7. Окислительно-восстановительные реакции. Введение. Овр воды
Окислительно-восстановительные реакции | СТУДЕНТОРИЙ
Смотрите также Окислительно-восстановительное равновесие
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).
Стадии ОВР
Окисление – отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.
Восстановление – присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.
ОВР – сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.
Правила ОВР
Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.
Кислая среда
В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.
Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.
Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.
Примечание: +4 – промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).
Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn2+.
2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.
Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения – 8 протонов.
Семь минус два – плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два – плюс пять электронов. Все уравнено.
Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.
3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.
Сокращаем протоноы и воду.
4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.
Щелочная среда
В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH– группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.
Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны – воду.
Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
Определяем степень окисления:
Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):
Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа – 3 воды.
Итоговое уравнение реакции:
Нейтральная среда
В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH– групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H+.
Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода – среда протекания реакции.
Сера из степени окисления +7 переходит в +6 – персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 – бромид ион окисляется до брома.
2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2
Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем –2
3. Суммарное уравнение электронного баланса.
4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K2SO4. Вода оказалась не нужна – заключаем в квадратные скобки.
Классификация ОВР
- Окислитель и восстановитель – разные вещества
- Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация). Элемент в промежуточной степени окисления.
- Окислитель или восстановитель – среда для прохождения процесса
- Внутримолекулярное окисление-восстановление. В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.Твердофазные, высокотемпературные реакции.
Количесвеннная характеристика ОВР
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E0 – электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об окислительно-восстановительном равновесии.
Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:
, 
Например:
Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные – в щелочной.
studentoriy.ru
примеры и решение :: SYL.ru
Что такое ОВР? Химия состоит из множества разделов, один из них рассматривает взаимодействия веществ, в результате которых у элементов (веществ) меняются показатели их степеней окисления. Рассмотрим основные термины, связанные с данной проблемой, приведем примеры взаимодействий.
Основные определения
В школьной программе рассматривается метод ОВР. Химия базируется на составлении баланса между количеством отданных (принятых) электронов. Окислителем является ион или атом, принимающий в процессе взаимодействия отрицательные частицы. Процесс, который при этом происходит, называется восстановлением. Восстановителем считают атомы или ионы, которые лишаются своих электронов, окисляясь при этом.
Значимость ОВР
Какое значение имеют ОВР? Химия располагает множеством примеров, когда данные превращения приводили к негативным последствиям. Например, до сих пор ученые не установили истинную причину разрушения статуи Колосса Родосского. Химики убеждены в том, что именно коррозия, которая является ОВР, стала причиной разрушения уникального памятника. В организме живых существ данные превращения обеспечивают обменные процессы.
Алгоритм разбора
Как правильно разбирать реакции ОВР? Химия школьного курса основывается на составлении электронного баланса между окислителем и восстановителем. Остановимся подробнее на последовательности действий школьников. Сначала необходимо поставить степени окисления у всех элементов, имеющихся в реакции. Для того чтобы успешно справиться с поставленной задачей, важно знать правила. Далее необходимо выявить те вещества, в которых после взаимодействия значения степеней окисления изменились.
При составлении электронного баланса, с помощью знака «плюс» показывают число принятых частиц, а «минусом» показывают количество отданных электронов. Между ними определяется наименьшее общее кратное, затем вычисляются индексы. Завершающим этапом будет расстановка коэффициентов в ОВР. Химия неорганических и органических веществ тесно связана с данным типом взаимодействий, к тому же задания предлагаются школьникам на выпускных испытаниях в 9 и 11 классах.
Первый пример
Разве ОВР - химия? Как решать такие задания? Данный вопрос является актуальным для ребят, которые выбрали предмет в качестве выпускного экзамена. На примере взаимодействия оксида железа (3) и угарного газа (оксида углерода (2)) рассмотрим последовательность действий.
Итак, дана схема Fe2O3 + CO → Fe + CO2, ее нужно рассмотреть как ОВР. ЕГЭ (химия) в 11 классе предполагает самостоятельное дополнение школьниками схемы недостающими веществами, но мы начнем с более простого задания, в котором уже даны все участники процесса. Как проверить, что это ОВР? Химия отвечает на этот вопрос посредством степеней окисления. Так как железо превращается из +3 в простое вещество с нулевым показателем степени окисления, а углерод повышает ее с +2 до +4, процесс является ОВР.
Баланс данного задания имеет следующий вид:
Fe(+3)+3e=Fe(0) 2
C(+2)-2e=C(+4) 3
Наименьшее общее кратное составляет 6. Железо является окислителем, угарный газ проявляет восстановительную способность. В готовом виде процесс имеет вид:
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Второй пример
ОВР в органической химии рассматривается по такому же алгоритму, есть только некоторые отличия в расстановке степеней окисления. Одно из заданий ЕГЭ посвящено вопросам, связанным с расстановкой коэффициентов в ОВР. Для успешного выполнения данного задания сначала школьники должны подумать, какие недостающие вещества им нужно вписать, и только после этого переходить к алгоритму разбора ОВР.
Например, с помощью электронного баланса необходимо составить уравнение:
Ph4 + AgNO3 +… = Ag + HNO3
Для начала выявим, какое вещество пропущено в левой части данного взаимодействия. С учетом того, что серебро проявляет окислительные свойства, а фосфор будет восстановителем, недостающим веществом станет вода.
При составлении электронного баланса, получаем следующий вид:
P(-3) отдает 8 электронов = P(+5) 1
Ag(+) принимает электрон = Ag(0) 8
При расстановке коэффициентов, получаем запись процесса:
Ph4 + 8 AgNO3 + 4h3O = 8Ag + 8HNO3 + h4PO4
Ph4 - восстановитель, AgNO3 - окислитель
Третий пример
Воспользовавшись методом электронного баланса, решите уравнение:
Cr2 (SO4) 3 +…+ NaOH = Na2CrO4 + NaBr +…+ h3O
В данной схеме пропущено два вещества, поэтому сначала восстановим пробелы. Хром в данном процессе меняет степень окисления с +3 на +6, следовательно, им проявляются окислительные характеристики. Восстановитель в задании упущен, поэтому его функцию будет выполнять молекулярный бром. Среди продуктов реакции должна быть соль натрия, ею будет сульфат.
Электронный баланс для данного превращения имеет вид:
2Cr(+3) - 6e = 2Cr(+6) 1
Br2(0) + 2e = 2Br - 3
При расстановке в схеме коэффициентов учитываем, что атом натрия находится в составе нескольких веществ, поэтому его необходимо суммировать:
Cr2(SO4) 3+3 Br2 + 16NaOH = 2Na2CrO4 + 6 NaBr + 3Na2 SO4 + 8h3O
- Cr2(SO4) 3 является окислителем;
- Br2 выступает в роли восстановителя.
Четвертый пример
Воспользовавшись электронным балансом, решите уравнение:
KMnO4 + h3S + h3SO4 = S+ Mn SO4 +…+…
В задании есть два пропуска, причем оба вещества являются продуктами взаимодействия. Учитывая, что в данной схеме в качестве окислителя выступает марганец, а восстановительные свойства характерны для серы, степени окисления в пропущенных веществах остаются неизменными. Ими будет сульфат калия и вода.
Электронный баланс данного процесса:
Mn(+7) забирает 5 e = Mn(+2) 2
S(-2) отдает 2e = S(0) 5
Конечный вариант предлагаемой схемы ОВР имеет следующий вид:
2KMnO4 + 5h3S + 3h3SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8h3O + K 2SO4
Перманганат калия проявляет окислительные свойства, сероводород является восстановителем.
Пятый пример
Заполните пропуски, расставьте коэффициенты в предложенной схеме превращений:
KMnO4 + h3SO4 + KBr = MnSO4 + Br2 +…+…
В данном взаимодействии окислительные параметры демонстрирует марганец, входящий в состав марганцовки. Бром, входящий в бромид калия, является восстановителем. Следовательно, среди продуктов реакции должны быть такие вещества, в которых не наблюдается изменений степеней окисления. Недостающими веществами будут выступать вода и сульфат калия. Процесс передачи электронов:
Mn(+7) принимает 5e = Mn(+2) 2
2Br(-) отдает 2e = Br2(0) 5
Расставим полученные коэффициенты в предложенную схему, получим следующее уравнение:
2KMnO4 + 8h3SO4 + 10KBr = 2MnSO4 + 5Br2 + 8h3O + 6K2SO4
- Перманганат калия - окислитель.
- Бромид калия - восстановитель.
Шестой пример
Воспользовавшись электронным балансом, поставьте коэффициенты в предложенной схеме превращений:
P + HNO3 = NO2 +…+…
Пропуски веществ даны в правой части. Чтобы выявить продукты, определяем окислитель и восстановитель. В левой части берется сильная кислота, поэтому в продуктах будет вода. Вторым пропущенным соединением будет являться фосфорная кислота.
Электронный баланс имеет вид:
P(0) отдает 5e = P(+5) 1
N(+5) принимает e = N(+4) 5
Приступаем к расстановке коэффициентов в уравнении:
P + 5HNO3 = 5NO2 + h3O + h4PO4
- Фосфор - восстановитель.
- Азотная кислота - окислитель.
Заключение
Разбор окислительных и восстановительных процессов методом электронного баланса является одним из тех заданий, которые вызывают серьезные проблемы у выпускников девятого и одиннадцатого классов. Именно поэтому важно отработать алгоритм действий, чтобы ребята успешно выполняли задания данного типа. Среди типичных ошибок, которые допускаются ребятами, выделим неправильную расстановку степеней окисления у элементов в сложных веществах.
Также довольно много проблем возникает при определении количества принятых и отданных атомами (ионами) электронов. Ребята неправильно определяют окислитель и восстановитель, допускают ошибки при расстановке коэффициентов в схеме уравнения. Задания, связанные с ОВР, считаются сложными, поэтому предполагают отработку порядка действий во внеурочной деятельности.
www.syl.ru
Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы
Прежде чем приводить примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, выделим основные определения, связанные с данными превращениями.
Те атомы или ионы, которые в ходе взаимодействия меняют степень окисления с понижением (принимают электроны), называют окислителями. Среди веществ, обладающих такими свойствами, можно отметить сильные неорганические кислоты: серную, соляную, азотную.
Окислитель
Также к сильным окислителям относятся перманганаты и хроматы щелочных металлов.
Окислитель принимает то количество электронов в ходе реакции, которое необходимо ему до завершения энергетического уровня (установления завершенной конфигурации).
Восстановитель
Любая схема окислительно-восстановительной реакции предполагает выявление восстановителя. К нему относят ионы или нейтральные атомы, способные повышать в ходе взаимодействия показатель степени окисления (отдают электроны иным атомам).
В качестве типичных восстановителей можно привести атомы металлов.
Процессы в ОВР
Чем еще характеризуются ОВР? Окислительно-восстановительные реакции характеризуются изменением степеней окисления у исходных веществ.
Окисление предполагает процесс отдачи отрицательных частиц. Восстановление предполагает принятие их от других атомов (ионов).
Алгоритм разбора
Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением предлагаются в различных справочных материалах, предназначенных для подготовки старшеклассников к выпускным испытаниям по химии.
Для того чтобы успешно справиться с предлагаемые в ОГЭ и ЕГЭ заданиями, важно владеть алгоритмом составления и разбора окислительно-восстановительных процессов.
- В первую очередь проставляют зарядовые величины у всех элементов в веществах, предложенных в схеме.
- Выписываются атомы (ионы) из левой части реакции, которые в ходе взаимодействия, поменяли показатели.
- При повышении степени окисления используется знак «-», а при понижении «+».
- Между отданными и принятыми электронами определяется наименьшее общее кратное (число, на которое они делятся без остатка).
- При делении НОК на электроны, получаем стереохимические коэффициенты.
- Расставляем их перед формулами в уравнение.
Первый пример из ОГЭ
В девятом классе далеко не все школьники знают, как решать окислительно-восстановительные реакции. Именно поэтому они допускают множество ошибок, не получают высоких баллов за ОГЭ. Алгоритм действий приведен выше, теперь попробуем отработать его на конкретных примерах.
Особенность заданий, касающихся расстановки коэффициентов в предложенной реакции, выданных выпускникам основной ступени обучения, в том, что и левая, и правая части уравнения даны.
Это существенно упрощает задачу, так как не нужно самостоятельно придумывать продукты взаимодействия, подбирать недостающие исходные вещества.
Например, предлагается с помощью электронного баланса выявить коэффициенты в реакции:
CuO+Fe=FeO+Cu
На первый взгляд, в данной реакции не требуются стереохимические коэффициенты. Но, для того, чтобы подтвердить свою точку зрения, необходимо у всех элементов зарядовые числа.
В бинарных соединениях, к которым относится оксид меди (2) и оксид железа (2), сумма степеней окисления равна нулю, учитывая, что у кислорода она -2, у меди и железа данный показатель +2. Простые вещества не отдают (не принимают) электроны, поэтому для них характерна нулевая величина степени окисления.
Составим электронный баланс, показав знаком "+" и "-" количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов.
Cu2++2e=Cu0;
Fe0-2e=Fe2+.
Так как количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов одинаково, нет смысла находить наименьшее общее кратное, определять стереохимические коэффициенты, ставить их в предложенную схему взаимодействия.
Для того чтобы получить за задание максимальный балл, необходимо не только записать примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, но и выписать отдельно формулу окислителя (CuO) и восстановителя (Fe).
Второй пример с ОГЭ
Приведем еще примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, которые могут встретиться девятиклассникам, выбравшим химию в качестве выпускного экзамена.
Допустим, предлагается расставить коэффициенты в уравнении:
Na+HCl=NaCl+h3.
Для того чтобы справиться с поставленной задачей, сначала важно определить у каждого простого и сложного вещества показатели степеней окисления. У натрия и водорода они будут равны нулю, так как они являются простыми веществами.
В соляной кислоте водород имеют положительную, а хлор - отрицательную степень окисления. После расстановки коэффициентов получим реакцию с коэффициентами.
Первый образец задания из ЕГЭ
Как дополнить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением, встречающиеся на ЕГЭ (11 класс), предполагают дополнение пропусков, а также расстановку коэффициентов.
Например, нужно электронным балансом дополнить реакцию:
h3S+ HMnO4= S+ MnO2 +…
Определите восстановитель и окислитель в предложенной схеме.
Как научиться составлять окислительно-восстановительные реакции? Образец предполагает использование определенного алгоритма.
Сначала во всех веществах, данных по условию задачи, необходимо поставить степени окисления.
Далее нужно проанализировать, какое вещество может стать неизвестным продуктом в данном процессе. Поскольку в здесь присутствует окислитель (в его роли выступает марганец), восстановитель (им является сера), в искомом продукте не меняются степени окисления, следовательно, это вода.
Рассуждая о том, как правильно решать окислительно-восстановительные реакции, отметим, что следующим этапом будет составление электронного соотношения:
Mn+7 принимает 3 e= Mn+4;
S-2 отдает 2e= S0.
Катион марганца является восстановителем, а анион серы – типичный окислитель. Поскольку наименьшим кратным между принятыми и отданными электронами будет 6, получаем коэффициенты: 2, 3.
Последним этапом будет постановка коэффициентов в исходное уравнение.
3h3S+ 2HMnO4= 3S+ 2MnO2+ 4h3O.
Второй образец ОВР в ЕГЭ
Как правильно составить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением помогут отработать алгоритм действий.
Предлагается методом электронного баланса заполнить пропуски в реакции:
Ph4+ HMnO4 = MnO2 +…+…
Расставляем у всех элементов степени окисления. В данном процессе окислительные свойства проявляются марганцем, входящим в состав марганцовой кислоты, а восстановителем должен быть фосфор, меняя свою степень окисления на положительную в фосфорной кислоте.
Согласно сделанному предположению, получаем схему реакции, затем составляем уравнение электронного баланса.
P-3 отдает 8 e и превращается в P+5;
Mn+7 принимает 3e, переходя в Mn+4.
НОК будет 24, поэтому у фосфора должен присутствовать стереометрический коэффициент 3, а у марганца -8.
Ставим коэффициенты в полученный процесс, получаем:
3 Ph4+ 8 HMnO4= 8 MnO2+ 4h3O+ 3 h4PO4.
Третий пример из ЕГЭ
Путем электронно-ионного баланса нужно составить реакцию, указать восстановитель и окислитель.
KMnO4+ MnSO4+…= MnO2 +…+ h3SO4.
По алгоритму расставляем у каждого элемента степени окисления. Далее определяем те вещества, что пропущены в правой и левой частях процесса. Здесь дан восстановитель и окислитель, поэтому в пропущенных соединениях степени окисления не меняются. Упущенным продуктом станет вода, а исходным соединением – сульфат калия. Получаем схему реакции, для которой составим электронный баланс.
Mn+2-2 e= Mn+4 3 восстановитель;
Mn+7+3e= Mn+4 2 окислитель.
Записываем коэффициенты в уравнение, суммируя атомы марганца в правой части процесса, так как он относится к процессу диспропорционирования.
2KMnO4+ 3MnSO4+ 2h3O= 5MnO2+ K 2SO4+ 2h3SO4.
Заключение
Окислительно-восстановительные реакции имеют особое значение для функционирования живых организмов. Примерами ОВР являются процессы гниения, брожения, нервной деятельности, дыхания, обмена веществ.
Окисление и восстановление актуальны для металлургической и химической промышленности, благодаря таким процессам можно восстанавливать металлы из их соединений, защищать от химической коррозии, подвергать обработке.
Для составления окислительно-восстановительного процесса в органической или неорганической химии необходимо использовать определенный алгоритм действий. Сначала в предложенной схеме расставляют степени окисления, потом определяют те элементы, которые повысили (понизили) показатель, записывают электронный баланс.
Далее между принятыми и отданными электронами необходимо определить наименьшее кратное, вычислить математическим путем коэффициенты.
При соблюдении последовательности действий, предложенной выше, можно без проблем справиться с заданиями, предлагаемыми в тестах.
Помимо метода электронного баланса, расстановка коэффициентов возможна также путем составления полуреакций.
fb.ru
Как решать окислительно-восстановительные реакции? | We are students
Что ответить человеку, которого интересует, как решать окислительно-восстановительные реакции? Они нерешаемы. Впрочем, как и любые другие. Химики вообще не решают ни реакции, ни их уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции (ОВР) можно составить уравнение и расставить в нём коэффициенты. Рассмотрим, как это сделать.
Окислитель и восстановитель
Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем), а другая — принимает их (окислитель).
Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: 
означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась. 
— здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.
У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон — частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись следует читать так: 0 — (-1) = +1, где (-1) — и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) — это и есть те два электрона, которые принял атом серы.
Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:
Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы — восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге. На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах. Покажем электронный баланс для данной реакции:
Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении. То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов), а атомов натрия — по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия. Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).
Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.
Рассмотрим, как «решать» оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:
Определим степени окисления атомов всех элементов:
Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:
Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты — это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.
Запишем их в уравнение:
Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем — кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.
В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в h3S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.
Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10, в правой — только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул h3S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды. Все сходится, значит действия выполнены правильно.
Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции. Если же под этим вопросом подразумевалось «закончите уравнение ОВР» или » допишите продукты реакции «, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс. В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления , как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.
Окислительно-восстановительные реакции — видео
westud.ru
7. Окислительно-восстановительные реакции. Введение
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Изменение степеней окисления происходит вследствие перехода электронов от одних атомов к другим. Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атомов, называется окислением:
Fe - 2e ® Fe2+ . (1)
Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атомов, называется восстановлением:
S + 2e ® S2-. (2)
В ОВР атом, принимающий электроны, называется окислитель, а атом, отдающий электроны, - восстановитель. Следовательно, окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдает электроны и окисляется.
В любой ОВР, как и в любом другом химическом или физическом процессе, должны выполняться законы сохранения вещества (атомов) и заряда (электронов). Следовательно, в ОВР число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. На этом положении основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Наиболее распространенным методом является метод полуреакций. Рассмотрим его на примерах.
Пример 1: C + HNO3 ® CO2 + NO + h3O.
1). указываем степень окисления у тех элементов, которые ее изменяют в ходе реакции:
C0 + HN+5O3 ® C+4O2 + N+2O +h3O.
Отсюда видно, что С0-восстановитель,аN+5-окислитель.
2). В растворе атом-окислитель находится в составе иона NO3-, а атом-восстановитель в виде простого вещества С; продукт восстановления - молекула NO, а продукт окисления - молекула CO2. Следовательно, реально мы имеем переходы:
C ® CO2,
NO3- ® NO.
Однако в этих переходах не выполняются законы сохранения вещества и зарядов. Углерод должен получить два атома кислорода. Так как реакция протекает в водном растворе, источником кислорода могут быть молекулы воды. Две молекулы воды отдадут два иона кислорода О-2, однако в качестве побочных продуктов будут четыре иона водорода Н+. Ионы кислорода связываются с углеродом с образованием СО2:
С + 2Н2О ® СО2 + 4Н+.
В этой полуреакции уже выполнен закон сохранения вещества, однако не выполнен закон сохранения зарядов: суммарный заряд частиц слева от стрелки равен нулю, а справа +4. Следовательно, для соблюдения закона сохранения зарядов из левой части уравнения необходимо вычесть 4 электрона:
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+.
При составлении полуреакции перехода NO3- в NO следует воспользоваться «услугами» ионов водорода, которые присутствуют в растворе (HNO3®H+ + NO3-):
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2h3O
3).Для двух полученных полуреакций
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+,
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2h3O
добьемся равенства чисел отданных и принятых электронов. Очевидно, что для этого первую полуреакцию нужно умножить на 3, а вторую на 4:
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+ ´3,
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2h3O ´4.
Сделаем это и сложим обе полуреакции, произведя необходимые сокращения:
3С+4NO3- + 4H+® 3СО2 + 4NO + 2h3O.
В результате мы получили ионное уравнение реакции. Ее молекулярный вид:
3С+4 НNO3® 3СО2 + 4NO + 2h3O.
Все коэффициенты в нем уже присутствуют.
Пример 2.
3h3S-2+K2Cr+62O7+4h3SO4®3S0+Cr+32(SO4)3+K2SO4+ 7h3O
Н2S - 2e- ® S+2H+´3,
Cr2O72-+14H++6e® 2Cr+3 +7h3O ´1.
studfiles.net
