные атомы восстанавливаются до отрицательно заряжен-
ных ионов:
Н+
Э- |
Э 0 . |
ОН-
S–2 - 2e- → S0 2Cl– - 2e- → Cl20.
3.В присутствии сильных окислителей (НNO3) отрицательно заряженные ионы и нейтральные атомы могут окисляться до по-
26
ложительно заряженных ионов с максимальной степенью окисления по схемам:
Э- |
Э + max |
S2- - 8e- → S6+. |
Э0 |
HNO3 |
S0 - 6e- → S6+. |
Э + max |
4.Окислительно-восстановительные переходы для соединений
марганца характеризуются тем, что в кислой среде наиболее устойчив ион Mn2+ , в нейтральной – соединение Mn4+ (MnO2),
щелочной – Mn6+. Например: |
Mn2+ (MnSO4). |
|
|
в кислотах |
|
Mn7+ |
в воде |
Mn4+ (MnO2). |
|
в щелочах |
Mn6+ (KMnO4). |
5.Если элемент проявляет две характерные для него степени окисления, то независимо от среды раствора соединения с низшей степенью окисления элемента под действием окислителя переходят в соединения с высшей степенью окисления элемента по следующей схеме:
HNO2 → |
HNO3. |
H3PO3 |
→ |
H3PO4. |
NaNO2 → NaNO3. |
Na3PO3 → |
Na3PO4. |
||
H2SO3 → H2SO4 . |
FeSO4 |
→ |
Fe2(SO4)3. |
|
Na2SO3 → |
Na2SO4. |
FeCl2 |
→ |
FeCl3. |
H3AsO3 → H3AsO4. |
SnCl2 |
→ |
SnCl4. |
|
Na3AsO3 → Na3AsO4. |
|
|
|
|
Следует отметить, что далеко не все окислительно-восстановите- льные реакции протекают по рассмотренным схемам.
Частный случай для азотной кислоты:
N+5 → N+2 |
(NO) |
HNO3p + Me. |
N+5 → N+3 |
(N2O3) |
HNO3p + Ag. |
N+5 → N+4 |
(NO2) |
HNO3k + Me. |
N+5 → N–3 |
(NH3) |
HNO3оч.р + Zn. |
В зависимости от условий протекания реакции возможны отклонения от приведенных схем.
Составление уравнений реакций окисления-восстановления
Установить состав продуктов реакции можно, используя правила стяжения:
1. В кислой и нейтральной среде ионы металлов с зарядами +1, +2, +3, (+4) с кислотными остатками образуют соли.
27
+1 |
2- |
+1 |
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.
2.Образующиеся в реакциях окисления-восстановления атомы с положительными степенями окисления +4,+5,+6,+7 стягиваются с кислородом и образуют отрицательные ионы кислотных остатков. Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды (PbO2, CO2 и др.).
3.Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водо-
рода воду:
О2– + 2Н+ → H2O.
4. Избыточный кислород в нейтральной среде стягивается с мо-
лекулами воды с образованием гидроксидионов:
О2– + Н2О → 2OH– .
5. Ионы водорода в щелочной среде стягиваются с гидроксид-
ионами с образованием молекул воды:
H+ + OH– → H2O.
Применяют два метода составления уравнений для реакций окис- ления-восстановления: метод электронного баланса и ионно-элек- тронный метод.
По существу, оба они базируются на одних и тех же предпосылках законов сохранения массы и энергии:
1.Количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции.
2.Количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.
Метод электронного баланса
Пример 1.
H2S–2 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
BO
1.Определяем степени окисления всех элементов.
2.Определяем элементы, изменяющие степень окисления.
3.Составляем электронные полуреакции. Термином «полуреакция» обозначают отдельное уравнение (электронное или электронноионное), характеризующее процесс «восстановления» или процесс
28
«окисления», т.е. лишь одну стадию единого окислительно-восстано- вительного процесса.
3 S–2 - 2e- → S0 – окисление; восстановитель.
12Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 – восстановление; окислитель.
4.Находим наименьшее общее кратное для числа переданных электронов – 6. Расставляем эти коэффициенты.
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.
Подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты – 4.
По числу Н+ в левой части находим коэффициент для Н2О – 7.
5.Уравниваем металлы.
6.Уравниваем кислотные остатки.
7.Уравниваем водород.
8.Правильность уравнивания определяем по кислороду.
Пример 2.
Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстанови- тельной реакции, следует:
1.Написать продукты реакции, руководствуясь схемами перехода,
иустановить элементы, изменяющие степень окисления в зависимо-
сти от среды раствора, например: KMnO4 |
+ Н2S + H2SO4 , учитывая, |
что в данной реакции кислая среда Mn7+ |
изменит степень окисления |
до Mn2+, а сера S2- – до S0. |
|
Mn7+ → Mn2+. S2- → S0.
Следовательно, продуктами реакции будут являться сульфат марганца, сульфат калия, свободная сера и вода:
KMnO4 + Н2S + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + S0 + H2O.
2. Составить электронные уравнения, указать окислитель и вос-
становитель. |
|
|
Mn7+ + 5e- → Mn2+ |
2 |
окислитель. |
S2- - 2e- → S0 |
5 |
восстановитель. |
3. В правую и левую части уравнения поставить коэффициенты: 2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O.
Порядок расстановки коэффициентов:
29
1. Сначала ставят найденные коэффициенты в правую и левую части уравнения перед формулами веществ, в которых элементы из-
менили степень окисления:
2KMnO4 + 5Н2S + H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + H2O.
2. Затем уравнивают металлы и кислотные остатки, если они со-
храняются:
2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O. 3.Уравнивают водород и кислород:
2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O.
Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым в схеме электронного баланса находят наименьшее общее кратное и коэффициенты перед окислителем и восстановителем например:
Mn7+ + 5e → Mn2+ |
|
10 2 |
|
||
S2- − 2e- → S0 |
|
10 5 |
В данном примере для окислителя |
|
коэффициент равен 2, а для |
|
||
восстановителя – 5. |
|
|
Лабораторная работа № 2
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.
В три пробирки налейте по 1 – 2 мл раствора перманганата калия KMnO4. В одну пробирку добавьте немного 2 N раствора H2SO4 (кислая среда), в другую – 2 N раствора щелочи KOH или NaOH (щелочная среда), а в третью – немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1-2 мл раствора Na2SO3. Наблюдайте за происходящими явлениями. Отметьте изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды раствора изменяется степень окисления иона марганца Mn7+? Напишите уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность.
В одну пробирку влейте немного раствора перманганата марганца KMnO4, добавьте столько же 2 N раствора серной кислоты H2SO4 и несколько капель перекиси водорода H2O2 до обесцвечивания. В другую пробирку влейте немного раствора иодида калия KI, столько
30