Файл: Text_posobia.doc

Ni²⁺ + HOH NiOH⁺ + H⁺

5. Молекулярное уравнение:

в левой части записывают формулу соли (NiSO₄), добавляют воду;

в правой части – правую часть краткого ионного уравнения:

NiSO₄ + H₂O NiOH⁺ + H⁺.

к каждой заряженной частице приписывают ион противоположного заряда (ион сильного электролита) – SO₄^2–

N iSO₄ + H₂O NiOH⁺SO₄^2–+ H⁺SO₄^2–

составляют формулы в соответствии с зарядами.

NiSO₄ + H₂O (NiOH)₂SO₄ + H₂SO₄

6. Расставляют коэффициенты.

2 NiSO₄ + 2 H₂O (NiOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Уравнение реакции гидролиза NaHCO₃.

1. Уравнение диссоциации соли:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^–

2. Указывают катионом какого основания (сильного или слабого) и анионом какой кислоты (сильной или слабой) образована соль:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^–

NaOH H₂CO₃

(сильн.) (слаб.)

3. Гидролизу подвергается ион слабого электролита – HCO₃^–.

4. В ходе гидролиза ион HCO₃^– связывает из воды ион H⁺ – ион противоположного заряда, в результате образуется H₂CO₃ – электронейтральная молекула. Оставшиеся от воды ионы OH^– создают в растворе щелочную среду рН > 7:

HCO₃^– + HOH H₂CO₃ + OH^-

5. Молекулярное уравнение:

в левой части записывают формулу соли (NaHCO₃), добавляют воду;

в правой части – правую часть краткого ионного уравнения:

NaHCO₃ + H₂O H₂CO₃ + OH^–.

к каждой заряженной частице приписывают ион противоположного заряда (ион сильного электролита) – Na⁺; к H₂CO₃ противоион не приписывают (электронейтральная частица).

NaHCO₃ + H₂O H₂CO₃ + Na⁺OH^-

проверяют правильность формул в соответствии с зарядами.

NaHCO₃ + H₂O H₂CO₃ + NaOH

6. Коэффициенты в данном случае не требуются.

5.10 Задания для самостоятельной подготовки

1. Рассмотрите возможность протекания гидролиза солей, укажите область значений рН растворов (>, ≈, < 7), ответ подтвердите уравнениями реакций.

6. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

6.1. Степень окисления

Степень окисления это условный электрический заряд атома элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Рассчитывают степень окисления, используя ряд правил.

1. Степень окисления атома элемента в простом веществе, например, в H₂, N₂,

и т. д. равна нулю. Степень окисления металлов в элементарном состоянии также принимается равной нулю.

2. Степень окисления атома в виде простого иона в соединении, имеющем

_{+ – 2+ –}

ионное строение, равна заряду данного иона, например NaI, MgCl₂.

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причем принимают следующие степени окисления:

• степень окисления фтора в соединениях равна –1;

• атомы кислорода в большинстве соединений проявляют степень окисления равную –2. Исключения составляют пероксиды (H₂O₂), где степень окисления кислорода –1, надпероксиды (KO₂), степень окисления равна –¹/₂, озониды (КО₃) степень окисления –¹/₃, во фторокислороде OF₂ степень окисления кислорода равна +2;

• степень окисления атомов водорода в соединениях +1, за исключением гидридов металлов, например LiH, где степень окисления атома водорода –1;

• щелочные и щелочноземельные металлы проявляют в соединениях степень окисления +1 и +2 соответственно.

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов в составе частицы равна заряду этой частицы. Для определения степени окисления атомов элементов составляют простейшие алгебраические уравнения. Например, в SO₂ , K₂SO₄ степень окисления серы (х):

SO₂ х + 2·(-2) = 0 х = +4

K₂SO₄ 2·(+1) + х + 4·(-2) = 0 х = +6

Заряд иона равен алгебраической сумме степеней окисления атомов элементов, входящих в его состав:

NO₃ ^– х + 3·(-2)= -1 х = +5

SO₃^2– х + 3·(-2) = -2 х = +4

Cr₂O₇ ^2– 2х + 7·(-2)= -2 х = +6

Аналогичным способом можно определить степень окисления атомов элементов в любых соединениях.

6.2. Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в результате которых происходит переход электронов от одних атомов к другим и, как следствие, изменение степеней окисления атомов элементов, называют окислительно-восстановительными.

Процесс потери частицей электронов называется окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением.

Окислитель – в ходе реакции присоединяет электроны, понижая свою степень окисления.

Восстановитель – отдает электроны, его степень окисления повышается.

Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей высшей степени окисления (высшая степень окисления, как правило, равна номеру

группы) в окислительно-восстановительных реакциях могут выступать только в

_{+7 +5 +6 +6}

качестве окислителей. Например, KMnO₄, NaNO₃, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄ и др.

Соединения, содержащие атомы элементов в их низшей степени окисления (низшая степень окисления неметаллов равна №_ГРУППЫ – 8, у металлов

низшая степень окисления – 0), могут выступать в рассматриваемых процессах

_{–2 –3 0 0}

только в качестве восстановителей. Например, Na₂S, NH₃, Zn, Al.

Соединения, содержащие атомы элементов в промежуточной степени окисления способны проявлять как окислительные свойства (при взаимодействии

с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при

_{+3 +4}

взаимодействии с более сильными окислителями). Например, NaNO₂, K₂SO₃,

_{+4 0}

MnO₂, Cl₂ и др.

6.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Для вывода коэффициентов при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдение:

• материального баланса (число атомов элементов в левой и правой частях должно быть одинаково);

• электронного баланса: число электронов, отданных восстановителем (Red), должно быть равно числу электронов, принятых окислителем (Ox).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах используют метод ионно-электронного баланса.

При составлении окислительно-восстановительных реакций в водных растворах часто возникает необходимость учитывать среду (Н⁺, ОН^– , Н₂О).

Правила составления полуреакций в разных средах

• В кислой среде недостаток n атомов кислорода уравнивают n Н₂О, в противоположной части атомы водорода уравнивают 2n Н⁺.

• В щелочной среде недостаток n кислорода уравнивают 2n ОН^–, в противоположной части n Н₂О.

• В нейтральной среде в левой части n Н₂О (n разница атомов кислорода в левой и правой частях), справа 2n Н⁺ (если атомы кислорода уравнялись), или 2n ОН^– (если атомы кислорода не уравнялись).

Следует помнить, что правила носят рекомендательный характер.

ОВР в кислой среде

КIO₃ + Na₂SO₃ + Н₂SO₄ ® I₂, SO₄^2– .

1. Рассчитывают степени окисления тех атомов элементов, которые ее изменяют, определяют окислитель, восстановитель и среду:

_{+5 +4 0 +6}

КIO₃ + Na₂SO₃ + Н₂SO₄ ® I₂, SO₄^2– .

Ox Red среда

2. Составляют ионную схему реакции:

К⁺ + IO₃^– + 2 Na⁺ +SO₃^2– + 2 Н⁺ + SO₄^2– ® I₂, SO₄^2– .

3. Разбивают реакцию на две полуреакции:

IO₃^– ® I₂

SO₃^2– ® SO₄^2–.

4. Уравнивают количество атомов элементов, изменяющих степень окисления:

2 IO₃^– ® I₂

SO₃^2– ® SO₄^2–

5. При необходимости уравнивают количество кислорода и водорода:

2 IO₃^– + 12Н ⁺ ® I₂ + 6Н₂О

SO₃^2– + Н₂О ® SO₄^2– + 2Н ⁺

6. По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных или принятых электронов:

2 IO₃^– + 12Н ⁺ + 10ē ® I₂ + 6Н₂О

SO₃^2– + Н₂О - 2ē ® SO₄^2– + 2Н ⁺.

7. Исходя из того, что количество отданных и принятых электронов должно быть равно, выводят коэффициенты, при необходимости сокращают их:

2IO₃^– + 12Н ⁺ + 10ē ® I₂ + 6Н₂О 2 1

SO₃^2– + Н₂О - 2ē ® SO₄^2– + 2Н ⁺ 10 5

8 . Составляют суммарное ионное уравнение реакции: складывают левые и правые части обеих полуреакций, предварительно умножив каждую частицу на коэффициенты:

2 IO₃^– + 12Н ⁺ + 10ē ® I₂ + 6Н₂О 2 1

S O₃^2– + Н₂О - 2ē ® SO₄^2– + 2Н ⁺ 10 5

2 IO₃^– + 12Н ⁺ + 5SO₃^2– + 5Н₂О ® I₂ + 6Н₂О + 5SO₄^2– + 10Н ⁺.

9. При необходимости приводят подобные – сокращают одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения.

2 IO₃^– + 12Н ⁺ + 5SO₃^2– + 5Н₂О ® I₂ + 6Н₂О + 5SO₄^2– + 10Н ⁺

2 IO₃^– + 2Н ⁺ + 5SO₃^2– ® I₂ + Н₂О + 5SO₄^2–.

10. Приводят к балансу противоионы:

2 IO₃^– + 2Н ⁺ + 5SO₃^2– ® I₂ + Н₂О + 5SO₄^2–

2K⁺ SO₄^2– 10Na⁺ 10Na⁺ 2K⁺ SO₄^2- .

11. Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции, расставляют коэффициенты:

2КIO₃ + 5Na₂SO₃ + Н₂SO₄ ® I₂ + H₂O + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄.

12. Проверка правильности расстановки коэффициентов по кислороду:

2 · 3 +5 · 3 + 4 = 1 + 5 · 4+ 4

25 25

ОВР в щелочной среде

Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH ® CrO₄^2–, Cl^–.

1. Рассчитывают степени окисления тех атомов элементов, которые ее изменяют, определяют окислитель, восстановитель и среду:

_{+3 +5 +6}

Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH ® CrO₄^2–, Cl^–.

Red Ox среда

2. Составляют ионную схему реакции:

Cr₂O₃ + K⁺ + ClO₃^– + K⁺ + OH^- ® CrO₄^2–, Cl^–.

3. Разбивают реакцию на две полуреакции:

Cr₂O₃ ® CrO₄^2–

ClO₃^– ® Cl^–.

4. Уравнивают количество атомов элементов, изменяющих степень окисления:

Cr₂O₃ ® 2 CrO₄^2–

ClO₃^– ® Cl^–.

5. При необходимости уравнивают количество кислорода и водорода:

Cr₂O₃ + 10OH^– ® 2 CrO₄^2– + 5H₂O

ClO₃^– + 3 H₂O ® Cl^– + 6 OH^–.

6. По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных или принятых электронов:

_{+3 +6}

Cr₂O₃ + 10 OH^– –6ē ® 2 CrO₄^2– + 5 H₂O

_{+5 -1}

ClO₃^– + 3 H₂O + 6ē ® Cl^– + 6 OH^–.

7. Исходя из того, что количество отданных и принятых электронов должно быть равно, выводят коэффициенты, при необходимости сокращают их:

Cr₂O₃ + 10 OH^– –6ē ® 2 CrO₄^2– + 5H₂O 6 1

ClO₃^– + 3 H₂O + 6ē ® Cl^– + 6 OH^- 6 1

8. Составляют суммарное ионное уравнение реакции: складывают левые и правые части обеих полуреакций, предварительно умножив каждую частицу на соответствующие коэффициенты:

Cr₂O₃ + 10 OH^– –6ē ® 2 CrO₄^2– + 5 H₂O 6 1

ClO₃^- + 3 H₂O + 6ē ® Cl^– + 6 OH^- 6 1

Cr₂O₃ + 10 OH^– + ClO₃^– + 3 H₂O ® 2 CrO₄^2– + 5 H₂O + Cl^– + 6 OH^–.

9. При необходимости сокращают одинаковые частицы в левой и правой частях ионного уравнения:

Cr₂O₃ + 10OH^– + ClO₃^- + 3 H₂O ® 2 CrO₄^2– + 5 H₂O + Cl^– + 6 OH^-

Cr₂O₃ + ClO₃^– + 4 OH^- ® 2 CrO₄^2– + 2 H₂O + Cl^–.

10. Приводят к балансу противоионы:

Cr₂O₃ + ClO₃^– + 4 OH^- ® 2 CrO₄^2– + 2 H₂O + Cl^–

K⁺ 4 K⁺ 4 K⁺ K⁺ .

11. Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции с найденными коэффициентами:

Cr₂O₃ + KClO₃ + 4 KOH ® 2 K₂CrO₄ + 2H₂O + KCl .

12. Проверка правильности расстановки коэффициентов по кислороду:

3 + 3 + 4 = 2 · 4 + 2

10 10

ОВР в нейтральной среде

КMnO₄ + MnSO₄ + Н₂О ® MnO₂.

1. Рассчитывают степени окисления тех атомов элементов, которые ее изменяют, определяют окислитель, восстановитель и среду:

_{+7 2+ +4}

КMnO₄ + MnSO₄ + Н₂О ® MnO₂.

Ox Red среда

2. Составляют ионную схему реакции:

К⁺ + MnO₄^– + Mn²⁺ + SO₄^2–+ Н₂О ® MnO₂.

3. Разбивают реакцию на две полуреакции:

Mn²⁺ ® MnO₂

MnO₄^– ® MnO₂.

4. Уравнивают количество атомов элементов, изменяющих степень

окисления:

Mn ²⁺ ® MnO₂

MnO₄^– ® MnO₂.

5. При необходимости уравнивают количество кислорода и водорода:

Mn ²⁺ + 2Н₂О ® MnO₂ + 4Н⁺

MnO₄^– + 2Н₂ О ® MnO₂ + 4ОН ˉ.

6. По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных

или принятых электронов:

_{+2 +4}

Mn + 2Н₂ О - 2ē ® MnO₂ + 4Н⁺

_{+7 +4}

MnO₄^– + 2Н₂ О + 3ē ® MnO₂ + 4ОН ˉ.

7. Исходя из того, что количество отданных и принятых электронов должно быть равно, выводят коэффициенты, при необходимости сокращают их:

Mn ²⁺ + 2Н₂О - 2ē ® MnO₂ + 4Н⁺ 3

MnO₄^– + 2Н₂ О + 3ē ® MnO₂ + 4ОН^– 2

8. Составляют суммарное ионное уравнение реакции: складывают левые и правые части обеих полуреакций, предварительно умножив каждую частицу на соответствующие коэффициенты:

Mn ²⁺ + 2Н₂ О - 2ē ® MnO₂ + 4Н⁺ 3

MnO₄^– + 2Н₂ О + 3ē ® MnO₂ + 4ОН^– 2

3 Mn ²⁺ + 6 Н₂О + 2 MnO₄^– + 4 Н₂О ® 3 MnO₂ + 2 MnO₂ + 8 ОН^– + 12 Н ⁺.

9. При необходимости сокращают одинаковые частицы в левой и правой частях ионного уравнения:

3 Mn ²⁺ + 6 Н₂О + 2 MnO₄^– + 4 Н₂О ® 3 MnO₂ + 2 MnO₂ + 12 Н ⁺+ 8 ОН^–

4 Н⁺+8 Н₂О

3 Mn ²⁺ + 2 MnO₄^– + 2 Н₂О ® 5 MnO₂ + 4 Н ⁺.

10. Приводят к балансу противоионы:

3 Mn ²⁺ + 2 MnO₄^– + 2 Н₂О ® 5 MnO₂ + 4 Н ⁺

3 SO₄^2- 2 K⁺ 2 SO₄^2- 2 K⁺ + SO₄^2–.

11. Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции с найденными коэффициентами:

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2Н₂О = 5MnO₂ + 2Н₂SO₄ + K₂SO₄ .

12. Проверка правильности расстановки коэффициентов по кислороду:

3 · 4 + 2 · 4 + 2 = 5 · 2 + 2 · 4 + 4

22 22

6.4. Примеры решения заданий

Пример 1. Укажите степень окисления (СО) подчеркнутых атомов элементов в предложенных частицах, а также их высшую и низшую степени окисления. Объясните, какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель (Ox), только восстановитель (Red), окислитель и восстановитель (Ox и Red).

Cr₂O₃, СlO₄^–_, Zn, H₂S

Cr₂O₃ 2х + 3·(-2) = 0 CO = +3

Хром – элемент VI группы, следовательно, высшая степень окисления его +6, т. к. хром является металлом, то его низшая степень окисления 0. В данном случае хром проявляет промежуточную степень окисления, следовательно, в окислительно-восстановительных реакциях данная частица может быть и окислителем и восстановителем (Ox и Red).

СlO₄^– х + 4·(-2) = –1 CO = +7

Хлор – элемент VII группы, следовательно, высшая степень окисления его +7, хлор – неметалл, следовательно низшая степень окисления его 7 - 8 = -1. В окислительно-восстановительных реакциях СlO₄^– может быть только окислителем (Ox).