6 Составление уравнений овр методом электронного баланса.

Основано на том, что число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.

Рассмотрим применение этого метода на примере реакции между перманганатом калия и сульфатом железа (II) в кислой среде.

1. Определяем с.о. элементов. Находим элементы изменяющие с.о.

_{+7 +2 +2 +3}

KMnO₄+FeSO+H₂SO₄MnSO₄+Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O

2. Составляем схему электронного баланса реакции и находим коэффициенты для восстановителя и окислителя.

Окислитель Mn⁺⁷+5 =Mn⁺² 2 восстановление

Восстан-ль 2Fe⁺²-2 =2Fe⁺³ 5 окисление

3. Находим коэффициенты перед формулами остальных соединений, сопоставляя числа катионов, затем анионов в левой и правой частях схемы уравнений. Число атомов водорода и кислорода уравниваем в последнюю очередь. (этот порядок рекомендуем соблюдать всегда).

Окончательное уравнение реакции имеет вид:

2KMnO₄+10FeSO₄+8H₂O=2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂O

3. Простые и сложные вещества в качестве окислителей и восстановителей.

О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.

1. Атом элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (т.е. отдать е) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может её понизить (принять е) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например:

N^-3 N^-2 N^-1 N⁰ N⁺¹ N⁺² N⁺³ N⁺⁴ N⁺⁵

NH₃ N₂H₄ NH₂OH N₂ N₂O NO HNO₂ NO₂ HNO₃

только проявляют и окислительные, и только

восстановитель восстановительные свойства окислитель

Восстановители (доноры-электронов):

1) Атомы всех элементов, кроме благородных газов и Наиболее активны -щелочные и щелочноземельные Me.

2) Все отрицательно заряженные простые ионы:

J^-, Br-, Cl^-, S^2-, Se^2-

Восстановительная способность растет с увеличением радиуса иона. Значит, J^—больший восстановитель, чем Cl^--ион)

H₂S^2-, H₂Se^2-, HCl^-, HBr^-, HJ^-, NH₃, PH₃, AsH₃, NaH^-, CaH^-₂

бескислородные кислоты, гидриты неметаллов, гидриды металлов

3) ионы, которые могут увеличивать положительную степень окисления _{2+ 2+ 4+}

Sn²⁺ Fe²⁺ S⁴⁺ SnCl₂ FeSO₄, H₂SO₃

Sn²⁺Sn⁴⁺, Fe²⁺Fe³⁺, S⁴⁺S⁺⁶

4)электрический ток на катоде! (сильный восстановитель) В технике и лабораторной практике получили большое распространение следующие восстановители:

C, CO, H₂, Fe, Zn, Al, Sn, Na, Mg, HJ, N₂H₄, NH₃ и т.д.

Окислители (акцепторы электронов)

1) только атомы неметаллов: самые сильные F₂, Cl₂, Br₂, J₂, самые слабые – неметаллы IV группы.

2) ионы металлов.

Наиболее активны d-элементы в их высшей валентности (MnO₄^-, Cr⁶⁺) наименее активны ионы щелочных и щелочноземельных металлов (Na⁺, Са²⁺ и т.д.).

3. оксиды, кислородные кислоты и их соли:

MnO₂, H₂O₂, SO_2, NO₂, PbO₂, HNO₃, HclO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇

В концентрированных кислотах окислителем выступает кислотообразующий элемент (S⁶⁺, Cl⁷⁺, N⁵⁺), а в разбавленных – ион Н⁺, который изменяет свою степень окисления.

3. электрический ток на аноде.