Как делать овр по химии 9. Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы. Значение окислительно – восстановительных реакций
В данном разделе собраны задачи по теме . Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.
Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH 3 , CO, SO 2 , K 2 MnO 4 , Сl 2 , HNO 2 . Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Решение.
Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только . Из простых веществ только окислителем может быть фтор F 2 , атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность . В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами .
Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.
Наиболее сильный окислитель из них – Cl 2 , но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.
N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Сl 0 2 , HN +3 O 2
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Составим электронные уравнения :
N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель
S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель
Сложим два уравнения
8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение :
8HNO 3 +3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.
Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO 2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO 4 . Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?
Решение.
HN +3 O 2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.
а) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3
N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель
Br 2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель
N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br —
б) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O
N +3 + e = N +2 | 1 окислитель
2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель
N +3 + 2I — = N +2 + I 2
в) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель
Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель
5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2
Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl 2 , HClO 2 , HClO 3 , Cl 2 O 7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7 .
высшей степени окисления , могут быть только окислителями , т.е. могут только принимать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления , могут быть только восстановителями , т.е. могут только отдавать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления , могут быть как восстановителями, так и окислителями , т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.
H +1 Сl -1 , Cl 0 2 , H +1 Cl +3 O 2 -2 , H +1 Cl +5 O 3 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2
Таким образом, в данном ряду
Только окислитель — Cl 2 O 7
Только восстановитель – HСl
Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl 2 , HClO 2 , HClO 3
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Составим электронные уравнения
Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель
Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель
Расставим коэффициенты
4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7
4КСlO 3 → КС1 + 3КСlO 4 .
Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
а) KNO 3 = KNO 2 + O 2 ;
б) Mq+ N 2 = Mq 3 N 2 ;
Решение.
Решение.
Решение.
NO 2 — + H 2 O — 2e — = NO 3 — + 2H + | 5 восстановитель
Сложим две полуреакции , умножив каждую на соответствующий коэффициент:
2MnO 4 — + 16H + + 5NO 2 — + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 — + 10H +
После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение :
2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O
Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O
Zn + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O
Решение.
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель
N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель
4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-
Zn + 2H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель
S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель
Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4
Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F — -2e — = F 2 , E 0 = 2,85 В
б) 2Сl — -2e — = Cl 2 , E 0 = 1,36 В
в) 2Br — -2e — = Br 2 , E 0 = 1,06 В
г) 2I — -2e — = I 2 , E 0 = 0,54 В
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен E 0 =1,33 В
Решение.
Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти
ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст
Если найденная величина ЭДС > 0 , то данная реакция возможна .
Итак, определим, можно ли K 2 Cr 2 O 7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:
F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В
Cl 2 |Cl — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В
Br 2 |Br — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В
I 2 |I — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В
Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:
2Br — -2e — = Br 2 и 2I — -2e — = I
Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O
Если С(MnO 4 —)=10 -5 М, С(Mn 2+)=10 -2 М, С(H +)=0,2 М.
Решение.
Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста :
E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)
В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO 4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:
E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 В
Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:
2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Решение.
Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:
lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059
Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 окислитель
Br — + H 2 O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель
Общее число электронов , принимающих участие в ОВР n = 10
E 1 0 (окислителя) = 1,51 В
E 2 0 (восстановителя) = 1,33 В
Подставим данные в соотношение для К :
lgK = (1,51 — 1,33)10/0,059
K = 3,22*10 30
Категории ,9.1. Какие бывают химические реакции
Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).
Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.
Примеры реакций соединения:
C + O 2 = CO 2 ; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3 . (3)
Примеры реакций разложения:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ; (4)
CaCO 3
CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 +
4H 2 O . (6)
Примеры реакций замещения:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu ; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 ; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 . (9)
| Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. |
Примеры реакций обмена:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O;
(10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2 ; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 . (12)
Традиционная классификация
химических реакций не охватывает все их
разнообразие – кроме реакций четырех основных
типов существует еще и множество более сложных
реакций.
Выделение двух других типов химических реакций
основано на участии в них двух важнейших
нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит
полная или частичная передача электронов от
одних атомов к другим. При этом степени окисления
атомов элементов, входящих в состав исходных
веществ, изменяются; из приведенных примеров это
реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными
.
В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н +), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона .
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона . С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.
РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ,
РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ
ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ,
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте
уравнения реакций, соответствующих следующим
схемам:
а) HgO Hg + O 2 (t
); б) Li 2 O
+ SO 2
Li 2 SO 3 ; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O (t
);
г) Al + I 2 AlI 3 ; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3 PO 4
Мg 3 (PO 4) 2
+ H 2 ;
ж) Al + O 2 Al 2 O 3 (t
); и) KClO 3
+ P P 2 O 5
+ KCl (t
); к) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 (t
); м) NH 3 + O 2 N 2 +
H 2 O (t
); н) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте
окислительно-восстановительные и
кислотно-основные реакции. В
окислительно-восстановительных реакциях
укажите, атомы каких элементов меняют свои
степени окисления.
9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились ), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились ) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель .
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
В нашей реакции веществом-окислителем
является оксид железа(III), а
веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и
атомы-восстановители входят в состав одного и
того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего
параграфа), понятия " вещество-окислитель" и
" вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются
вещества, в состав которых входят атомы, склонные
присоединять электроны (полностью или частично),
понижая свою степень окисления. Из простых
веществ это прежде всего галогены и кислород, в
меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ –
вещества, в состав которых входят атомы в высших
степенях окисления, не склонные в этих степенях
окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V),
KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3
(Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в
состав которых входят атомы, склонные полностью
или частично отдавать электроны, повышая свою
степень окисления. Из простых веществ это
водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а
также алюминий. Из сложных веществ – H 2 S и
сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV),
йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III)
и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые
вещества могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 –
сильный восстановитель);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый
окислитель);
C + O 2 = CO 2 (t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале
этого параграфа.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные
свойства веществ можно сравнивать только в
одинаковых условиях. В некоторых случаях это
сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу
этой главы, вы убедились, что подобрать
коэффициенты в некоторых уравнениях реакций
(особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения
этой задачи в случае
окислительно-восстановительных реакций
используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса
и
б) метод электронно-ионного баланса
.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а
метод электронно-ионного баланса обычно
изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в
химических реакциях никуда не исчезают и
ниоткуда не появляются, то есть число принятых
атомами электронов равно числу электронов,
отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе
электронного баланса определяется по изменению
степени окисления атомов. При использовании
этого метода необходимо знать состав как
исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного
баланса на примерах.
Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
Атомы железа отдают электроны, а
молекулы хлора их принимают. Выразим эти
процессы электронными уравнениями
:
Fe – 3e
– = Fe +III ,
Cl 2 + 2e –
= 2Cl –I .
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
| Fe – 3e
– = Fe +III , Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
2Fe – 6e
– = 2Fe +III , 3Cl 2 + 6e – = 6Cl –I . |
Введя коэффициенты 2 и 3 в схему
реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5 . |
Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):
| P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
P 4 – 20e
– = 4P +V 10Cl 2 + 20e – = 20Cl –I |
Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5 .
Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
В этом случае окисляются и атомы
железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида
железа(II) атомы этих элементов входят в отношении
1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:
| 4 | Fe +II – e
– = Fe +III S –II – 6e – = S +IV |
Всего отдают 7е – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:
| Fe +III – e
– = Fe +III 2S –I – 10e – = 2S +IV |
Всего отдают 11е – | |
| O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.
АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ,
АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ,
ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте
электронный баланс к каждому уравнению ОВР,
приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при
выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз
для расстановки коэффициентов используйте метод
электронного баланса. 3.Используя метод
электронного баланса, составьте уравнения
реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2
NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3 ;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 (t
);
е) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O (t
);
ж) FeO + O 2 Fe 2 O 3 (t
);
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 (t
);
к) Cr + O 2 Cr 2 O 3 (t
);
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2
(t
);
м) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O (t
);
п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 (t
)
р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 (t
);
с) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 (t
);
т) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 (t
);
у) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O (t
).
9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему
отдельные атомы объединяются в молекулы, почему
из изолированных ионов образуется ионный
кристалл, почему при образовании электронной
оболочки атома действует принцип наименьшей
энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же:
потому, что это энергетически выгодно. Это
значит, что при протекании таких процессов
выделяется энергия. Казалось бы, что и химические
реакции должны протекать по этой же причине.
Действительно, можно провести множество реакций,
при протекании которых выделяется энергия.
Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.
Если при экзотермической реакции
теплота не успевает отводиться, то реакционная
система нагревается.
Например, в реакции горения метана
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)
выделяется столько теплоты, что метан
используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота,
можно отразить в уравнении реакции:
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое
уравнение
. Здесь символ "+Q
" означает,
что при сжигании метана выделяется теплота. Эта
теплота называется тепловым эффектом реакции
.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и
образуются химические связи. В данном случае
рвутся связи между атомами углерода и водорода в
молекулах СН 4 , а также между атомами
кислорода в молекулах О 2 . При этом
образуются новые связи: между атомами углерода и
кислорода в молекулах СО 2 и между атомами
кислорода и водорода в молекулах Н 2 О. Для
разрыва связей нужно затратить энергию (см.
"энергия связи" , "энергия атомизации"),
а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если "новые" связи более
прочные, чем "старые" , то энергии выделится
больше, чем поглотится. Разность между
выделившейся и поглощенной энергией и
составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется
в килоджоулях, например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .
От чего зависит тепловой эффект каждой
конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и
продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение
при постоянном объеме или при постоянном
давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от
агрегатного состояния веществ связана с тем, что
процессы перехода из одного агрегатного
состояния в другое (как и некоторые другие
физические процессы) сопровождаются выделением
или поглощением теплоты. Это также может быть
выражено термохимическим уравнением. Пример –
термохимическое уравнение конденсации водяного
пара:
Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при
необходимости и в обычных химических уравнениях,
агрегатные состояния веществ указываются с
помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое
вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры
связана с различиями в теплоемкостях
исходных
веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при
постоянном давлении всегда увеличивается объем
системы, то часть энергии уходит на совершение
работы по увеличению объема, и выделяющаяся
теплота будет меньше, чем в случае протекания той
же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают
для реакций, протекающих при постоянном объеме
при 25 ° С и обозначают символом Q
o .
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а
химическая реакция протекает при постоянном
объеме, то тепловой эффект реакции (Q V
)
равен изменению внутренней энергии
(D U
)
веществ-участников реакции, но с противоположным
знаком:
Q V = – U .
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть
U = – Q V .
Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (Q P + A ) = –(Q P + P V ),
где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
Q P = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H .
H = U + P V .
Следовательно
Q P = – H .
Таким образом, при выделении теплоты
энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое
название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение
энтальпии характеризует реакцию независимо от
того, протекает она при постоянном объеме или
постоянном давлении. Термохимические уравнения,
записанные с использованием изменения
энтальпии, называются термохимическими
уравнениями в термодинамической форме
. При
этом приводится значение изменения энтальпии в
стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H о
. Например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) H о
= – 484 кДж;
CaO (кр) + H 2 O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о
= – 65 кДж.
Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q ) от теплового эффекта реакции (Q o) и количества вещества (n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж. |
|
|
Q = 1694 кДж,
6.Тепловой эффект реакции взаимодействия
кристаллического алюминия с газообразным хлором
равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение
этой реакции и определите массу алюминия,
необходимого для получения 2816 кДж теплоты с
использованием этой реакции. 9.4. Эндотермические реакции. Энтропия Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими . Тепловой эффект таких реакций
отрицательный. Например: Таким образом, энергия, выделяющаяся
при образовании связей в продуктах этих и им
подобных реакций, меньше, чем энергия,
необходимая для разрыва связей в исходных
веществах.
Возьмем две колбы и заполним одну из
них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом
азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и
температура в колбах были одинаковыми. Известно,
что эти вещества между собой не вступают в
химическую реакцию. Герметично соединим колбы
горлышками и установим их вертикально, так, чтобы
колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу
(рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что
бурый диоксид азота постепенно распространяется
в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в
нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска
содержимого колб становится одинаковой. Таким образом,
Уравнения связи между энтропией (S
)
и другими величинами изучаются в курсах физики и
физической химии. Единица измерений энтропии [S
]
= 1 Дж/К. G = H – T S Условие самопроизвольного протекания реакции: G < 0. При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре. ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР,
ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
2CuO (кр) + C (графит) = 2Cu (кр) + CO 2(г) составляет –46 кДж. Запишите
термохимическое уравнение и рассчитайте, какую
энергию нужно затратить для получения 1 кг меди
по такой реакции. CaCO 3(кр) = CaO (кр) + CO 2(г) – 179кДж образовалось 24,6 л углекислого газа.
Определите, какое количество теплоты было
израсходовано бесполезно. Сколько граммов
оксида кальция при этом образовалось? |
Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых взаимодействующие химические элементы изменяют свои степени окисления путем передачи своих, или наоборот присоединения чужих электронов. Рассмотрению теоретических основ и решению практических задач в области окислительно-восстановительных реакций отведено значительное место в курсе общей химии средней школы. Для учеников очень важно овладеть навыками решения окислительно-восстановительных реакций.
Как решать окислительно-восстановительные реакцииРешение уравнений окислительно-восстановительных реакций зависит от исходных данных и поставленной задачи. Чаще всего задачи сводятся к определению формулы продуктов реакции на основе степеней окисления участвующих в ней элементов и уравниванию обоих частей уравнения на основе коэффициентов, подобранных на основе метода электронного баланса.
- Решение данного типа уравнений невозможно без четкого понимания основных терминов и определений. Мы рассказывали о них в статьях как определить окислитель и восстановитель и как найти степень окисления элемента.
- Если по условиям задача химическая формула продукта реакции вам неизвестна, то определите ее сами, учитывая степени окисления вступающих во взаимодействие элементов. Рассмотрим это на примере окисления железа.
Fe + O 2 → FeO
- Железо, вступая во взаимодействие с молекулами кислорода, образует химическое соединение под названием оксид. Проставим степени окисления для участвующих в реакции химических элементов и этим же элементам, но уже входящим в состав продукта реакции.
Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2
- Из схемы реакции видно, что данная реакция является окислительно-восстановительной, так как степень окисления изменилась у обоих участвующих в ней веществ: и у железа, и у кислорода.
- Железо приобретает заряд +3, следовательно оно отдает три электрона и является восстановителем для кислорода, который приобретает заряд -2, а следовательно принимает два электрона.
Fe 0 - 3e → Fe +3
O 2 0 + 4e → O -2 - Чтобы химическая формула оксида железа приобрела правильный вид необходимо правильно расставить индексы для данного продукта реакции. Выполняется это через нахождение наименьшего общего кратного. Находим, что между 3 и 2 наименьшее общее кратное равно 6. Индексы определяем следующим образом: делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и записываем в формулу. В результате получаем правильную формулу оксида железа.
Fe + O 2 → Fe 2 O 3
- Теперь схему необходимо проверить по методу электронного баланса и при необходимости уравнять ее левую и правую части. Как видно из п.5 железо отдает три электрона, а молекула кислорода принимает четыре электрона. Очевидно, что схема реакции нуждается в уравнивании с помощью коэффициентов.
- Подбор коэффициентов также выполняют через определение наименьшего общего кратного для полученных и переданных электронов.
Fe 0 - 3e → Fe +3 | НОК=12 | 4
O 2 0 + 4e → O -2 | НОК=12 | 3В нашем примере общее кратное (НОК) между участвующими в реакции электронами будет равно 12. Получим коэффициенты, разделив НОК на количество электронов и перенесем их в уравнение.
4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3
- Для полного соблюдения электронного баланса остается установить коэффициент 2 в правой части.
4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3
- Проверим выполнение условия электронного баланса.
4∙Fe 0 - 4∙3e → 2∙Fe 2 +3
3∙O 2 0 + 3∙4e → 2∙O 3 -2Количество отданных железом электронов уравнялось с количеством принятых кислородом и составило 12. Следовательно, электронный баланс достигнут подбором коэффициентов.
- Запишите схему уравнения и проставьте степени окисления элементов.
- Определите точную химическую формулу продукта реакции на основе степеней окисления, входящих в ее состав элементов.
- Подберите индексы к элементам формулы готового вещества.
- Определите какие элементы изменили степени окисления, кто из них выступил окислителем, а кто восстановителем.
- Выпишите элементы, изменившие свои степени окисления и определите сколько электронов отдал или получил каждый из них.
- Определите коэффициенты, которую нужно установить, чтобы выполнялось условие электронного баланса.
- Запишите уравнение реакции в конечном виде с расставленными коэффициентами.
Тема урока «Окислительно- восстановительные реакции».
Цели:
Обучающие: п ознакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов- с окислительно-восстановительными реакциями(ОВР). Сформировать понятие об окислительно - восстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель». Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления , научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Развивающие: п родолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций. Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать. Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете. Развивать умение наблюдать, делать выводы.
Воспитательные: с пособствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.
Тип урока: изучение нового материала.
Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.
Форма урока: урок - дискуссия с элементами проблемного обучения.
Методы обучения: объяснительно - иллюстративный, проблемный, частично - поисковый.
Ход урока
Организационный момент.
Путешествие в прошлое:
Учитель: В III веке до н.э. на острове Родос был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков Бог Солнца).Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одного из чудес света- поражали всех, кто его видел.(показ колосса на слайде).Мы не знаем точно, как выглядела статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Статуя была создана скульптором Харетом, на ее строительство ушло 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать ее устойчивее.Примерно через 50 лет после завершения строительства Колосс рухнул. Во время землетрясения он переломился на уровне колен. Ученые считают причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла, а основе процесса коррозии лежат окислительно- восстановительные реакции. Запишите в тетради тему урока: «Окислительно - восстановительные реакции».
Итак, сегодня на уроке мы с вами познакомимся с окислительно - восстановительными реакциями и выясним, в чём отличие обменных реакций от окислительно - восстановительных реакций. Научимся определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научимся составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.
Актуализация знаний.
Для начала, давайте вспомним, что такое степень окисления и как определяется степень окисления в простых и сложных веществах.
Степень окисления- это условный заряд атома в соединении. Степень окисления совпадает с валентностью, но в отличие от валентности степень окисления бывает отрицательной.
Правила определения степеней окисления:
1. У свободных атомов и у простых веществ степень окисления равна 0:
Na, H 2 , N 2 , S, Al, F 2 .
2. Металлы во всех соединениях имеют положительную степень окисления (ее максимальное значение равно номеру группы):
а) у металлов главной подгруппы I группы +1;
б) у металлов главной подгруппы II группы +2;
в) у алюминия +3.
3. В соединениях кислород имеет степень окисления -2
(исключение O +2 F 2 и пероксиды: H 2 O 2 -1 ; K 2 O 2 -1 ).
4. В соединениях с неметаллами у водорода степень окисления +1, а с металлами -1.
5. В соединениях сумма степеней окисления всех атомов равна 0.
H +1 Cl -1 H 2 +1 S -2 H 2 +1 S +6 O 4 -2
1 - 1 = 0 (2 · 1) - 2 = 0 (1 · 2) + 6 - (2 · 4) = 0
Изучение новой темы.
В 8 классе вы познакомились с реакциями соединения, разложения, замещения и обмена. В основу этой классификации химических реакций положены число и состав исходных и образующихся веществ. Рассмотрим химические реакции с точки зрения окисления (отдачи электронов) и восстановления (присоединения электронов) атомов элементов. Над знаками химических элементов проставим их степени окисления.
Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?
В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа.
Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями ( ).
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов называется окисление .
H 2 0 - 2ē 2H + 2Br - - 2ē Br 2 0 S -2 - 2ē S 0
Процесс присоединения электронов называется восстановление :
Mn +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Cr +6 +3ē Cr +3
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями , а которые отдают электроны - восстановителями .
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.
Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса:
Составить схему реакции.
Al + HCl → AlCl 3 + H 2
Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
Al 0 + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2 0
Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
Эта реакция является ОВР
Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.
Al 0 + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2 0
Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.
Al 0 → Al +3 окисляется
H +1 → H 2 0 восстанавливается
В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)
Al 0 – 3 ē → Al +3 процесс окисление
2 H +1 + 2 ē → H 2 0 процесс восстановление
Определить восстановитель и окислитель.
Al 0 – 3 ē → Al +3 восстановитель
2 H +1 + 2 ē → H 2 0 окислитель
Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
Al 0 – 3 → Al +3
2H +1 + 2 ē → H 2 0
Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
Al 0 – 3 → Al +3
х 2
2H +1 + 2 ē → H 2 0
х 3
Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
Проверить уравнение реакции.
Посчитаем количество атомов справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.
Закрепление.
№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7
№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах: H 2 S → SO 2 → SO 3
№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:
А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2
Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
№4.
Даны
схемы
уравнений
реакций
:
С
uS + HNO
3
(
разбавленная
) = Cu(NO
3
)
2
+ S + NO + H
2
O
K + H
2
O = KOH + H
2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.
Домашнее задание: п 1, упр.1, 6 стр 7.
Задачник по общей и неорганической химии
2.2. Окислительно-восстановительные реакции
Смотрите задания >>>Теоретическая часть
К окислительно-восстановительным реакциям относятся химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов. В уравнениях таких реакций подбор коэффициентов проводят составлением электронного баланса . Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO 2 + KCl + CO 2
Cl V ¼ = Cl - I
Mn II ¼ = Mn IV
б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции :
полуреакция восстановления Cl V + 6 e - = Cl - I
полуреакция окисления Mn II - 2 e - = Mn IV
в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления:
Cl V + 6 e - = Cl - I 1
Mn II - 2 e - = Mn IV 3
г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + CO 2
д ) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение химической реакции:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + 3 CO 2
Пример 3 . Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2
Решение
Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO 2
Fe III + 3 e - = Fe 0 2
C II - 2 e - = C IV 3
При одновременном окислении (или восстановлении) атомов двух элементов одного вещества расчет ведут на одну формульную единицу этого вещества.
Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции
Fe(S) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Решение
4 Fe(S) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
Fe II - e - = Fe III
- 11 e - 4
2S - I - 10 e - = 2S IV
O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11
В примерах 3 и 4 функции окислителя и восстановителя разделены между разными веществами, Fe 2 O 3 и O 2 - окислители, СО и Fe (S ) 2 - восстановители ; такие реакции относят к межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.
В случае внутримолекулярного окисления-восстановления, когда в одном и том же веществе атомы одного элемента окисляются, а атомы другого элемента восстанавливаются, расчет ведут на одну формульную единицу вещества.
Пример 5. Подберите коэффициенты в уравнении реакции окисления-восстановления
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 +H 2 O + NH 3
Решение
2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3
Cr VI + 3 e - = Cr III 2
2N - III - 6 e - = N 2 0 1
Для реакций дисмутации (диспропорционирования , самоокисления - самовосстановления), в которых атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются, дополнительные множители проставляют вначале в правую часть уравнения, а затем находят коэффициент для реагента.
Пример 6 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции дисмутации
H 2 O 2 ® H 2 O + O 2
Решение
2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2
O - I + e - = O - II 2
2O - I - 2 e - = O 2 0 1
Для реакции конмутации (синпропорционирования ), в которых атомы одного и того же элемента разных реагентов в результате их окисления и восстановления получают одинаковую степень окисления, дополнительные множители проставляют вначале в левую часть уравнения.
Пример 7. Подберите коэффициенты в уравнении реакции конмутации :
H 2 S + SO 2 = S + H 2 O
Решение
2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2H 2 O
S - II - 2 e - = S 0 2
S IV + 4 e - = S 0 1
Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ио нов, используют метод электронно-ионного баланса. Метод подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K 2 Cr 2 O 7 - окислитель, H 2 SO 4 - кислотная среда реакции, H 2 S - восстановитель);
б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr 2 O 7 2 - ), среды (Н + - точнее, катиона оксония H 3 O + ) и восстановителя (H 2 S ):
Cr 2 O 7 2 - + H + + H 2 S
в) определяют восстановленную формулу окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III ), а сероводород - в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций :
полуреакция восстановления Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
полуреакция окисления H 2 S - 2 e - = S (т) + 2 H + 3
г) составляют, суммируя уравнения полуреакций , ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):
Cr 2 O 7 2 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( т )
д ) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K 2 SO 4 ):
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( т ) + K 2 SO 4
е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).
Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2 - и Cr 3+ ). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + / Н 2 О (для кислотной среды) и ОН - / Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно - окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде - с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде ):
кислотная среда[ O 2 - ] + 2 H + = H 2 O
щелочная среда[ O 2 - ] + H 2 О = 2 ОН -
Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще - в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислотная среда H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H +
щелочная среда2 ОН - = [ O 2 - ] + H 2 О
Пример 8. Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Решение
2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =
2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4
2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -
MnO 4 - + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2
SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5
Пример 9 . Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Решение
Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4
SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -
MnO 4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2
SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H 2 О 1
Если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде, то уравнение полуреакции восстановления:
MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O
а если в слабощелочной среде, то
MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -
Часто слабокислую и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения следует (после подбора дополнительных множителей) записать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н + и ОН - .
Пример 10 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в нейтральной среде:
KMnO 4 + H 2 О + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + Na 2 SO 4 ¼
Решение
2 KMnO 4 + H 2 О + 3 Na 2 SO 3 = 2 Mn О 2( т ) + 3 Na 2 SO 4 + 2 КОН
MnO 4 - + H 2 О + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + 3 SO 4 2 - + 2 ОН -
MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -
SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H +
8ОН - + 6 Н + = 6 Н 2 О + 2 ОН -
Таким образом, если реакцию из примера 10 проводят простым сливанием водных растворов перманганата калия и сульфита натрия, то она протекает в условно нейтральной (а в действительности, в слабощелочной) среде из-за образования гидроксида калия. Если же раствор перманганата калия немного подкислить, то реакция будет протекать в слабокислотной (условно нейтральной) среде.
Пример 11 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в слабокислотной среде:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Решение
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2MnО 2( т ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4
2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + Н 2 О + 3 SO 4 2 -
MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O2
SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции, т.е. их окисленные и восстановленные формы, называют окислительно-восстановительными парами . Так, из химической практики известно (и это требуется запомнить), что перманганат-ион в кислотной среде образует катион марганца(II ) (пара MnO 4 - + H + / Mn 2+ + H 2 O ), в слабощелочной среде - оксид марганца(IV ) (пара MnO 4 - + H + ¤ Mn О 2(т) + H 2 O или MnO 4 - + H 2 О = Mn О 2(т) + ОН - ). Состав окисленных и восстановленных форм определяется, следовательно, химическими свойствами данного элемента в различных степенях окисления, т.е. неодинаковой устойчивостью конкретных форм в различных средах водного раствора. Все использованные в настоящем разделе окислительно-восстановительные пары приведены в задачах 2.15 и 2.16.
