Химия схема электронного баланса

Что такое схема электронного баланса?

Дано задание: «По данным схемам составьте схемы электронного баланса». Как его выполнить? Что для этого потребуется? Попробуем разобраться вместе.

Суть метода

Для начала остановимся на том, что представляет собой данный метод. Если схема электронного баланса составлена правильно, можно поставить в предложенной реакции все стереохимические коэффициенты.

Суть данной методики заключается в определении степеней окисления отдельных элементов, которые участвовали во реакции. Если в левой и правой частях уравнения у элемента сохраняется постоянная степень окисления, то схема электронного баланса составляется без него.

У элементов, которые поменяли свою степень окисления в процессе взаимодействия, полученные значения учитываются при вычислениях наименьшего общего кратного.

Как составить баланс

Для начала вам придется поставить у каждого элемента его степени окисления, пользуясь определенными правилами. Если во взаимодействие вступало простое вещество, то оно не принимает, а также не отдает другому элементу электроны, следовательно, его степень окисления равна нулю. Примерами соединений с нулевой степенью окисления являются молекулы галогенов, металлы.

В бинарном соединении у второго элемента степень окисления имеет отрицательное, а у первого — положительное значение. В сумме (с учетом числа атомов) должен получиться ноль. В оксиде кальция, например, у первого элемента степень окисления +2, а у второго (кислорода) -2. Суммарное их значение равно нулю, так как молекула нейтральна.

Если необходимо расставить степени окисления в более сложном веществе, то сначала определяют показатели у первого и последнего элементов. Затем, пользуясь математическими вычислениями, определяют степень окисления у центрального элемента. Сумма всех показателей должна быть равна нулю.

Алгоритм действий

Как же составляется схема электронного баланса? В левой ее части записывают вместе со степенями окисления элементы, которые участвовали в окислительно-восстановительном процессе.

Далее знаками «плюс» и «минус» указывается количество принятых и отданных электронов в ходе химического взаимодействия. Между числом электронов определяется наименьшее общее кратное. Напомним, что под ним подразумевается положительное число, которое будет без остатка делиться на обе цифры, касающиеся электронов.

Схема электронного баланса считается полной в том случае, когда в ней определены и коэффициенты. Как их найти? Наименьшее общее кратное необходимо разделить на принятые и отданные в процессе электроны. Полученные цифры и будут стереохимическими коэффициентами.

Важно также определить восстановитель и окислитель, а также протекающие при взаимодействии процессы (окисление и восстановление). Полученная схема электронного баланса окислительно-восстановительного процесса позволит вам расставить недостающие коэффициенты в реакции.

Задания на ОВР в итоговой аттестации

На основании данного метода выпускникам предлагается выполнение задания из уровня «С». Успешность зависит от уровня практических навыков ученика, степени владения теоретическими основами.

Например, в задании сказано: по данным схемам составьте схемы электронного баланса. Кроме того, часть реагирующих веществ, а также некоторые продукты взаимодействия могут быть упущены. Данный вопрос считается заданием повышенной сложности, поэтому предполагает определенную последовательность рассуждений.

Для начала у всех элементов в известных веществах определяют степени окисления, затем записывают вещества, которых не хватает в обеих частях реакции.

Далее составляется баланс. По полученной схеме реакции расставьте коэффициенты методом электронного баланса, как было описано выше. Последним действием будет указание всех протекающих процессов.

В тестах ЕГЭ по химии предполагается отдельная запись веществ, непосредственно участвующих в уравнении, с последующим указанием окислителя и восстановителя.

Заключение

Такой метод является далеко не единственным способом расстановки коэффициентов в уравнении. Можно воспользоваться и методом полуреакций, который позволяет уравнивать сразу все вещества, записанные в уравнении.

Na0 -1e=> Na+1 2vost

Na0 -1e=> Na+1 4vost

Si0 +4e=> Si-4 1okisl

Подключи Знания Плюс для доступа ко всем ответам. Быстро, без рекламы и перерывов!

Не упусти важного — подключи Знания Плюс, чтобы увидеть ответ прямо сейчас

Посмотри видео для доступа к ответу

О нет!
Просмотры ответов закончились

Подключи Знания Плюс для доступа ко всем ответам. Быстро, без рекламы и перерывов!

Не упусти важного — подключи Знания Плюс, чтобы увидеть ответ прямо сейчас

Химия схема электронного баланса

4 S -1 — 20 e = 4S +4

11 O2 — 4e = 2 О -2

4. В уравнении записываем коэффициенты у окислителя и восстано-вителя.

Недостатком метода является то, что баланс не отражает изменений, происходящих с атомами и молекулами в ходе реакции, а также трудности, возникающие при определении продуктов достаточно сложных реакции.

Этот метод основан на составлении электронно-ионных уравнений для процессов и окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение.

При составлении уравнений реакций соблюдается следующая последо-вательность:

Записывается схема полуреакций, при этом сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые — в виде молекул. Продукты реак-ции определяются на основании опыта или исходя из знания химии элементов, т.е. устойчивых степеней окисления.

Если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то избыточный кислород связывается в кислой среде ио-нами Н + , а в нейтральных и щелочных средах — молекулами воды.

Если исходное вещество содержит меньше кислорода, чем продукт реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейт-ральной средах за счет молекул воды, а в щелочных средах — (за счет ионов гидроксила.

Следует помнить, что суммарные числа и знак зарядов ионов справа и слева от знака равенства должны быть равны.

Правильность составления реакции проверяем по кислороду.

В качестве примера рассмотрим следующую реакцию :

KМnO4 — является окислителем, так как центральный атом ( Mn) нахо-дится в высшей степени окисления, Na2SO3 содержит центральный атом ( S) в степени окисления +4, это средняя степень , поэтому ион SO3 2 — мо-жет проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, одна-ко, в данной реакции окислитель KМnO4 , следовательно, Na2SO3 – восстано-витель.

Восстановление иона МnO4 ¯ в кислой среде идет до Мn 2+ , окисление ио-на SO3 2 — — до SO4 2 — .

Учитывая сказанное, можно записать схему полуреакций : МnO4 ¯  Мn 2+

Следующий этап – составление уравнений полуреакций. Уравнивание в кислой среде производится с использованием ионов Н + и молекул Н2О.

2 МnO4 ¯ + 8Н + + 7е  Мn 2+ + 4Н2 О

Записываем итоговое уравнение полуреакции, проставляя множители ( как и в методе электронного баланса). После этого складываем левые и правые части уравнений полуреакций, умножая их предварительно на соот-ветствующие множители, и получаем общее ионное уравнение реакции. Если в левой и правой части уравнения есть одинаковые молекулы или ионы, их требуется сократить с учетом коэффициентов ( помните , что ионы Н + и ОН ¯ при сложении Н2 О).

Для получения молекулярного уравнения реакции ко всем ионам добавляем ионы противоположного знака

Рассмотрим ход этой реакции в щелочной среде.

В щелочной среде , ион МnO4 ¯ будет восстанавливаться до МnO4 2- ,

в отличие от кислой среды в щелочной среде при составлении электронно-ионных уравнений используются ионы OН ¯ и молекулы Н2О.

Производим все описанные выше действия и получаем ионное уравне-ние :

В нейтральной среде , ион МnO4 ¯ будет восстанавливаться до МnO2, уравнивание кислорода производится только молекулами Н2 О.

Окислительно-восстановительные реакции можно разделять на следующие типы:

1. Межмолекулярные – степени окисления меняют разные элементы,входящие в состав разных веществ.

Метод электронного баланса в доступном изложении

Задача.
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

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

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H2O 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 2O -2

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O

Для H2SO4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2S -2 + H +1 2O -2
Ca 0 — 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

Be 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Be +2 (N +5 O -2 3)2 + N +2 O -2 + H +1 2O -2
Be 0 — 2e = Be +2 (коэффициент 3)
N +5 +3e = N +2 (коэффициент 2)

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
  1. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:
Смотрите так же:  Розетки lezard заземление

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

  1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

  • Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
  • Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

  1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

  1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:
  1. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
  1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O

Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

  1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

  1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

  1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + e — = MnО2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Метод электронного балланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом : число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1 . Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия ( II ). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия ( II ) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd 2+ + 2NO3 — = Cu 2+ + 2NO3 — + Р d

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца ( IV ) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl — восстановитель, MnО2 — окисли­тель. Составляем электронные уравнения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электрон­ных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль Mn О2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н + + 4С l — + МnО2 = С l 2 + Мn 2 + + 2С l — + 2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н + + 2Cl — + Mn O 2 = С l 2 + Mn 2+ + 2Н2О

Пример 3 . Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2 S — восстанови­тель, КМ n О4 — окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2 S и 2 моль КМ n О4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2 S О4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2 . 4 + 3 . 4 = 20 и в правой части 2 . 4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

2S + 2 MnO 4 — + 6 H + = 5 S + 2Мn 2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Схема электронного баланса Fe2O3—>Fe

Восстановление:Fe3+ + 3e− = FeОкисление:H − 1e− = H+ 1 3 Fe3+ + 3H = Fe + 3H+

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Fe3+ + 3e− = Fe
H − 1e− = H+

Fe3+ + 3H = Fe + 3H+

Другие вопросы из категории

Zn + H3PO4 —> H2 + Zn3(PO4)2

1) «Шесть молекул водорода» означает запись
а) 3Н2 б) 12Н в) 6Н2 г) 6Н

кислотных оксидов углерода,названия формулы кислотных оксидов кремния,названия

Читайте также

Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций, составьте схемы электронного баланса:

NH3 + O2 — NO + H2O

Zn + H2SO4(конц.) — ZnSO4 + H2S(стрелочка вверх) + H2O

Помогите пожалуйста, хочу сверить со своими ответами.

коэффициентов с помощью электронного баланса)

Сумма коэффициентов в уравнении равна а)12 б)9 в)14 г)15
2. электронная схема атома химического элемента 2е 8е 2е. определить его положение в периодической системе элементов, напишете формулы высшего оксида и гидроксида, назовите их и укажите свойства
3. вода как окислитель при обычных условиях реагирует с а) cao б) ca в)h2so4 г)co
Напишите уравнение соответствующей реакции, составте схему электронного баланса.
4. вычислите массу 3,36 л хлороводорода (н.у.) и его относительную плотность по воздуху.
5. составте сокращенное ионно-молекулярное уравнение взаимодействия H2SO4 с AL(OH)3. число ионов в уравнение равно: а)4 б)8 в)6 г)7

Смотрите так же:  Сечение токопроводящей жилы кабеля

Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

  • простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F2, кислород O2, хлор Cl2);
  • сложные вещества, в составе которых есть ионыметаллов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (H N +5 O3, H Cl +7 O4), соли (K N +5 O3, K Mn +7 O4), оксиды ( S +6 O3, Cr +6 O3)
  • соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

  • простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
  • сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H2S, HBr), соли бескислородных кислот (K2S, NaI);
  • некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
  • соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O3) 2– , (НР +3 O3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:

  • магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
  • водород (Н2) и углерод (С);
  • иодид калия (KI);
  • сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
  • сульфит натрия (Na2SO3);
  • хлорид олова (SnCl2).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .

2 Al 0 + Fe +3 2O3 → Al +3 2O3 + 2 Fe 0 ,

C 0 + 4H N +5 O3(конц) = C +4 O2 ↑ + 4 N +4 O2 ↑+ 2H2O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

2 Na N +5 O -2 3 → 2 Na N +3 O2 + O 0 2↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, которыйиз разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

2H2 S -2 + S +4 O2 = 3 S + 2H2O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса .

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

  • окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO4, где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6 );
  • окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO3, где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3 );
  • либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстановливается азот N +5 .

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO2коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .

3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O = 2 MnO2↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

  • неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключенияфосфор, мышьяк — до +5 ;
  • неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
  • активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO4 + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO4 + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде .

Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6] .

Смотрите так же:  Подключение двигателя 380 на 220в

Соединения хрома VI окисляют:

  • неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключенияфосфор, мышьяк – до +5 ;
  • неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
  • активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О -2 ). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O2 .

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .

Например , разложение нитрата цинка:

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.).

Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .

Например , разложение нитрата серебра:

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Это пример реакции контрдиспропорционирования .

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH4NO2 также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании.

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H2O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2 (N +4 ); оксид азота (II) NO (N +2 ); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2; нитрат аммония NH4NO3 . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

  • при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH4NO3;

Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

  • концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

  • азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппызолотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;
  • при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами иметаллами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV)NO2 ;

Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:

  • при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота(I) N2O ;

Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N2O, либо молекулярный азот N2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N2.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :

Cu 0 + 2H2 S +6 O4(конц) = Cu +2 SO4 + S +4 O2 + 2H2O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :

Пероксид водорода

Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например :

Похожие статьи:

  • Белый и черный провода где плюс какого цвета провод плюс и минус? в зарядном устройстве 2 провода черный и белый . где плюс где минус? какого цвета провод плюс и минус? в зарядном устройстве 2 провода черный и белый . где плюс где минус? можно определить с помощью […]
  • Как соединить провода интернета обжать Как обжать витую пару В сегодняшней статье я расскажу о том, как правильно обжать сетевой кабель “витая пара” и какие инструменты и аксессуары для этого понадобятся. Конечно, до сих пор встречаются умельцы, которые могут это сделать с […]
  • Сечение кабеля ga 10 Акустический кабель из посеребренной меди сечением 10 Ga (5.2 мм2) готовый с разъемами типа "банан" DAXX S90-25 (2,5 метра) Предназначение: кабель для подключения акустических систем Особенность: cеребро отлично работает в области […]
  • Активное и реактивное сопротивление провода ас-95 Форум проектировщиков электрических и слаботочных сетей Автор Тема: активное и индуктивное сопротивление проводов АС сечение 120 и 95 мм2 (Прочитано 4839 раз) 0 Пользователей и 1 Гость просматривают эту тему. Быстрый ответ […]
  • Экономическое сечение провода определение ПУЭ 7. Правила устройства электроустановок. Издание 7 Раздел 1. Общие правила Глава 1.3. Выбор проводников по нагреву, экономической плотности тока и по условиям короны Выбор сечения проводников по экономической плотности тока 1.3.25. […]
  • Заземление этажного щита Этажный щиток. Заземление. дом 9-ти этажный, 7-ми подъездный, 87 года выпуска (сделан из блок-комнат). 2 ввода. от ТП идет два кабеля 4-х жильного. щитки на этажах на 4-ре квартиры. к этажным щиткам идет 4 кабеля: 3 фазы, ноль. в этижном […]