4140

11

Составляем электронные уравнения, то есть, изображаем процессы окисления и восстановления. Наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов равно 10. Подбираем коэффициенты для окислителя и восстановителя:

5 S-2 + 2 Mn+7 → 5 S0 +2 Mn+2

Переносим полученные коэффициенты в молекулярное уравнение:

5 H2S + 2 KMnO4 + H2SO4 → 5 S + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2 O.

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ методом простого подбора, уравнивая сначала металлы (в данном примере К и Mn уже уравнены). Затем уравниваем неметаллы (атомов S в левой части уравнения 6, в правой – 8, следовательно, перед формулой серной кислоты надо поставить коэффициент 3). Последними обычно уравнивают атомы водорода:

5 H2S + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 S + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2 O.

Проверяем по кислороду: в левой и правой частях по 20 атомов О.

Вывод: реакция уравнена.

ПРИМЕР 6:

Уравнять окислительно-восстановительную реакцию термического разложения хлората калия и назвать тип реакции

KСlO3 → KСlО2 + KСlO4

Решение. Определяем степени окисления всех элементов в исходных и конечных веществах и находим элементы, которые изменяют степень окисления

K+1Сl+5 О-23 → K+1Сl+3О-22 + K+1Сl+7 О-24

Выражаем электронными уравнениями процессы принятия и отдачи электронов

Так как коэффициенты перед окислителем и восстановителем равны 1, их в уравнение реакции не ставят. Однако следует обратить внимание, что Сl+5 участвует в двух процессах: окисления и восстановления. Поэтому перед веществом KсlO3 ставим коэффициент 2.

2 KСlO3 → KСlО2 + KСlO4

Подсчитываем в левой и правой частях уравнения атомы К, Cl и О. Реакция уравнена.

Так как окисляются и восстанавливаются одинаковые ионы (Сl+5), тип данной реакции – диспропорционирование.

Задания для самостоятельного решения Пользуясь методом электронного баланса, уравняйте следующие реак-

ции, определите окислитель и восстановитель, а также назовите тип окис- лительно-восстановительной реакции:

а) Cl2 + H2O → HclO + HCl ;

б) NaNO3 → NaNO2 + O2 ;

в) H2S + H2SO4 → S + H2O ;

г) MnO2+ KNO3 + KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O ;

д) PH3 + HNO3 → H3PO4 + NO2+ H2O ;

е) KBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O + KHSO4;

ж) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + H2O + KCl.

14

Таблица 3

Баланс атомов кислорода в ОВР в зависимости от реакции среды

Для уравнивания кислорода в ионно-молекулярных полуреакциях используют молекулы H2O, катионы H+ в кислой среде, гидроксид-ионы OH– в щелочной среде.

Правило кислой среды: в ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по одной молекуле H2O, а в противоположную часть – необходимое для уравнивания водорода число катионов H+.

Правило щелочной среды: в ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по два гидроксид-иона OH–, а в противоположную часть – необходимое для уравнивания водорода число молекул H2O.

В нейтральной среде в зависимости от продуктов реакции используется или правило кислой среды, или правило щелочной среды.

ПРИМЕР 7: Расставить коэффициенты методом полуреакций в уравнении реакции

KmnO4 + HCl MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

1.Записываем схему реакции с указанием степеней окисления элементов

ивыделяем элементы, изменяющие свои степени окисления:

.

15

2. Приводим эту схему в ионно-молекулярной форме, чтобы определить реальные частицы, существующие в растворе

.

3. Выписываем частицы, в состав которых входят элементы, изменяющие свои степени окисления

.

4. Чтобы получить полуреакции, следует соблюдать баланс по числу атомов каждого элемента. Поскольку в данном примере среда кислая, для уравнивания полуреакций пользуются правилом кислой среды. В первой полуреакции в правой части не хватает четыре атома кислорода, следовательно, в эту часть записываем четыре молекулы воды. Для баланса по водороду в левую часть добавляют восемь катионов водорода. Во второй полуреакции уравнивают только число атомов хлора

.

5. Определяем суммарные заряды в левых и правых частях полуреакций и добавлением или вычитанием электронов уравниваем заряды

MnO–4 + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

2Cl– – 2ē = Cl2.

6. Устанавливаем дополнительные множители для окислителя и восстановителя на основании того, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Первую полуреакцию умножаем на два, вторую – на пять, складываем правые и левые части полуреакций, в результате чего получаем

.

7. Записываем окончательное уравнение в молекулярной форме

16

.

ПРИМЕР 8: Расставить коэффициенты методом полуреакций в уравнении реакции

Na2SO3 + H2O + Cl2 Na2SO4 + HCl.

1.Записываем схему реакции с указанием степеней окисления элементов

ивыделяем элементы, изменяющие свои степени окисления

Na+2S+4О-23 + H+2O-2 + Cl02 Na+2S+6O2–4 + H+Cl– .

2. Приводим эту схему в ионно-молекулярной форме, чтобы определить реальные частицы, существующие в растворе

2Na+ + SO3-2 + H2O + Cl2 2Na+ + SO42– + H+ + Cl– .

Участие в реакции ионов H+ говорит о том, что процесс протекает в кислой среде.

3. Полуреакции имеют вид

SO3-2 SO42–

Cl2 2Cl– .

Так как среда кислая, то ионно-молекулярное уравнение полуреакции имеет вид (см. табл. 3)

SO3-2 + H2O SO42– + 2H+ .

4. Составляем электронно-ионные уравнения полуреакций. Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляем или вычитаем такое число электронов, чтобы суммарный заряд в обеих частях уравнений стал одинаковым. Получаем

5. В данном случае баланс по электронам есть. Поэтому суммируем элек- тронно-ионные уравнения

SO32– + H2O – 2ē + Cl20 + 2ē SO42– + 2H+ + 2Cl– .

17

6. Сокращаем подобные члены и получаем ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции

SO32– + H2O + Cl20 SO42– + 2H+ + 2Cl– .

7. По полученному ионно-молекулярному уравнению окислительновосстановительной реакции составляем молекулярное уравнение.

Na2SO3 + H2O + Cl2 Na2SO4 + 2HCl.

Направление протекания ОВР в зависимости от различных факторов

Реакция между окислителем и восстановителем может протекать различно в зависимости от следующих факторов:

температуры;

реакции среды (рН);

природы реагирующих веществ;

концентрации реагентов.

ПРИМЕРЫ.

(В данных примерах приведены схемы реакций. Студенту предлагается самостоятельно уравнять реакции).

а) В зависимости от температуры термическое разложение хлората калия протекает различно

б) В кислой, нейтральной и щелочной среде перманганат калия и сульфит натрия реагируют различно

18

в) Взаимодействие металлов с кислотами протекает различно в зависимости от

природы кислоты

Zn + HCl ZnCl2 + H2

Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + H2O + NO

г) Концентрация кислоты влияет на взаимодействие ее с металлами

H2SO4 (разб) + Zn ZnSO4 + H2

H2SO4 (конц) + Zn ZnSO4 + H2О + H2S

Взаимодействие металлов с кислотами

(Все приводимые ниже реакции даны в виде схем. Студентам следует их уравнять)

Продукты взаимодействия металлов с кислотами определяются несколькими факторами: природой и концентрацией кислоты, природой металла, температурой.

Все кислоты (кроме азотной и концентрированной серной!) реагируют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, при этом из растворов кислот вытесняется газообразный водород. Окислителем является катион Н+.

HCl + Zn ZnCl2 + H2

HCl + Cu (реакция не идет)

Серная кислота разбавленная подчиняется этому же правилу, то есть в реакциях с металлами окислителем также является катион Н+

H2SO4 (разб) + Ni NiSO4 + H2

H2SO4 (разб) + Cu (реакция не идет)

19

Серная кислота концентрированная с металлами реагирует по-

другому. Окислителем является ион SO42– (S+6). Продукты восстановления серной кислоты определяются активностью взаимодействующих с ней металлов (см. табл. 4). Ряд активности металлов условно разбит на четыре группы.

Таблица 4

Схемы процессов взаимодействия серной кислоты с металлами (Ме) можно представить следующим образом

Исключением из приведенной схемы являются Al, Cr, Fe, которые не реагируют без нагревания с H2SO4 (конц) ввиду пассивации.

Азотная кислота. Окислителем в молекуле азотной кислоты является ион NO3– (N+5), который в зависимости от концентрации HNO3 и активности металла принимает от 1 до 8 электронов, образуя

NO2 ; NO ; N2O ; N2 ; NH3 (NH4NO3)

увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

Схемы процессов взаимодействия азотной кислоты с металлами (Ме) можно представить следующим образом

20

Так же, как и для концентрированной серной кислоты, Al, Cr, Fe не реагируют без нагревания с HNO3 (конц) ввиду пассивации.

Взаимодействие неметаллов с кислотами

Некоторые неметаллы взаимодействуют с концентрированной серной кислотой, при этом они восстанавливают ее до SO2

Так, P0 окисляется до H3PO4; As0 – до H3AsO4; C0 – до H2CO3 (H2O + CO2).

Неметаллы восстанавливают концентрированную азотную кислоту до NO2 или NO, при этом сами окисляются, как правило, до своей кислоты в высшей степени окисления

Например: HNO3 + S → H2SO4 + NO2 + H2O ; HNO3 + С → H2O + СО2 + NO2 .