2.2.3. Овр, протекающие в присутствии молекул воды в левой части схемы

Порядок нахождения коэффициентов будет зависеть от того, какой продукт образуется в правой части уравнения. Если в полученных продуктах есть кислота или соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, которая в результате гидролиза соли дает кислую реакцию среды (рН < 7),то коэффициенты подбираются так, как описано в п. 2.2.1.Если же в результате реакции образуется основание или соль образованная слабой кислотой и сильным основанием, которая при гидролизе даетpH > 7,то коэффициенты подбираются так, как описано в пункте 2.2.2.

Пример:

MnSO₄+(NH₄)₂S₂O₈+H₂O → HMnO₄+(NH₄)₂SO₄+H₂SO₄

Вэтом уравнении в продуктах реакции образуется кислота:

Mn²⁺ + 4H₂O - 5e^- = MnO₄^- + 8H⁺ 2

S₂O₈^2- + 2e^- = 2SO₄^2- 5

2Mn²⁺ + 8H₂O + 5S₂O₈^2- = 2MnO₄^- + 16H⁺ +10SO₄²

Ставим коэффициенты в молекулярную схему:

2MnSO₄ + 5(NH₄)₂S₂O₈ + 8H₂O = 2MnO₄ + 5(NH₄)₂SO₄ + 7H₂SO₄

3.Некоторые особые случаи уравнений

окислительно-восстановительных реакций

3.1. Одновременное окисление атомов, находящихся

в положительной и отрицательной степенях окисления

Рассмотрим окисление сульфида сурьмы Sb₂S₃ в концентрированной азотной кислотой НNO₃:

а) запишем исходные вещества:

Sb₂S₃ +НNО₃→ ;

б) определим величины С.О. Sb и S в Sb₂S₃ и азота в НNО₃; С.О. Sb= +3, С.О. S=-2, С.О. N = +5;

в) определим окислитель и восстановитель, рассуждая таким образом: азот в НNО₃ находится в высшей степени окисления и поэтому в реакции он может только понизить С.О., принимая электроны, выполнить функцию окислителя;

г) Sb⁺³ может повысить величину С.О. до +5 и выполнить функцию восстановителя Sb⁺³ - 2 е¯ = Sb⁺⁵;

д) S^-2 также в присутствии концентрированной НNО₃ может только повысить С.О. до +6; S^–2-8 е¯ = S⁺⁶, выполнив функцию восстановителя;

е) учитывая вышесказанное, запишем продукты ОВР:

Sb₂S₃+НNО₃ → Н₃Sb0₄+Н₂SО₄+NO₂+H₂O;

конц.

ж) составляем электронный баланс:

1	в-ль*2Sb+3-4 ē =2Sb+5	∑отданных ē =28
	в-ль 3S-2-24 ē = 3S+6
28	ок-ль N+5+ ē = N+4	∑принятых ē = 1

Каждый атом сурьмы Sb⁺³ отдает по 2 ē, а в молекуле Sb₂S₃ их 2 атома и всего отданных Sb⁺³ электронов будет четыре.

Аналогичные рассуждения и для атома серы в степени окисления -2; один атомS^-2 отдает 8ē, а 3 атома (-2) отдадут 24 электрона. Так как в ОВР соблюдается баланс числа принятых и отданных электронов, то азот (N⁺⁵) принимает тоже 28 электронов. Далее расставим коэффициенты в ОВР:

Sb₂S₃ +28НNO₃ → 2Н₃SbO₄+3H₂SO₄+28NО₂+2Н₂0

3.2. Овр в присутствии перекиси водорода (h2o2) и её соединений

Перекись водорода и ее соединения при различных средах в ОВР проявляют свойства окислителя и восстановителя.

Связь между атомами кислорода в молекуле перекиси водорода Н-О-О-Н неполярна, а между атомами водорода и кислорода полярна, и поэтому С.О. каждого атома кислорода в Н₂0₂ равна –1. Перекись водорода является слабой двухосновной кислотой. (Кдис=1,5 ∙ 10^-12) и в водных растворах она диссоциирует по ступеням:

Н₂О₂ ↔ Н⁺ + НО₂¯ (1); НО₂¯ ↔ Н⁺ +[O₂]^2- (1)

Перекиси характеризуются наличием перекисного иона [О-O]^2- или [О₂]^2-, когда ион [О₂]^2- проявляет окислительные свойства, он принимает 2ē и превращается в 2O^2-:

[O₂]^2- + 2ē → 2O^2-;

когда H₂O₂ и ее соединения проявляют восстановительные свойства, ион [O₂]^2- отдает 2ē и образует молекулу O₂⁰; [O₂]^2- - 2ē → O₂⁰.

В H₂O₂ электроны могут также переходить от одной молекулы к другой:

H₂O₂ может проявлять окислительные свойства в кислой, щелочной и нейтральной средах, а восстановительные – в кислой и щелочной.

Например в реакциях:

а) H₂O₂ + 2AgNO₃ + 2NH₄OH → O₂ + 2Ag + 2NH₄NO₃ + 2H₂O pH>7

H₂O₂ проявляет свойства восстановителя.

[O₂]^2- - 2ē = O₂ окисление

Ag⁺ + ē = Ag⁰ восстановление

В нижеприведенных реакциях H₂O₂проявляет свойства окислителя.

CоS – 2ē = Cо²⁺ + S⁰ окисление

2H⁺ + H₂O₂ + 2ē = 2H₂O восстановление

CоS + 2H⁺ + H₂O₂ = Cо²⁺ + S⁰ + 2H₂O

в) 2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10NaOH → 2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O pH>7

2. Cr³⁺ + 8OH^¯ – 3ē = (CrO₄)^2- + 4H₂O окисление

3. H₂O₂ + 2ē = 2OH^¯ восстановление