Файл: МУ Общая химия.pdf

Продолжение таблицы 3

18

Продолжение таблицы 3

3 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Задание по данной теме предполагает уравнивание окислительновосстановительных реакций с известными продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при протекании которых изменяется степень окисления элементов. Степень окисления – это условный заряд, которым обладал бы данный атом в химическом соединении, если бы это соединение состояло из ионов.

Степень окисления атомов в простых веществах (например, Fe, N2, O3) равна

нулю.

Многие атомы в химических соединениях имеют постоянную степень окисле-

ния:

Водород (H) в большинстве соединений имеет степень окисления +1; в гидридах (соединения водорода с активными металлами, например, NaH, CaH2) атомы водорода имеют степень окисления –1 .

Кислород (O) в большинстве соединений имеет степень окисления –2 ; в пероксиде водорода (H–O–O–H) и других пероксидах атомы кислорода имеют степень окисления –1 .

Определим, например, степень окисления хрома в K2Cr2O7. Каждый атом калия имеет степень окисления +1, а каждый атом кислорода – степень окисления –2 . Обо-

19

значим степень окисления каждого атома хрома через х:

+1 х –2

K2Cr2O7

Сумма зарядов всех атомов в данном соединении будет равна нулю, т.к. K2Cr2O7 – нейтральная частица: 2·(+1) + 2·Х + 7·(–2) =0.

Решая это уравнение, находим Х = +6.

Пример расчёта степени окисления марганца в перманганат-ионе MnO4– : обозначим степень окисления атома марганца через х; степень окисления каждого атома

Атом, который принимает электроны – окислитель; окислитель в ходе реакции восстанавливается. Атом, который отдаёт электроны – восстановитель, он окисляется.

Существуют два основных способа уравнивания окислительновосстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса рассматривает изменение степени окисления атомов:

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

Ионно-электронный метод (второе название этого метода – метод полуреакций) учитывает те реальные частицы, которые имеются в растворе, и именно этот метод используется при изучении последующих химических дисциплин – аналитической, физической и коллоидной химии. Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следует придерживаться определённой последовательности действий:

1)определить, какие элементы изменяют степень окисления;

2)записать схему реакции в ионно-молекулярном виде (сильные электролиты при этом записываются в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул) и выяснить, таким образом, в виде каких реальных частиц участвуют в окислительно-восстановительной реакции атомы этих элементов; записать процесс превращения исходных веществ в конечные продукты;

3)уравнять с помощью коэффициентов, если это требуется, число атомов, меняющих степень окисления, в левой и правой частях составляемого уравнения (при этом количество атомов кислорода и водорода может оказаться неуравненным);

4)уравнять число атомов кислорода и водорода, используя водород- и кисло-

родсодержащие частицы, имеющиеся в водном растворе – H 2O, H+, OH– ; для уравнивания атомов кислорода и водорода существуют определённые правила (см. ниже примеры реакций);

5)уравнять суммы зарядов ионов в левой и правой частях уравнений процессов окисления (восстановления), добавляя в ту или иную сторону требуемое число электронов;

20

6)составить ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, предварительно уравняв число отданных и принятых электронов;

7)записать уравнение реакции в молекулярном виде.

Ниже этот порядок действий рассматривается на конкретных примерах.

2)2K++Cr2O72– +N2H4+2H++5SO42– → N2+2Cr3++SO42– +2K++SO42– +H2O

3)Число атомов хрома в левой и правой частях превращения Cr2O72– →2 Cr3+ уравнено с помощью коэффициента; число атомов азота в превращении N2H4 → N2 не требует уравнивания:

Cr2O72– → 2 Cr3+

N2H4 → N2

4) В правой части реакции восстановления Cr2O72– → 2 Cr3+ недостатаёт семи атомов кислорода, который можно устранить, добавив вправо 7 H2O, а в левую часть 14 H+ (реакция протекает в присутствии H2SO4, т.е. в кислой среде):

Cr2O72– + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O

Ниже приводится правило для уравнивания атомов кислорода для любой полуреакции, протекающей в кислой среде.

Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения следует записать соответствующее число молекул Н2О, а в другую часть – в два раза большее число ионов Н+.

Для составления ионно-электронного уравнения, соответствующего превращению гидразина (N2H4) в азот, необходимо в правой части схемы N2H4 → N2 компенсировать недостаток четырёх атомов водорода. Это можно сделать, дописав в правую часть этой схемы 4 иона H+:

N2H4 → N2 + 4 H+

Правило для уравнивания атомов водорода в кислой среде:

Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов водорода, то в эту часть уравнения следует записать соответствующее число ионов Н+.

5) Далее необходимо уравнять заряды в левой и правой частях полученных уравнений. Суммарный заряд в левой части уравнения Cr2O72– +14 H+→ 2 Cr3+ + 7 H2O равен +12 (14 ионов H+ и один ион Cr2O72– ), суммарный заряд в правой части этого уравнения равен +6 (2 иона Cr3+; молекулы воды – нейтральные частицы, их заряд равен нулю). Для уравнивания зарядов следует добавить в левую часть уравнения 6 электронов (электрон – отрицательно заряженная частица):

Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– → 2 Cr3+ + 7 H2O

В левой части уравнения N2H4 → N2 + 4 H+ находится одна молекула N2H4, следовательно, заряд левой части этого уравнения равен нулю; заряд в правой части равен +4 (он определяется четырьмя ионами H+). Для уравнивания зарядов следует записать в правую часть этого уравнения 4 электрона:

N2H4 → N2 + 4 H+ + 4 e–

21