Алгоритм решения задач по химии. Практикум. Часть 2. Учебное пособие

Принимает электроны – окислитель. В ходе реакции степень окисления окислителя понижается.

Если в каком-либо соединении элемент находится в своей наивысшей степени окисления, он может быть только окислителем. Примером служит HNO3, где степень окисления азота +5 – максимальная. В молекуле NH3 азот, имея степень окисления -3, может только отдавать электроны, то есть проявлять только восстановительные свойства. В роли окислителя молекула аммиака может выступать только за счет атомов водорода:

NH3 + Ca → CaH2 + Ca3N2.

Выделяют межмолекулярные, внутримолекулярные окис- лительно-восстановительные реакции и реакции диспропорционирования (внутримолекулярного самоокисления-самовос- становления).

К межмолекулярным ОВР относят реакции, где окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:

2N-3H3+3Cu+2O = 3Cu0 + N20 + 3H2O,

2H2S-2+H2S+4O3=3H2O+3S0.

К внутримолекулярным ОВР относят реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веще-

стве:

2KCl+5O-23 = 2KCl-1 + 3O02, N-3H4N+3O2 = N20 + 2H2O.

К реакциям диспропорционирования относят те ОВР, где в одном веществе содержится элемент с промежуточной степенью окисления, который является и окислителем, и восстановителем:

4KCl+5O3 = 3KCl+7O4 + KCl-1.

41

4.1. Правила оформления уравнений окислительновосстановительных реакций методом электронного баланса

Этот метод использует формальные представления о степени окисления и является в силу формализма универсальным.

Алгоритм решения

1.Определите степени окисления элементов, найдите элементы, изменившие степень окисления.

2.Составьте схемы передачи электронов в процессе окисления и восстановления. При этом нужно брать сразу столько атомов элементов, сколько их содержится в молекуле (формульной единице). Укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.

3.Подберите дополнительные множители, уравнивающие количество отданных и принятых электронов: найденные дополнительные множители являются основными коэффициентами при окислителе и восстановителе.

4.Поставьте найденные коэффициенты в левой части уравнения при окислителе и восстановителе, затем перенесите их в правую часть, уравнения количество атомов, изменивших степень окисления.

5.Уравняйте количество атомов, не изменивших степень окисления: сначала катионы, затем анионы. На этом этапе не обращайте внимания на атомы Н и О.

6.Уравняйте количество атомов Н: при необходимости в ту часть уравнения, где Н не хватает допишите требуемое количество молекул воды.

7.Для проверки правильности расстановки коэффициентов подсчитайте количество атомов О. Ели баланс сделан правильно, то атомы кислорода уравняются. Если окажется, что при проверке баланс по кислороду не сходится, ошибку надо искать в начале: либо неверно определены степени окисления элементов, либо неверен электронный баланс.

42

Задача 1.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.

Решение. 1. Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль. Для HNO3 определим степень окисления, следующим образом. Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)·3 = +5.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)·3 = +5.

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно, азота +2. Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2.

Таким образом, имеем следующую запись:

Ag0 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2.

Изменили степени окисления Ag и N.

2. Составим схемы передачи электронов:

3. Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для баланса нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

43

4. В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3. Ставим коэффициент 1 перед соединением, где N+2, этот коэффициент изменению не подлежит. А вот перед окислителем, где имеется N+5, ставить коэффициент 1 не спешим, т.к. N+5 есть еще и в продуктах реакции. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4. Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффициента 2 перед H2O.

Ответ: 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O.

Часто встречаются случаи, когда в реакции участвуют два восстановителя и один окислитель, или два окислителя и один восстановитель. В этом случае для подбора коэффициентов надо подсчитать общее число электронов, которые теряют или приобретают оба восстановителя или оба окислителя.

Задача 2.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO.

Решение.

As+32S-23 + HN+5O3 + H2O → H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O.

Ответ:

3As+32S-23 + 28HN+5O3 + 4H2O = 6 H3As+5O4 + 9H2S+6O4 + 28N+2O.

44

Задачи для самостоятельного решения

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях (1-110).

Галогены и их соединения

1.Cl2 + H2 → HCl;

2.Cl2 + F2 → ClF;

3.Cl2 + KBr → Br2 + KCl;

4.Cl2 + KI + H2O → HCl + KIO3;

5.Cl2 + AgClO3 → AgCl + ClO2↑ + O2↑;

6.Cl2 + H2S + H2O → HCl + H2SO4;

7.Cl2 + AgNO3 → AgCl + N2O5↑ + O2↑;

8.Cl2 + Al4C3 → AlCl3 + CCl4;

9.Cl2 + KOH(хол.) → KClO + KCl + H2O;

10.Cl2 + KOH(гор.) → KClO3+ KCl + H2O;

11.Cl2 + H2O → O2↑+ HCl;

12.Cl2 + K2MnO4→ KMnO4 + KCl;

13.Cl2 + Br2 + H2O → HBrO3 + HCl;

14.Br2 + KClO3 → KBrO3 + Cl2↑;

15.Br2 + NaOH(разб.) → NaBrO + NaBr + H2O;

16.I2 + Cl2 + H2O → HCl + HIO3;

17.NaBrO3 + F2 + NaOH → NaF + NaBrO4 + H2O;

18.I2O5 + CO → CO2↑ + I2↓;

19.I2O5 → O2↑ + I2↓;

20.HI + HNO3(60%) → HIO3 + NO2↑ + H2O.

Сера и ее соединения

21.S + O2 → SO2;

22.S + O2 + H2O → H2SO4;

23.S + H2 → H2S;

24.S + Na→ Na2S;

45

25.S + Na2O2→ Na2SO3 + Na2O;

26.SO2 + KMnO4 + H2O → MnSO4 + K2SO4 + H2SO4;

27.SO2 + HClO4 + H2O → HCl + H2SO4;

28.SO2 + KMnO4 + KOH → K2SO4 + K2MnO4 + H2O;

29.Cu2S + O2 → CuO + SO2;

30.FeS + H2SO4(конц.) + HNO3(конц.) → Fe2(SO4)3 + NO2↑ + H2O;

31.H2SO4(конц.) + Cu → CuSO4 + SO2↑ + H2O;

32.H2SO4(конц.) + Zn → ZnSO4 + H2S↑ + H2O;

33.H2SO4(конц.) + Al → Al2(SO4)3 + H2S↑ + H2O;

34.H2SO4(конц.) + K → K2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O;

35.H2SO4(конц.) + Fe → Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O;

36.H2SO4(разб.) + Fe → Fe2(SO4)3 + H2↑;

37.CuSO4 → CuO + SO2↑ + O2↑;

38.CaSO4 + C (кокс) → CaS + CO↑ + CO2↑;

39.Na2S2O3 + H2O2 + NaOH → Na2SO4 + H2O;

40.Na2S2O3 + O2(возд.) → Na2SO4 + S.

Азот и его соединения

41.N2 + O2 → NO;

42.N2 + H2 → NH3;

43.N2 + C + H2O → CO2 + NH3;

44.NO + P → N2 + P2O5;

45.HNO2→ NO2 + NO + H2O;

46.NO2 + NO + KOH → KNO2 + H2O;

47.NO2 + NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O;

48.NO2 + Ca → CaO + Ca3N2;

49.NH3 + Al → AlN + H2;

50.NH3 + H2O2 → N2↑ + H2O;

51.NH3 + KMnO4 + KOH → N2↑+ K2MnO4 + H2O;

52.NH3 + KMnO4 + H2SO4 → N2↑+ MnSO4 + K2SO4 + H2O;

53.HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O;

54.HNO3(разб.) + Cu → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O;

46

55.HNO3(оч.разб.) + Al → Al(NO3)3 + NH4NO3 + H2O;

56.HNO3(разб.) + Al → Al(NO3)3 + N2O↑ + H2O;

57.HNO3(конц.) + Al → Al(NO3)3 + NO2 + H2O;

58.HNO3(разб.) + Fe → Fe(NO3)3 + NO↑ + H2O;

59.HNO3(конц.) + FeO → Fe(NO3)3 + NO2↑ + H2O;

60.Fe(NO3)3 + Al → Fe2O3 + Al2O3 + NO2↑;

Фосфор и его соединения

61.P + O2 → P2O5;

62.P + H2 → PH3↑;

63.P(бел.) + H2SO4(конц.) → H2(PHO3) + SO2↑;

64.P +KMnO4+H2O(гор.) → MnO2 + K2HPO4 + KH2PO4 + KOH;

65.H3PO4(разб.) + Mg → Mg3(PO4)2 + H2↑;

66.H3PO4(разб.) + Fe → FeHPO4↓ + Fe3(PO4)2 + H2↑;

67.Na3P + HNO3(конц.) → NaH2PO4 + NO2↑ + H2O + NaNO3;

68.Ca3P2 + KMnO4 + H2O → Ca(OH)2 + KOH + MnO2↓ + P;

69.Ca3P2 + Cl2 + H2O → Ca3(PO4)2 + HCl;

70.P2O3 + Cu(NO3)2 → CuO + P2O5 + NO↑;

Углерод, кремний и их соединения

71.С + F2 → CF4;

72.C + Al → Al4C3;

73.C + Al2O3 → Al4C3 + CO↑;

74.C + SO2 → S + CO2;

75.C + NO → CO↑ + H2↑;

76.C + NO2 → CO2↑ + N2↑;

77.C + CaO + H2O → CaCO3 + H2↑;

78.C + K2Cr2O7 → Cr2O3 + K2CO3 + CO2↑;

79.C + CaCO3 + Na2SO4 → CO2↑ + Na2CO3 + CaS;

80.BaCO3 + Al → BaO + C + Al2O3;

81.Si + N2 → Si3N4;

82.Si + O2 → SiO2;

47

83.Si + Mg → Mg2Si;

84.Si + NH3 → Si3N4 + H2↑;

85.Si + NaOH + H2O → Na2SiO3 + H2↑ ;

86.SiO2 + Mg → MgO + Si;

87.SiF4 + K → KF + Si;

88.SiCl4 + Na → Si + HCl;

89.SiO → Si + SiO2;

90.Si + H2S → SiS2 + H2↑;

Соединения хрома и марганца

91.Cr2O3 + O3 + KOH → K2CrO4 + H2O;

92.Cr2O3+NaNO3+Na2CO3-(сплавление)→Na2CrO4+NaNO2+CO2↑;

93.Cr2(SO4)3+Br2+NaOH → Na2CrO4+NaBr+Na2SO4+H2O;

94.Cr2(SO4)3+H2O2+NaOH → Na2CrO4+ Na2SO4+H2O;

95.K2Cr2O7 + H2S + H2O → Cr(OH)3↓ + S + KOH;

96.(NH4)2CrO4 → Cr2O3 + N2↑ + NH3↑ + H2O;

97.KMnO4 + KOH → K2MnO4 + O2↑ + H2O;

98.MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2↑ + H2O;

99.KMnO4 + HCl → Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O;

100.KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑;

Гидриды и оксиды металлов

101.CaH2 + O2 → CaO + H2O;

102.CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2↑;

103.PbO2 + H2O2 → Pb(OH)2↓ + O2↑;

104.Fe2O3 + H2 → Fe + H2O;

105.Cu2O + O2 → CuO;

106.Cu2O + C → Cu + CO2↑;

107.Cu2O + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2↑+ H2O;

108.Cu2O + H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑+ H2O;

109.Na2O → Na2O2 + Na;

110.Na2O + O2 → Na2O2.

48

4.2. Правила оформления уравнений окислительновосстановительных реакций методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций)

Метод полуреакций в отличие от метода электронного баланса, рассмотренного выше, не использует формальные представления о степени окисления, а оперирует с ионами, реально присутствующими в растворах. Например, в растворах есть ионы Cr2O72- и MnO4-, но нет ионов Cr+6 и Mn+7. Этот метод позволяет учесть влияние среды на окислительно-восстановительные реакции, а также позволяет автоматически получить сокращенное ионное уравнение ОВР.

Ограничением метода является его применимость только для реакций, протекающих в растворах, в то время как метод электронного баланса в силу своего формализма универсален.

С точки зрения техники составления полуреакций, различают процессы, протекающие в кислой, нейтральной и щелочной средах.

4.2.1. Правила оформления уравнений окислительновосстановительных реакций, протекающих в кислой среде

Алгоритм решения

Общее правило: при восстановлении окислителя потребляются ионы Н+, а выделяются молекулы воды; при окислении

восстановителя потребляются молекулы воды, выделяются ионы Н+.

1. Запишите схему реакции: S + HNО3 → H2SО4 + NO↑. Определите молекулы или ионы, которые участвуют в процессе окисления и восстановления, для этого необходимо помнить, что такое сильные и слабые электролиты и указывать в уравнении не степени окисления, а заряды ионов, существующих в растворе.

S0 + H+ NО3- → H+2 SО42- + NO ↑.

49

В данном примере NO3- нитрат-ион – окислитель, а сера S0 – восстановитель.

2. Запишите в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые электролиты, твердые и газообразные вещества записывают молекулярном виде.

1-я п олуреакция: NО3- → NО – проц есс восстановления; 2-я п олуреакция: S0 → SО42- – процесс окисления.

3. В соответствии общим правилом в левую часть первой

полуреакции следует добавить ион ы H+, в правую – молекулы воды: NО3- + Н+→ NО + Н2O;

Для второй полуреакции – наоборот: S + Н2O → SО42- + Н+;

4.Установите материальный баланс:

NО3- + 4Н+→ NО + 2Н2O;

S + 4Н2O → SО42-+ 8Н+.

5. Установите зарядовый баланс:

Следовательно:

NО3- + 4Н++ 3е- → NО + 2Н2O;

S + 4Н2O – 6е-→ SО42-+ 8Н+.

6. Подберите дополнительные множители, уравнивающие количество отданны х и принятых электронов:

NО3- + 4Н++ 3е- → NО + 2Н2O 2

S + 4Н2O – 6е-→ SО4 2- + 8Н+ 1

50