Материал: полезная метода
Уравнение составляется в несколько стадий:
1.Записывают схему реакции.
KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2.Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые
меняются.
KMn+7O4 + HCl-1 = KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых
восстановителем.
Mn+7 + 5ē → Mn+2
2Cl-1 - 2ē → Cl20
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.
Mn+7 + 5ē → Mn+2 |
2 |
2Cl-1 - 2ē → Cl20 |
5 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1→2Mn+2 + 5Cl20
5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMn+7O4 + 16HCl-1 → 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O
Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:
2Cl1- – 2ē → |
Cl20 |
5 |
MnO41- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O |
2 |
|
7+ |
2+ |
|
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
10Cl- + 2MnO41- + 16H+→5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH– или воду)
§3. Реакции с участием важнейших окислителей
При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.
Реакции в кислой среде.
5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 → 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс
Mn+7 + 5ē → Mn+2 |
2 |
S+4 – 2ē → S+6 |
5 |
106
метод полуреакций |
|
MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O |
2 |
SO32- + H2O – 2ē → SO42- + 2H+ |
5 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O → 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+ или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора
K2SO3.
Реакции в нейтральной среде
3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O → 3K2S+6O4 +2Mn+4O2↓+ 2KOH
электронный баланс |
|
|
|
S+4 – 2ē → S+6 |
3 |
|
|
Mn+7 + 3ē → Mn+4 |
2 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
MnO41- + 2H2O + 3ē → MnO2 + 4OH- |
|
2 |
|
|
|||
SO32- + 2OH- - 2ē → SO42- + H2O |
|
3 |
|
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
|
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- →2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O или 2MnO4- + H2O + 3SO32- → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.
Реакции в щелочной среде.
K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH → K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс |
|
|
S+4 – 2ē → S+6 |
|
1 |
|
||
Mn+7 + 1ē → Mn+6 |
|
2 |
метод полуреакций:
SO32- + 2OH- - 2ē → SO42- + H2O |
1 |
MnO41- + ē → MnO42- |
2 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
SO32- + 2OH- + 2MnO4- → SO42- + H2O + 2MnO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4. Таким образом,
107
Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя
Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.
1)
K2Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 3S + 7H2O
электронный баланс: |
|
2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 |
1 |
S-2 - 2ē →S0 |
3 |
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ |
+ 6ē → 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
H2S0 - 2ē → S0 + 2H+ |
3 |
|
––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 8H+ + 3H2S →2Cr3+ + 7H2O + 3S0
2)
K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4 → 3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 +
7H2O
электронный баланс: |
|
|
2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 |
|
1 |
|
||
Fe+2 – ē → Fe+3 |
|
6 |
метод полуреакций: |
|
Cr2O72- + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
Fe2+ - ē → Fe3+ |
6 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
3)
K2Cr2+6O7 + 14HCl-1 → 3Cl20 + 2KCl + 2Cr+3Cl3 + 7H2O
108
электронный баланс: |
|
|
2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 |
|
1 |
|
||
2Cl-1 – 2ē → Cl20 |
|
3 |
метод полуреакций: |
|
Cr2O72- + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
2Cl1- - 2ē → Cl20 |
3 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 6Cl- + 14H+ → 2Cr3+ + 3Cl20 + 7H2O
Таким образом,
Реакции с азотной кислотой в качестве окислителя
Окислителем в молекуле азотной кислоты является N+5, который в зависимости от концентрации HNO3 и силы восстановителя (например,
активности металла - см. также тему " Азотная кислота") принимает от 1
до 8 электронов, образуяN+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N-3H3(NH4NO3);
1)
Cu0 + 4HN+5O3(конц.) → Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O
электронный баланс: |
|
|
|
Cu0 – 2ē → Cu+2 |
1 |
|
|
N+5 + ē → N+4 |
2 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
Cu0 – 2ē → Cu+2 |
|
|
1 |
|
|||
NO3- + 2H+ + ē → NO2 + H2O |
|
2 |
|
–––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
|
Cu0 + 2NO3- + 4H+ →Cu2+ + 2NO2 + 2H2O |
|||
2)
3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) →3Ag+1NO3 + N+2O + 2H2O
электронный баланс:
Ag0 - ē → Ag+ |
3 |
N+5 + 3ē → N+2 |
1 |
метод полуреакций:
109
Ag0 - ē → Ag+ |
|
3 |
NO3- + 4H+ + 3ē → NO+ 2H2O |
1 |
|
–––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
3Ag0 + NO3- + 4H+ |
3Ag+ + NO + 2H2O |
|
3)
5Co0 + 12HN+5O3(разб.) → 5Co+2(NO3)2 + N20 + 6H2O
электронный баланс: |
|
|
|
Co0 - 2ē → Co+2 |
5 |
|
|
2N+5 + 10ē → N20 |
1 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
Co0 - 2ē → Co+2 |
|
|
5 |
|
|||
2NO3- + 12H+ + 10ē → N2 + 6H2O |
|
1 |
|
––––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
|
5Co0 + 2NO3- + 12H+ → 5Co2+ + N2 + 6H2O |
|||
4)
4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.) → 4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
электронный баланс: |
|
|
|
Ca0 - 2ē → Ca+2 |
4 |
|
|
N+5 + 8ē → N-3 |
1 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
Ca0 - 2ē → Ca+2 |
|
|
4 |
|
|||
NO3- + 10H+ + 8ē → NH4+ + 3H2O |
|
1 |
|
––––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
|
4Ca0 + NO3- + 10H+ → 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O |
|||
При взаимодействии HNO3 с неметаллами выделяется, как правило, NO:
1)
3C0 + 4HN+5O3 → 3C+4O2 + 4N+2O + 2H2O
электронный баланс: |
|
|
|
C0 - 4ē → C+4 |
3 |
|
|
N+5 + 3ē → N+2 |
4 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
C0 + 2H2O - 4ē → CO2 + 4H+ |
|
3 |
|
|
|||
NO3- + 4H+ + 3ē → NO+ 2H2O |
|
4 |
|
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
110