Как находить баланс в химии. Что такое схема электронного баланса? Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно (хотя и не со стопроцентной гарантией) предсказать состав продуктов взаимодействия.
Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Рассмотрим эти приемы.
В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:
1. Записать схему ОВР (исходные вещества и продукты реакции).
2. Определить элементы, степень окисления которых меняется в процессе реакции.
3. Составить схемы процессов окисления и восстановления.
4. Найти множители, уравнивающие число электронов, присоединенных атомами окислителя и потерянных атомами восстановителя (балансирующие множители). Для этого найти наименьшее общее кратное для электронов, присоединенных одним атомом окислителя и отданных одним атомом восстановителя; балансирующие множители будут равны наименьшему общему кратному, деленному на число присоединенных электронов (для окислителя) и отданных электронов (для восстановителя).
5. Определить и ввести в уравнение коэффициенты при веществах, содержащих элементы, степень окисления которых изменяется (опорные коэффициенты), путем деления балансирующих множителей на число атомов окислителя или восстановителя в формульной единице вещества. Если частное от деления не является целочисленным, балансирующие множители следует увеличить в необходимое число раз.
6. Найти и расставить дополнительные коэффициенты, уравнивающие число атомов, не изменивших степень окисления (кроме водорода и кислорода); при этом, если среда кислая, сначала уравнять атомы металлов, а затем анионы кислот, если среда щелочная или нейтральная - наоборот.
7. Уравнять число атомов водорода, дописывая в случае необходимости воду в правую или левую часть уравнения.
8. Проверить, правильно ли подобраны коэффициенты, по кислороду.
Рассмотрим в качестве примера составление уравнения взаимодействия перманганата калия с сульфатом железа(II) в сернокислой среде по стадиям предложенного алгоритма:
1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4
3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)
Mn +7 +5e - = Mn +2 (восстановление)
4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10
Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2
5. Опорные коэффициенты: при KMnO 4 - 2:1=2, при FeSO 4 - 10:1=10, при MnSO 4 - 2:1=2, при Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
6. Среда кислая, поэтому уравниваем вначале атомы калия, потом - сульфат-ионы.
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
7. Поскольку левая часть уравнения содержит 10 атомов водорода, дописываем в правую часть 5 молекул воды:
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5Н 2 О
8. Число атомов кислорода (не считая кислород, входящий в сульфат-ионы) в правой и левой частях уравнения равно 8. Коэффициенты подобраны правильно.
При протекании ОВР возможны случаи, когда окислитель или восстановитель в частично расходуется на связывание продуктов окисления или восстановления без изменения степени окисления соответствующего элемента. В этом случае коэффициент при веществе с двойной функцией равен сумме опорного и дополнительного коэффициента и вводится в уравнение после того, как будет найден дополнительный коэффициент. Так, реакция между цинком и очень разбавленной азотной кислотой протекает по уравнению
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 +3H 2 O
Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4
N +5 + 8e - = N -3 │1
Как следует из схем окисления-восстановления, на окисление четырех атомов цинка необходима одна молекула азотной кислоты (опорный коэффициент при HNO 3 - 1); однако на образование четырех молекул нитрата цинка и одной молекулы нитрата аммония требуется еще девять молекул HNO 3 , вступающих в реакцию без изменения степени окисления азота (дополнительный коэффициент при HNO 3 - 9). Соответственно коэффициент при азотной кислоте в уравнении реакции будет равен 10, а в правую часть уравнения следует ввести 3 молекулы воды.
Если одно из веществ выполняет одновременно функцию и окислителя, и восстановителя (реакции диспропорционирования) или является продуктом как окисления, так и восстановления (реакции контрдиспропорционирования), то коэффициент при этом веществе равен сумме опорных коэффициентов при окислителе и восстановителе. Например, в уравнении реакции диспропорционирования серы в щелочной среде коэффициент при сере равен трем.
3S 0 + 6NaOH = Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O
S - 4e - = S +4 │1
S + 2e - = S -2 │2
Иногда при протекании ОВР наблюдается изменение степени окисления более чем двух элементов; в этом случае коэффициенты уравнения могут быть определены однозначно, если все окислители или все восстановители входят в состав одной молекулы. При этом расчет отданных или присоединенных электронов рационально проводить для формульной единицы вещества, содержащего эти окислители или восстановители. В качестве примера рассмотрим взаимодействие сульфида мышьяка(III) с азотной кислотой по стадиям приведенного алгоритма.
1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO
2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O
В реакции участвуют два восстановителя (As +3 и S -2) и один окислитель (N +5).
3. N +5 + 3e - = N +2 │28
As 2 S 3 - 28e - = 2As +5 + 3S +6 │ 3
4. Наименьшее общее кратное - 84, балансирующие множители - 28 и 3.
5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO
6. Дополнительных коэффициентов нет.
7. В левую часть уравнения следует ввести молекулы воды:
3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4Н 2 О = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO
8. Число атомов кислорода как в левой, так и в правой части уравнения равно 88. Коэффициенты подобраны правильно.
Если в ОВР участвуют органические вещества, то для них степени окисления не определяют, так как в этом случае каждый атом может иметь свое значение степени окисления, причем зачастую не целочисленное. При составлении схем окисления-восстановления для таких реакций следует руководствоваться следующими правилами:
1. присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;
2. потеря атома кислорода тождественна присоединению двух электронов;
3. присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;
4. потеря атома водорода тождественна потере одного электрона.
Ниже в качестве примера приведено уравнение реакции окисления этилового спирта дихроматом калия:
3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O
C 2 H 5 OH + [O] - 2[H] - 4e - = 3CH 3 COOH │3
Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4
Превращение этилового спирта в уксусную кислоту требует присоединения атома кислорода и потери двух атомов водорода, чему соответствует потеря четырех электронов.
Метод электронного баланса является универсальным методом, применимым к любым ОВР, протекающим в газовой фазе, конденсированных системах и в растворах. Недостатком метода является то, что прием этот формален и оперирует с не существующими реально частицами (Mn +7 , N +5 и т. д.).
Метод электронного баланса
Метод электронного баланса - один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:
- Найти окислитель и восстановитель.
- Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.
- Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
- Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.
- Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.
Теперь рассмотрим конкретный пример
Дана реакция: Li + N 2 = Li 3 N
1. Находим окислитель и восстановитель:
Li 0 + N 2 0 = Li 3 +1 N −3
N присоединяет электроны, он-окислитель
Li отдаёт электроны, он-восстановитель
2. Составляем полуреакции:
Li 0 - 1e = Li +1
N 2 0 + 6e = 2N −3
3. Теперь уравняем число отданных и принятых электронов в полуреакции:
6* |Li 0 - 1e = Li +1
1* |N 2 0 + 6e = 2N −3
Получаем:
6Li 0 - 6e = 6Li +1
N 2 0 + 6e = 2N −3
4. Просуммируем порознь левые и правые части полуреакций:
6Li + N 2 = 6Li +1 + 2N −3
5. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:
6Li + N 2 = 2Li 3 N
Рассмотрим более сложный пример
Дана реакция: FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
В результате реакции происходит окисление атомов железа, окисление атомов серы и восстановление атомов кислорода.
1. Записываем полуреакции для серы и железа:
Fe +2 - 1e = Fe +3
S −2 - 6e = S +4
Суммарно для обоих процессов можно записать так:
Fe +2 + S −2 - 7e = Fe +3 + S +4
Записываем полуреакцию для кислорода:
O 2 +4e = 2O −2
2. Уравниваем число отданных и принятых электронов в двух полуреакциях:
4*| Fe +2 + s −2 - 7e = Fe +3 + S +4
7*| O 2 + 4e = 2O −2
3. Просуммируем обе полуреакции:
4Fe +2 + 4S −2 + 7O 2 = 4Fe +3 + 4S +4 + 14O −2
4. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:
4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Метод электронного баланса" в других словарях:
Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов. Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную… … Википедия
Окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел (См. Окислительное число) атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… …
Окисление восстановление, окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… … Большая советская энциклопедия
Техника многократного получения одинаковых изображений (оттисков) путем переноса красочного слоя с печатной формы на бумагу или другой материал. Собственно процесс переноса изображения с печатной формы на бумагу называется печатанием. Но это… … Энциклопедия Кольера
Математика Научные исследования в области математики начали проводиться в России с 18 в., когда членами Петербургской АН стали Л. Эйлер, Д. Бернулли и другие западноевропейские учёные. По замыслу Петра I академики иностранцы… … Большая советская энциклопедия
Электронные деньги - (Electronic money) Электронные деньги это денежные обязательства эмитента в электронном виде Все, что нужно знать об электронных деньгах история и развитие электронных денег, перевод, обмен и вывод электронных денег в различных платежных системах … Энциклопедия инвестора
система - 4.48 система (system): Комбинация взаимодействующих элементов, организованных для достижения одной или нескольких поставленных целей. Примечание 1 Система может рассматриваться как продукт или предоставляемые им услуги. Примечание 2 На практике… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации
Денежно-кредитная политика - (Monetary policy) Понятие денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Информация о понятии денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Содержание >>>>>>>>>> … Энциклопедия инвестора
Оптовые запасы - (Wholesale Inventories) Определение оптовых запасов, торговые и складские запасы Информация об определении оптовых запасов, торговые и складские запасы Содержание Содержание Виды запасов и их характеристики Торговые и складские запасы Принципы… … Энциклопедия инвестора
Рецессия - (Recession) Содержание >>>>>>>>> Рецессия это, определение это производительности, которое характеризует нулевой или отрицательный основной показатель внутренний валовый продукт, протекающий на протяжении полугода и более … Энциклопедия инвестора
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + - кислая; ОН - - щелочная; Н 2 О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
- Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН - .
- Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
- в нейтральной и щелочной среде
избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН -
- Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН - .
4. Составляют
электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Пример :
1 . Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O
2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O
SO 3 2- → SO 4 2-
MnO 4 - → Mn 2+
2 . Среда кислая – Н +
3
.
MnO 4 - + 8 H + →Mn 2+ + 4 H 2 O
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +
4
.
MnO 4 - + 8 H + + 5ē →Mn 2+ + 4 H 2 O│ х 2
SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х 5
5 .
2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O
5SO 3 2- + 5H 2 O
- 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +
2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O →2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +
2MnO 4 - + 6 H + + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H 2 O + 5SO 4 2-
6 . 5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O
Памятка!
Восстановители |
|||
Название восстановителя (окислителя) |
Электронное уравнение |
Ионно-электронное уравнение |
Продукт окисления ( восстановления) |
Ион хрома (III ) в щелочной среде |
Cr +3 - 3ē = Cr +6 |
Cr 3+ + 8OH - - 3ē = CrO 4 2- + 4H 2 O |
CrO 4 2- |
Ион хрома (III ) в кислой среде |
Cr +3 - 3ē = Cr +6 |
2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē = Cr 2 O 7 2- + 14 H + |
Cr 2 O 7 2- |
Сероводород |
S -2 - 2ē = S 0 |
H 2 S - 2ē = S + 2H + |
|
Сульфит-ион |
S +4 - 2ē = S +6 |
SO 3 2- +H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2 H + |
SO 4 2- |
Окислители |
|||
Перманганат-ион в кислой среде |
Mn +7 + 5ē = Mn +2 |
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O |
Mn 2+ |
Перманганат-ион в нейтральной среде |
Mn +7 + 3ē = Mn +4 |
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH - |
MnO 2 |
Перманганат-ион в щелочной среде |
Mn +7 + ē = Mn +6 |
MnO 4 - + ē = MnO 4 2- |
MnO 4 2- |
Дихромат-ион |
2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3 |
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē = 2Cr 3+ + 7H 2 O |
Cr +3 |
Пероксид водорода в кислой среде |
2O - + 2ē = 2O -2 |
H 2 O 2 +2H + + 2ē = 2H 2 O |
H 2 O |
Пероксид водорода в нейтральной и щелочной средах |
2O - + 2ē = 2O -2 |
H 2 O 2 + 2ē = 2 OH - |
OH - |
Суть метода электронного баланса заключается в:
- Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
- Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание
- Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
- Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
- Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.
Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.
Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .
Задача .Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:
А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O
Решение
.
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .
Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"
Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.
Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.
Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.
Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов
.
Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)
Теперь перейдем ко второй части уравнения.
Для AgNO 3 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 H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2
Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.
Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2
Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .
Шаг 3
. Запишем их отдельно в виде электронного баланса
- какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют
)
Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2
Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.
Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.
- В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
- Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой - один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
- Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O
Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O
Пример "б"
Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6
Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6
Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2
Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2
4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Восстановители |
Окислители |
металлы, водород, уголь |
галогены |
оксид углерода (II) CO |
оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7 |
сероводород H 2 S |
оксид марганца (IV) - MnO 2 |
сульфид натрия Na 2 S |
перманганат калия - KMnO 4 |
оксид серы (IV) - SO 2 |
манганат калия - K 2 MnO 4 |
сернистая кислота - H 2 SO 3 и ее соли |
оксид хрома (VI) - CrO 3 |
тиосульфат натрия - Na 2 S 2 O 3 |
хромат калия - K 2 CrO 4 |
иодоводородная кислота - HI |
дихромат калия - K 2 Cr 2 O 7 |
бромоводородная кислота - HBr соляная кислота – HCl хлорид олова (II) - SnCl 2 сульфат железа (II) - FeSO 4 сульфат марганца (II) - MnSO 4 сульфат хрома (III) - Cr 2 (SO 4) 3 азотистая кислота - HNO 2 аммиак NH 3 гидразин N 2 H 4 оксид азота (II) NO фосфористая кислота - H 3 PO 3 ортомышьяковистая кислота - H 3 AsO 3 гексацианоферрат (II) калия - K 4 |
азотная кислота - HNO 3 кислород - О 2 озон - О 3 пероксид водорода - Н 2 О 2 серная кислота - H 2 SO 4 (конц.) селеновая кислота - H 2 SeO 4 оксид меди (II) - CuO оксид серебра (I) - Ag 2 O оксид свинца (IV) - PbO 2 ионы благородных металлов (Ag+, Au 3+ и др.) висмутат натрия - NaBiO 3 персульфат аммония - (NH 4) 2 S 2 O 8 гексацианоферрат (III) калия –K 3 хлорид железа (III) – FeCl 3 гипохлориты, хлораты, перхлораты царская водка смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот |
9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
Характер среды (кислотный, нейтральный, щелочной) влияет на ОВР. В разных средах при взаимодействии одних и тех же веществ могут получаться различные продукты. В этом мы убедились на примерах, рассмотренных в разделе 9.1, где окислителем является перманганат – ион MnO:
окисленная форма восстановленная форма
кислая среда Mn 2+ б/ц или слабо-розовая
рн 7 окраска р-ра
7 нейтральная среда +4
MnO рн 7 MnO 2 (бурый осадок)
щелочная среда (MnO 4) 2- (зелёная окраска
рн 7 раствора)
Перманганат–ион окислительные свойства в большей степени проявляет в кислой среде (большее понижение степени окисления).
Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную (хлороводородную) кислоты применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия или натрия.
Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:
кислая среда pн 7
H 2 O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O
нейтральная среда
щелочная среда H 2 O 2 + 2e - = 2OH -
Здесь H 2 O 2 выступает как окислитель. Например:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O
2 Fe 2+ - e - = Fe 3+
1 H 2 O 2 + 2H + + 2e = 2 H 2 O
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + = 2Fe 3+ + 2 H 2 O
Однако, с очень сильным окислителем, таким, как KMnO 4 , пероксид водорода взаимодействует как восстановитель:
H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +
Например:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
5 H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +
2 MnO - 4 + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O
5 H 2 O 2 + 2 MnO - 4 + 6H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O
Хром в своих соединениях имеет устойчивые с.о. (+6) и (+3). В первом случае соединения хрома (хромат-, дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором – восстановителей. Хромат и дихромат-ионы – сильные окислители, восстанавливаются до соединений Cr 3+ :
окисленная форма восстановленная форма