Федеральное агентство по образованию ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет − УПИ»
Н.И. Останин, Т.Н. Останина
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Учебное электронное текстовое издание Подготовлено кафедрой «Технология электрохимических производств» Научный редактор: профессор, д-р хим. наук В.М. Рудой Методические указания для решения задач по дисциплинам «Основы электрохимических технологий» и «Химия» для студентов очной и заочной форм обучения химико-технологического факультета специальности 250300 – технология электрохимических производств и радиотехнического факультета специальностей 210100 – управление и информатика в технических системах, 220500 – проектирование и технология электронно-вычислительных средств, 200900 – сети, связи и системы коммуникации. Методические указания являются руководством для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронно-ионного баланса может быть использован для написания суммарных электрохимических реакций при расчете электрических и материальных балансов электролизных ванн.
© ГОУ ВПО УГТУ−УПИ, 2005 Екатеринбург 2005
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение 1. Степень окисления Контрольные вопросы 2. Классификация химических реакций Контрольные вопросы 3. Окислители и восстановители Контрольные вопросы
4 4 6 7 8 7 8
4. Типы окислительно-восстановительных реакций
9
5. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
10
5.1. Метод электронного баланса
10
Контрольные вопросы
13
5.2. Метод электронно-ионного баланса
13
Контрольные вопросы
20
Библиографический список
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
21
Стр. 2 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Введение Окислительно-восстановительные реакции играют большую роль в природе и технике. Окислительно-восстановительные процессы происходят при сгорании топлива и коррозии металлов, при электролизе, при работе гальванических элементов и аккумуляторов. Они лежат в основе металлургических и большинства химических процессов, а также круговорота элементов в природе и мероприятий по охране природы. Они являются основой жизнедеятельности клетки и биосферы.
1. Степень окисления Понятие степень окисления введено для характеристики состояния атома в соединении. При определении степени окисления предполагают, что в соединениях валентные электроны переходят к более электроотрицательным атомам, а потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности полного смещения электронной пары от одного атома к другому не происходит. Однако понятие «степень окисления» очень полезно для классификации веществ, составления химических формул соединений и нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций. Степень окисления − это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение, которое обычно принято указывать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «−» перед цифрой. Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила: 1)
атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления равную ну-
лю. Это объясняется тем, что в таких молекулах смещения электронной пары не происходит, так как значение электроотрицательностей атомов элементов одинаково; 2)
в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления атомов с учетом их
числа равна нулю (молекула электронейтральна); 3)
сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав сложного иона
равна заряду этого иона;
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 3 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
4)
Окислительно-восстановительные реакции
степень окисления щелочных металлов (первая группа, главная подгруппа,
S-элементы Li, Na, K ...) всегда равна +1. У атомов этих элементов на внешнем уровне имеется только один валентный электрон, который они отдают более электроотрицательному атому и приобретают заряд +1; 5)
степень окисления щелочноземельных металлов (вторая группа, главная
подгруппа, S-элементы Be, Mg, Ca ...) всегда равна +2; 6)
водород во всех соединениях, кроме гидридов, имеет степень окисления +1.
В гидридах NaH, CaH2 и др. степень окисления водорода равна −1; 7)
степень окисления кислорода -2. Исключение составляют пероксиды (H2O2,
степень окисления кислорода -1) и фторид кислорода (F2O, степень окисления кислорода +2); 8)
фтор в соединениях всегда имеет степень окисления -1. У атома фтора самая большая элек-
троотрицательность, поэтому он может только присоединять электроны, до заполнения последнего электронного уровня атому фтора не хватает одного электрона, приняв электрон, атом приобретает заряд -1. Пользуясь этими правилами, можно определить степень окисления атомов в сложных соединениях или ионах. Рассчитаем степень окисления хрома в молекуле дихромата калия K2Cr2O7: +1
x
−2
K 2 Cr2 O 7 Зная степени окисления калия (+1), кислорода (–2) и, приняв за x степень окисления хрома, составляем уравнение: 2 ⋅ (+ 1) + 2 x + 7 ⋅ (− 2 ) = 0 Решаем полученное уравнение: + 2 + 2 x − 14 = 0 , 2 x = +14 − 2 , x = +6 . Степень окисления хрома равна +6: +1
+6
−2
K 2 Cr2 O 7 . Можно вычислить степень окисления атома элемента и другим способом. Например, определим степень окисления хлора в молекуле хлорной кислоты HClO 4 .
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 4 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Записываем молекулу хлорной кислоты и указываем степени окисления водорода (+1) и кислорода (–2): +1 x
−2
H Cl O 4 Самым электроотрицательным элементом в данном соединении является кислород. Определяем общий заряд на 4 атомах кислорода 4 ⋅ (− 2 ) = −8 и записываем его над химическим символом кислорода: −8 −2 H Cl O 4 +8 +1 x
Поскольку молекула электронейтральна, то сумма степеней окисления атомов водорода и хлора должна быть равна +8. Зная степень окисления атома водорода (+1), вычисляем степень окисления хлора: +1+ x = 8 ,
x = +7 Степень окисления хлора записываем над химическим символом элемента: +8 −8 +1 +7 −2 H Cl O 4
Полезно
помнить
заряды
часто
встречающихся
кислотных
остатков:
F − , Cl − , Br − , I − , NO 2− , NO 3− , S 2− , SO 32− , SO 24− , CO 32− , PO 34− . Это поможет при определении степеней окисления (или зарядов катионов) металлов в молекулах солей. Рассчитаем степень окисления меди и серы в молекуле сульфата меди CuSO4. Сульфат-ион имеет заряд (2–). Он является кислотным остатком серной кислоты H2SO4, поэтому степень окисления меди определяем по уравнению: x + (− 2 ) = 0 и x = +2
Степень окисления меди в этой молекуле равна +2. Степень окисления серы в ионе SO42– находим, учитывая правило 3, из следующего уравнения: x + 4 ⋅ (− 2 ) = −2 , x = +6 +2 +6 −2
Cu S O 4
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 5 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Контрольные вопросы 1.
Почему металлы в соединениях проявляют только положительные степени окисления, а неметаллы как положительные, так и отрицательные?
2. Определить степень окисления азота в следующих соединениях: NH3, N2H4, N2O, N2O4, N2O5, NH2OH, KNO3, Ca(NO2)2, NH4NO3, (NH4)2S. 3. Определить степень окисления хлора в следующих соединениях: HCl, Cl2O3, Cl2O7, HClO3, Ca(ClO)2, NaClO4, BaCl2. 4. Определить степень окисления серы в ионах: SO 3−2 , HS − , S2 O 72− , HSO 3− , HSO 4− , S 2 O 32− .
2. Классификация химических реакций Все химические реакции можно разделить на 2 группы: 1. Обменные реакции − это реакции, при которых происходит лишь рекомбинация ионов или атомов, но степень их окисления не изменяется. +1 −1
+1 −2 +1
+1 −2
+1 −1
H Cl + Na O H → Na Cl + H 2 O , +2
−1
+ 1 +6 −2
−2 +6 −2
+1
−1
Ca Cl 2 + Na 2 S O 4 → Ca S O 4 ↓ + 2 Na Cl 2. Окислительно-восстановительные реакции − это реакции, при которых происходит изменение степени окисления атомов реагирующих веществ. +1
+7
−2
+1
−1
+2
−1
0
+ 1 −1
+1 − 2
2K Mn O 4 + 16H Cl → 2Mn Cl 2 + 5Cl 2 + 2K Cl + 8H 2 O , −2
+1 −2 +1
0
+4 −2
+1 −2
C 2 H 5 O H + 3O 2 → 2C O 2 + 3H 2 O .
Контрольные вопросы Укажите, какие из приведенных реакций являются окислительно-восстановительными: 1) 2 Zn + O 2 → 2ZnO ; 2) ZnO + N 2 O 5 → Zn ( NO 3 ) 2 ; 3) 2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O ; 4) I 2 + 2 NaOH → NaIO + NaI + H 2 O ; 5) Na 2 CO 3 + CuCl 2 → CuCO 3 ↓ +2 NaCl ; 6) 2H 2 S + H 2 SO 3 → 3S + 3H 2 O . ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 6 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
3. Окислители и восстановители Окисление − процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановление − процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Окислитель − это частица, присоединяющая электроны. Окислитель в ходе реакции восстанавливается, степень окисления его понижается.
Восстановитель − это частица, отдающая электроны. Восстановитель в ходе реакции окисляется, степень его окисления увеличивается. Рассмотрим эти положения на примере реакции цинка с соляной кислотой. 0
+1 −1
−1
+2
+1
Zn + 2H Cl → Zn Cl 2 + H 2 ; +2
0
окисление Zn − 2e → Zn ; Zn − восстановитель; +1
0
восстановление 2H + 2e → H 2 ; H + − окислитель. Окисление и восстановление - стадии одного процесса, они всегда взаимосвязаны. Окислители и восстановители могут быть как простыми веществами, т. е. состоящими из одного элемента, так и сложными. Только окислительные свойства проявляют: - свободные F2 и O2 (атомы этих элементов обладают наибольшей электроотрицательностью - 4,0 и 3,5 соответственно и поэтому могут только присоединять электроны); - атомы элементов в составе простых (H+, K+, Cu2+, Al3+) и сложных ионов ⎛ +5 − +6 2− +6 2− +7 − ⎞ ⎜ N O 3 , S O 4 , Cr2 O 7 , Mn O 4 ⎟ , имеющие высшую положительную степень окисления. ⎝ ⎠ Эти атомы уже отдали все валентные электроны другим более электроотрицательным атомам и могут только присоединять электроны. Высшая положительная степень окисления соответствует номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе. Только восстановительные свойства проявляют: - атомы металлов в свободном состоянии (K, Ca, Zn, Al), потому что они обладают малой электроотрицательностью и, следовательно, могут только отдавать электроны; - атомы неметаллов, имеющие низшую отрицательную степень окисления S 2− , −3
Cl − , N H 3 . Эти атомы имеют полностью заполненный валентный уровень, они не могут больше присоединять электроны, а способны только отдавать их. Низшую отрицательную
степень окисления атома элемента можно рассчитать по формуле (8 − № группы) . ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 7 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Атомы, имеющие в соединениях промежуточные степени окисления, могут прояв+4
+4
+3
лять как окислительные, так и восстановительные свойства Mn O 2 , S O 2 , N O 2− , Fe 2+ . Контрольные вопросы 1. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства элементов в периодах и группах периодической системы элементов Д.И. Менделеева? 2. Почему металлы обладают только восстановительными свойствами, а неметаллы − двойственными свойствами (выступают как в роли окислителей, так и роли восстановителей)? 3. Для каких сложных веществ характерны только окислительные свойства? 4. Какие из перечисленных веществ и за счет каких элементов проявляют обычно окислительные свойства, и какие − восстановительные? Указать те из них, которые обладают окислительновосстановительной двойственностью: H2S, SO2, CO, Zn, F2, NaNO2, KMnO4, HClO, H2SbO3. 5. В каких уравнениях реакций оксид марганца проявляет свойства окислителя, а в каких − восстановителя: а) 2MnO2+2H2SO4→2MnSO4+O2+2H2O; б) 2MnO2+O2+4KOH→2K2MnO4+2H2O; в) MnO2+H2→MnO+H2O; г) 2MnO2+3NaBiO3+6HNO3→2HMnO4+3BiONO3+3NaNO3+2H2O.
4. Типы окислительно-восстановительных реакций Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: 1. Межмолекулярные реакции − степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ: 0
+3
−2
+3
−2
0
2Al + Cr2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Cr . 2. Внутримолекулярные реакции − атомы, изменяющие степень окисления, входят в состав одного соединения: +1 +5 −2
+1 −1
0
2K Cl O3 → 2K Cl + 3O 2 . 3. Реакции диспропорционирования − атомы одного элемента проявляют свойства окислителя и восстановителя: +1 −1
0
+2 −1
2Cu I → Cu + Cu I 2
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 8 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
5. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Применяют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).
5.1. Метод электронного баланса В основу метода положено определение степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции с последующим нахождением числа электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем. Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов: 1) записывают формулы исходных веществ и продуктов реакции; 2) определяют степени окисления атомов элементов в исходных веществах и продуктах реакции; 3) находят элементы, которые повышают и понижают степени окисления и выписывают их отдельно, с указание степени их окисления; 4) определяют число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем; 5) составляют электронный баланс, выставляя за вертикальной чертой соответствующие множители (крест-накрест). С учетом множителей число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем; 6) суммируют правые и левые части уравнений, умножая их на множители за вертикальной чертой; 7) проставляют стехиометрические коэффициенты перед окислителем и восстановителем в молекулярном уравнении реакции; 8) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления. Согласно предложенного алгоритма, подберем коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции: Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 9 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Определяем степени окисления атомов железа, углерода и кислорода в реагентах и продуктах реакции: −2
+3
+2 −2
+4 −2
0
Fe 2 O 3 + C O → Fe + C O 2 Из полученного уравнения видно, что степени окисления изменили атомы железа и углерода. Выписываем эти элементы с указанием степени их окисления: +3
0
Fe → Fe , +2
+4
C →C
Составляем уравнения восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда каждой полуреакции: +3
0
+3
процесс восстановления: 2Fe + 2 ⋅ 3e → 2Fe ; Fe − окислитель; +2
+4
+2
процесс окисления: C − 2e → C ; C − восстановитель. Поскольку в молекулу оксида железа входит 2 атома железа, то этот коэффициент сохранили в левой части уравнения реакции восстановления атомов железа. Чтобы уравнять количество атомов железа в обеих частях уравнения восстановления, в правой части уравнения перед железом также ставим коэффициент 2. Каждый атом железа при восстановлении принимает 3 электрона, а два атома железа примут 6 электронов. Степень окисления атома углерода увеличивается с +2 до +4, следовательно, атом углерода окисляется, отдавая 2 электрона атомам железа. Составляем электронный баланс, для чего проводим справа вертикальную черту и за ней, напротив каждого уравнения выставляем множители, меняя местами числа отданных и принятых электронов в уравнениях восстановления и окисления (крест-накрест). При необходимости сокращаем, полученные множители. +3
0
2Fe + 6e → 2Fe +2
+4
C − 2e → C
2
1
6
3.
Суммируем левые и правые части уравнения, умножая их на соответствующие множители +3
0
2Fe + 6e → 2Fe +2
+4
C − −2e → C
+3
+2
2
1
6
3 0
+4
2Fe + 3C + 6e − 6e → 2Fe + C , +3
+2
0
+4
2Fe + 3C → 2Fe + C . ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 10 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Электроны при суммировании уравнений можно не записывать, так как число электронов отданных восстановителем и принятых окислителем будут равны. Расставляем стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении реакции: −2
+3
+2 −2
+4 −2
0
Fe 2 O 3 + 3C O → 2Fe + 3C O 2 Составим уравнения еще для одной окислительно-восстановительной реакции: KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O
Определим степени окисления атомов элементов, входящих в исходные вещества и продукты реакции: +1 +7
−2
+1 −1
+2
−1
+1 −1
0
+1 −2
K Mn O 4 + H Cl → Mn Cl 2 + Cl 2 + K Cl + H 2 O Атомы марганца понижают степень окисления, восстанавливаются и являются окислителями. Атомы хлора повышают степень окисления, окисляются и являются восстановителями. Записываем уравнения восстановления марганца и окисления хлора: +7
+2
−1
0
Mn + 5e → Mn , 2Cl + 2e → Cl 2 Атомов марганца в правой и левой части уравнения по одному. Поскольку в молекуле хлора содержится два атома, то составляем сначала баланс по атомам, выставляя в левой части перед ионом хлора коэффициент 2. Затем определяем числа электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. За вертикальной чертой ставим множители (крест-накрест) и складываем левые и правые части уравнений, умножая каждую строку на соответствующий множитель: +7
+2
−1
0
Mn + 5e → Mn 2Cl + 2e → Cl 2 +7
−1
+2
2 5 0
2Mn + 10Cl → 2Mn + 5Cl 2 .
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 11 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Проставляем стехиометрические коэффициенты в уравнении окислительновосстановительной реакции у элементов, изменивших степень окисления: +1
+7
−2
+1
−1
+2
−1
0
+1 −1
+1 −2
2K Mn O 4 + 10H Cl → 2Mn Cl 2 + 5Cl 2 + K Cl + H 2 O Уравниваем числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции. Атомов калия слева 2, поэтому слева перед хлоридом калия ставим коэффициент 2: +1
+7
−2
+1
−1
+2
−1
0
+1 −1
+1 −2
2K Mn O 4 + 10H Cl → 2Mn Cl 2 + 5Cl 2 + 2K Cl + H 2 O Определяем общее число атомов хлора в правой части уравнения: 2⋅2+5⋅2+2=16 В левой части уравнения перед молекулой HCl нужно поставить коэффициент 16, так как источником атомов хлора в этом уравнении является только соляная кислота: +1
+7
−2
+1
−1
+2
−1
0
+1 −1
+1 −2
2K Mn O 4 + 16H Cl → 2Mn Cl 2 + 5Cl 2 + 2K Cl + H 2 O Уравняем число атомов водорода в правой и левой части уравнения. Молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид: +1
+7
−2
+1
−1
+2
−1
0
+1 −1
+1 −2
2K Mn O 4 + 16H Cl → 2Mn Cl 2 + 5Cl 2 + 2K Cl + 8H 2 O
Контрольные вопросы Методом электронного баланса подобрать коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций: MnO2+HCl→MnCl2+Cl2+...; Cu+H2SO4(конц) →CuSO4+SO2+...; H2S+HClO→H2SO4+HCl; PbO2+HCl→PbCl2+Cl2+...; CrO3+HCl→CrCl3+Cl2 +...; C+HNO3→CO2+NO+H2O
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 12 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
5.2. Метод электронно-ионного баланса Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления и включает следующие этапы:
1. В предложенной реакции по изменению степени окисления определить окислитель, восстановитель и указать среду.
2. Для процессов окисления и восстановления написать ионные уравнения полуреакций. 2.1. В этих уравнениях окислитель и восстановитель записывают в составе тех частиц, в которых они находятся в водном растворе. Сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов. Слабые электролиты, осадки, оксиды и газообразные вещества записывают в виде молекул. 2.2. Составить ионный баланс. Уравнять количества атомов элементов (за исключением кислорода и водорода) в левой и правой частях полуреакций. 2.3. Уравнять количества атомов кислорода и водорода в уравнениях полуреакций. При этом в левую и правую части уравнений можно добавлять только ионы H + , OH − и молекулы воды H 2 O . Какие ионы и молекулы одновременно могут присутствовать в растворе показано в таблице. Таблица 1 Среда
Возможны частицы
кислая
H+ H+ −
нейтральная щелочная
−
H 2O
OH −
H 2O
OH −
H 2O
Таким образом, если реакция протекает в кислой среде, то до и после реакции в уравнении могут быть добавлены только катионы водорода или молекулы воды, в щелочной среде − анионы гидроксида и молекулы воды. В нейтральной среде до реакции можно прибавлять только молекулы воды (концентрация ионов H + , и OH − очень незначительна), а после реакции могут образоваться и катионы H + и анионы OH − . Одновременно в
растворе не могут существовать катионы H + и анионы OH − , так как они нейтрализуют друг друга, образуя молекулу воды ( H + + OH − = H 2 O ). При составлении баланса атомов кислорода может быть два варианта: а) до реакции кислорода больше, чем после реакции: Cr2 O 72− → Cr 3+ , NO 3− → NO 2
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 13 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
б) до реакции кислорода меньше, чем после реакции:
MnO 2 → MnO −4 , −
−
Cl → ClO 3
В случае «а» нужно связать избыточный кислород. Для этого в кислой среде в левую часть полуреакции добавляют по два иона H + на каждый избыточный кислород, а в правой части уравнения записывают соответствующее количество молекул воды (O
2−
+
+ 2H = H 2 O ). Например: +6
Cr2 O 72− + 14H + + 6e → 2Cr 3+ + 7 H 2 O В щелочной и нейтральной среде до реакции добавляют по одной молекуле воды на каждый избыточный атом кислорода ( O
2−
−
+ H 2 O = 2OH ), а после реакции образуются ионы
OH − . Например: +5
+2
− N O 3− + 2 H 2 O + 3e → N O + 4OH
В случае «б» нужно добавить атомы кислорода. Для этого в кислой и нейтральной среде до реакции добавляют молекулы воды. Атомы кислорода входят в состав продукта реакции и образуются ионы H + ( H 2 O → O 2− + 2 H + ). Например: +4
+6
+ S O 2 + 2 H 2 O − 2e → S O 24− + 4 H
В щелочной среде кислород вводят с ионами гидроксила, добавляя в левую часть уравнения по 2 OH − − иона на каждый недостающий атом кислорода, а после реакции образуются молекулы воды ( 2OH − → O 2− + H 2 O ). Например: +4
+6
− Mn O 2 + 4OH − 2e → Mn O 24− + 2 H 2 O
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 14 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
2.4. Написать в уравнениях полуреакций число отданных и принятых электронов с учетом изменения степени окисления элементов.
3. Составить электронный баланс. Уравнять число отданных и принятых электронов, выставив за вертикальной чертой соответствующие множители (крест-накрест). С учетом множителей число электронов, отданных восстановителем, будет равно числу электронов, принятых окислителем.
4. Просуммировать левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на соответствующие множители. Привести подобные члены (обычно ионы H + , OH − или молекулы H 2 O ). Получить краткое ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
5. Составить молекулярное уравнение реакции, т.е. записать исходные вещества и продукты реакции в виде молекул, используя коэффициенты ионного уравнения.
6. Проверить правильность составления молекулярного уравнения, подсчитав количество атомов каждого элемента (можно ограничиться кислородом) в обеих его частях. Количество атомов элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаково. Рассмотрим последовательность действий при написании уравнений окислительновосстановительных реакций на примере: K 2 Cr2 O 7 + SO 2 + H 2SO 4 → Cr 3+ + SO 24− + ..... 1. Определить степени окисления элементов до и после реакции: +1
+6
−2
+ 4 −2
+1 + 6 −2
+ 6 −2
K 2 Cr2 O 7 + S O 2 + H 2 S O 4 → Cr 3+ + S O 24− K2Cr2O7 – окислитель, SO2 – восстановитель, среда кислая. Степень окисления изменилась у атомов хрома и серы. Степень окисления атомов хрома уменьшилась. Хром принял электроны, восстановился, следовательно, хром − окислитель. Степень окисления атомов серы увеличилась. Сера отдала электроны, окислилась, следовательно, сера − восстановитель. В растворе присутствует серная кислота − среда кислая. При составлении ионного баланса ионов OH− не должно быть ни в левой, ни в правой частях уравнения. 2. Бихромат калия в воде диссоциирует на ионы: K 2 Cr2 O 7 → 2 K + + Cr2 O 72− . В уравнение записываем ион Cr2 O 72− . Оксиды на ионы не распадаются, поэтому в уравнение записываем молекулу SO2.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 15 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
2.1. Написать уравнения полуреакций процессов окисления и восстановления. Не
забудьте проставить заряды ионов!
Cr2 O 72− SO 2
→ Cr 3+ , → SO 24−
2.2. Уравнять количество атомов хрома в левой и правой части уравнения:
Cr2 O 72 − SO 2
→ 2Cr 3 + , → SO 24−
2.3. Составить баланс по атомам кислорода. В первом уравнении в левой части 7 атомов кислорода, а в правой части уравнения атомы кислорода отсутствуют. Следовательно, нужно связать 7 атомов кислорода. Среда кислая. Поэтому в левую часть уравнения добавляем 14 ионов H + , а в правой получим 7 молекул воды:
Cr2 O 72− + 14 H + → 2Cr 3+ + 7 H 2 O Количество атомов хрома, кислорода и водорода стало одинаковым. Во втором уравнении в левой части 2 атома кислорода, а в правой 4. Следовательно, нужно добавить 2 атома кислорода. Источником кислорода в кислой среде является вода. Поэтому, чтобы уравнять количество атомов кислорода, в левую часть уравнения добавляем 2 молекулы Н2О, а в правой получаем 4 иона H + : SO 2 + 2 H 2 O → SO 24− + 4 H + Количество атомов серы, кислорода и водорода в обеих частях уравнения стало одинаковым. 2.4. Поставить в уравнениях полуреакций степени окисления хрома и серы. Написать в уравнения число отданных и принятых электронов: +6
Cr2 O 72− + 14 H + + 6e → 2Cr 3+ + 7 H 2 O , +4
+6
S O 2 + 2 H 2 O − 2e → S O 24 − + 4 H +
Каждый атом хрома принял 3 электрона, а два атома хрома приняли 6 электронов. Степень окисления серы увеличилась с +4 до +6, следовательно, сера отдала 2 электрона.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 16 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
3. Составить электронный баланс, выставив за вертикальной чертой множители (крест-накрест): +6
Cr2 O 72− +14 H + + 6e → 2Cr 3+ + 7 H 2 O +4
+6
S O 2 + 2 H 2 O − 2e → S O 24− + 4 H +
2
1
6
3.
Оба множителя можно сократить на 2. Проводим еще одну вертикальную черту и выставляем за ней значения сокращенных множителей. 4. Сложить левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на соответствующие множители: +6
Cr2 O 72 − +14 H + + 6e → 2Cr 3 + + 7 H 2 O +4
+6
S O 2 + 2 H 2 O − 2e → S O 24− + 2 H +
1 3
Cr2 O 72− + 14 H + + 3SO 2 + 6H 2 O → 2Cr 3+ + 7 H 2 O + 3SO 24− + 12 H + . Привести подобные члены (в данном случае - ионы Н+ и молекулы Н2О):
Cr2 O 72− + 2 H + + 3SO 2 → 2Cr 3+ + H 2 O + 3SO 24− Получили сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции. 5. Составить молекулярное уравнение реакции. В исходном уравнении реагенты приведены в виде молекул. Поэтому переписываем их в конечное молекулярное уравнение с учетом коэффициентов ионного уравнения: K 2 Cr2 O 7 + 3SO 2 + H 2SO 4 → В ионном уравнении 1 ион Cr2O72−. В молекулу K2Cr2O7 входит 1 ион Cr2O72−, следовательно, стехиометрический коэффициент перед молекулой K2Cr2O7 равен единице. В ионном уравнении 3 молекулы SO2, коэффициент в молекулярном уравнении перед молекулой SO2 также будет равен 3. В ионном уравнении 2 иона Н+, в состав молекулы серной кислоты входит 2 атома водорода, следовательно, стехиометрический коэффициент перед молекулой H2SO4 в молекулярном уравнении равен 1.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 17 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
В правой части исходного уравнения продукты реакции представлены в виде ионов. Из ионов нужно образовать молекулы. Катионы хрома Cr3+ нужно соединить с анионами, в данном случае с SO42−. Учитывая заряды ионов получим:
2Cr 3+ + 3SO 24− → Cr2 (SO 4 )3 Молекулу сульфата хрома записываем в молекулярное уравнение. Из ионного в молекулярное уравнение переписываем молекулу воды: K 2 Cr2 O 7 + 3SO 2 + H 2SO 4 → Cr2 (SO 4 )3 + H 2 O В левой части уравнения имеются атомы калия, а в правой части молекулярного уравнения их нет. Ионы калия нужно соединить с ионами SO42− ( 2 K + + SO 24− → K 2SO 4 ), и молекулу сульфата калия записать в правую часть молекулярного уравнения: K 2 Cr2 O 7 + 3SO 2 + H 2SO 4 → Cr2 (SO 4 )3 + H 2 O + K 2SO 4 6. Подсчитываем количество атомов каждого элемента в левой и правой частях молекулярного уравнения. Атомов кислорода слева (7+3·2+4=17), справа (4·3+1+4=17). Следовательно, уравнение окислительно-восстановительной реакции составлено правильно. Практически при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций указанные операции производят без многократного переписывания полуреакций. Рассмотрим это на примере окислительно-восстановительной реакции в щелочной среде: +3
+5
+6
+3
Cr2 O 3 + Na N O 3 + KOH → Cr O 24− + N O 2− + ..... . Cr2O3 – восстановитель, NaNO3 – окислитель, среда щелочная. +3
+6
Cr2 O 3 + 10 OH − − 6e → 2Cr O 24− + 5 H 2 O +5
+3
N O 3− + H 2 O + 2e → N O 2− + 2 OH −
2
1
6
3
Cr2 O 3 + 10 OH − + 3 NO 3− + 3 H 2 O → 2CrO 24− + 5 H 2 O + 3 NO 2− + 6 OH − , Cr2 O 3 + 4 OH − + 3 NO 3− → 2CrO 24− + 2 H 2 O + 3 NO −2 . По изменению степени окисления определили окислитель (азот) и восстановитель (хром). Записали схемы уравнения полуреакций процессов окисления и восстановления. Уравняли количество атомов хрома в левой и правой частях уравнения.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 18 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Составили баланс по атомам кислорода и водорода. В первом уравнении до реакции было 3 атома кислорода, а после реакции стало 8 атомов кислорода, поэтому в левую часть уравнения необходимо добавить 5 атомов кислорода. В щелочной среде источником кислорода являются ионы OH − . В левую часть уравнения записали по 2 OH − на каждый недостающий атом кислорода (в данном случае 5 ⋅ 2 OH − = 10 OH − ). В правой части 5 атомов кислорода вошли в состав двух анионов CrO42− и образовалось 5Н2О. Во втором уравнении до реакции было 3 атома кислорода, а после реакции стало 2 атома кислорода, следовательно, необходимо связать 1 атом кислорода. Для этого в левой части уравнения добавили 1 молекулу Н2О, а правой части записали 2 иона OH − (O
2−
−
+ H 2 O = 2OH ). После этого составили электронный баланс, поставив множители за
вертикальной чертой. Сложили уравнения полуреакций, привели подобные члены и получили сокращенное ионное уравнение. Записали левую часть молекулярного уравнения с учетом коэффициентов ионного уравнения. Составляя правую часть молекулярного уравнения, анион CrO42− и 2 катиона К+ соединили в молекулу соли K2CrO4. Ионы NO2− рекомендуется записывать в составе соли NaNO2, которая образовалась из NaNO3: Cr2 O 3 + 4 KOH + 3 NaNO 3 → 2K 2 CrO 24− + 2 H 2 O + 3 NaNO 2 Проверили правильность написания молекулярного уравнения: в левой части атомов кислорода (3+4+3·3=16), в правой − (2·4+2+3·2=16). Уравнение составлено правильно. Используя предложенный выше алгоритм, подберем коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в нейтральной сред: +7
+3
+4
+5
− K Mn O 4 + K N O 2 + H 2 O → Mn O 2 + N O 3 .... +7
+4
− − Mn O 4 + 2H 2 O + 3e → Mn O 2 + 4OH +3
+5
− − + N O 2 + H 2 O − 2e → N O 3 + 2 H
2 3
2MnO 4− + 3NO 2− + 4H 2 O + 3H 2 O → 2MnO 2 + 3NO 3− + 8OH − + 6H + , 2MnO 4− + 3NO 2− + 7 H 2 O → 2MnO 2 + 3NO 3− + 6H 2 O + 2OH − , 2MnO −4 + 3NO −2 + H 2 O → 2MnO 2 + 3NO 3− + 2OH − .
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 19 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
При составлении ионного баланса в нейтральной среде добавляем молекулы воды и в том случае, когда нужно связать «лишние» атомы кислорода, и в том случае, когда нужно добавить атомы кислорода. В первом уравнении полуреакции атомов марганца в правой и левой части уравнения по одному. Атомов кислорода − слева четыре, а справа − два. Поэтому в левой части уравнения добавили 2 молекулы воды, а в правой части получили 4 гидроксил-иона ( 2O 2− + 2H 2 O = 4OH − ). Во втором уравнении полуреакции в левой части 2 атома кислорода, а в правой − 3 атома кислорода. В левую часть уравнения добавили молекулу воды, как «источник» атома кислорода. В правой части «лишний» атом кислорода входит в состав нитрат-иона, а в раствор переходят катионы водорода ( H 2 O → O 2− + 2H + ). Учитывая степени окисления атомов марганца и азота, определили сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Поставили множители за вертикальной чертой. Сложили левые и правые части уравнений полуреакций, умножив предварительно верхнее уравнение на 2, а нижнее на 3. В полученном ионном уравнении необходимо привели подобные. В правой части ионного уравнения из 8 OH − и 6 H + ионов образуется 6 молекул Н2О и остается 2 гидроксил-иона. В результате получили сокращенное ионное уравнения окислительно-восстановительной реакции. Используя коэффициенты ионного уравнения, составили молекулярное уравнение реакции: 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH
Контрольные вопросы 1.Составить уравнения окислительных реакций методом электронно-ионного баланса: 1. K2Cr2O7+HCl=CrCl3+Cl2+...; 2. KMnO4+K2S+H2O=MnO2+S+...; 3. KMnO4+K2S+H2SO4=MnSO4+S+...; 4. Cr2(SO4)3+Br2+NaOH=Na2CrO4+NaBr+...; 5. KMnO4+HBr=MnBr2+Br2+...; 6. MnSO4+KClO3+KOH=K2MnO4+KCl+...; 7. KJ+KNO3+HCl=J2+NO2+...; 8. Cu+HNO3(конц) =Cu(NO3)2+NO2+...;
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 20 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
9. FeSO4+HNO3+H2SO4=Fe2(SO4)3+NO+...; 10. Br2+Cl2+H2O=HBrO3+HCl+...; 11. CrCl3+KClO3+KOH=K2CrO4+KCl+...; 12. AgNO3+Na2SnO2+NaOH=Ag+Na2SnO3+.... 2. Составить уравнения катодных, анодных и суммарных электродных реакций для ванн: - гальванического цинкования; - гальванического никелирования; - электроэкстракции цинка; - электроэкстракции серебра; - электрорафинирования никеля. 3. Составить уравнение токообразующей реакции в следующих ХИТ: - кислотный свинцовый аккумулятор; - щелочной железо-никелевый аккумулятор.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 21 из 23
Останин Н.И., Останина Т.Н.
Окислительно-восстановительные реакции
Библиографический список 1. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. − Л.: Химия, 1988. − 272 с. 2. Любимова, Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии /Н.Б. Любимова. − М.: Высшая школа, 1990. − 351 с. 3. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии / Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А .Суханова. − М.: Высшая школа, 1991.- 288 с.
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005
Стр. 22 из 23
Учебное электронное текстовое издание
Останин Николай Иванович Останина Татьяна Николаевна
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Редактор Компьютерная верстка
Л.Д. Селедкова Е.В. Цыняева
Рекомендовано РИС ГОУ ВПО УГТУ-УПИ Разрешен к публикации 02.09.05 Электронный формат – PDF Формат 60х90 1/8 Издательство ГОУ-ВПО УГТУ-УПИ 620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19 e-mail:
[email protected] Информационный портал ГОУ ВПО УГТУ-УПИ http://www.ustu.ru
