Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Лекции.ИНФО


Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций



 

Существует два способа определения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Метод электронного баланса позволяет определить коэффициент лишь перед молекулами окислителя и восстановителя, а для остальных участников они находятся подбором, с учетом уже найденного числа ионов окислителя и восстановителя. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Сумма зарядов исходных веществ также должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Более универсальный ионно-электронный метод использует представления об электролитической диссоциации. Участники процесса записываются в ионном виде. Метод применим, если реакции протекают в водном растворе. Вещества диссоциируют на ионы, реальность существования которых может быть обнаружена в растворе. В этом случае учитывают процесс диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН- и используют в качестве компонентов реакции молекулы Н2О и ионы Н+ и ОН-. Слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом необходимо соблюдать следующие правила:

1) Составить схему реакции, указав в левой части уравнения формулы веществ взятых для реакции, а в правой – полученных. Например:

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

2) Составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений: сильные электролиты записать в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются:

Mn2+ + PbO2 + → HMnO4 + Pb2+ … (кислая среда)

3) Составить частные электронно-ионные уравнения /полуреакции/ отдельно для процесса окисления и отдельно для процесса восстановления, руководствуясь следующим:

а) если прлдукты реакции содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов ОН-,

б) если продукты реакции содержат меньше кислорода, чем исходные вещества, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием очень слабо диссоциирующих молекул воды, а в нейтральной среде и щелочной среде – за счет добавления воды с образованием гидроксид-ионов.

4) В каждой полуреакции подвести баланс вещества /уравнять число атомов или ионов/, а также уравнять алгебраическую сумму зарядов правой и левой части частных электронно-ионных уравнений:

 

Окисление: Восстановление

а/ Mn2+ → MnO4- а/ PbO2 → Pb2+

б/ Mn2+ + 4 H2O→ MnO4- + 8 H+ б/ PbO2 + 4 Н+ → Pb2+ + 2 H2O

в/ Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ в/ PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O

5) Подвести баланс зарядов и вывести коэффициенты:

Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ /окисление/ │2

 

PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O /восстановление/ │5

6) Для достижения электронного баланса умножить первое полууравнение на 2, а второе полууравнение на 5 , а затем суммировать полуреакции:

2 Mn2+ + 8 H2O + 5 PbO2 + 20 H+ → 2 MnO4- +16 H+ + 5 Pb2+ + 10 H2O

7) Произвести возможные упрощения /приведение подобных членов/ в предыдущем уравнении и получить ионное уравнение в сокращенном виде:

2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 Н+ → 2 MnO4- + 5 Pb2++ 2 H2O

8) руководствуясь схемой реакции, приписать недостающие ионы и написать уравнение уже в молекулярном виде:

2 Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Рb(NO3)2 + 2 H2O

9) Подвести окончательный баланс с учетом прибавившихся ионов, при этом могут уточниться некоторые коэффициенты /например, 6HNO3/.

 

Методы оксидиметрии

 

Оксидиметрия – это методы количественного определения восстановителей или окислителей. При помощи титрованных растворов окислителей определяют количественное содержание восстановителей. При помощи титрованных растворов восстановителей определяют окислители. В зависимости от вещества, применяемого в качестве рабочего раствора, метод оксидиметрии подразделяется на несколько видов: перманганатометрия, иодометрия, хроматометрия и др.

Индикаторы, применяемые в методах оксидиметрии, различны. Часто это органические вещества, которые сами являются окислителями или восстановителями. Иногда это специфические реактивы, например, крахмал в иодометрии. Перманганатометрические определения производят без индикатора.

Перманганатометрией называется такой вид оксидиметрии, в котором в качестве рабочего раствора применяют перманганат калия KMnO4. Он является сильным окислителем, особенно в кислой среде. В зависимости от кислотности среды при восстановлении KMnO4 получаются различные конечные продукты.

В кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до бесцветных ионов Mn2+:

MnO4- + 5е + 8 Н+ → Mn2+ + 4Н2О

В слабощелочной и нейтральной среде оны MnО4- восстанавливаются до темного осадка MnO2, где марганец четырехвалентен. Этот осадок затрудняет определение конца реакции, поэтому титрование проводят в кислой среде. Для подкисления применяют только серную кислоту, так как НСl вступает в окислительно-восстановительную реакцию с перманганатом калия. Азотная кислота для подкисления также в методах оксидиметрии не применяется.

Ионы MnO4- придают раствору красно-фиолетовую окраску, в процессе титрования раствор обесцвечивается. В момент, когда в растворе не остается восстановителя, от прибавления одной капли MnO4- тируемая смесь приобретает розовую окраску. Таким образом, точка эквивалентности фиксируется при помощи самого же рабочего раствора и индикатор в этом методе не применяется.

Для убыстрения реакции титрование рекомендуется проводить в нагретом растворе. Реакция ускоряется также за счет действия катализатора, роль которого выполняют ионы Mn2+, образующиеся в процессе титрования.

Перманганатометрия применяется для анализа ряда лекарственных препаратов, обладающих свойствами восстановителей – пероксида водорода Н2О2 , пероксида магния MgO2 , нитрата натрия, восстановленного железа. Методом перманганатометрии при клиническом анализе в крови определяется сахар, мочевая кислота, кальций, калий и фермент катализа. Метод нашел также применение в санитарно-гигиеническом анализе при исследовании питьевых и сточных вод.

Иодометрия – это один из методов оксидиметрии, в основе которого лежит реакция выделения или поглощения иода, а рабочими растворами являются растворы J2 и тиосульфата натрия Na2S2O3. В основе метода иодометрии лежат две реакции:

J2 + 2е = 2J-

2J- – 2е = J2

Индикатором является I %-ный раствор крахмала. Иод с крахмалом образует интенсивно синее соединение. В момент эквивалентности, когда восстанавливается весь иод, синяя окраска исчезает и раствор становится бесцветным.

Методом иодометрии определяют как окислители, так и восстановители. Реакции окисления-восстановления в методе иодометрии нельзя проводить в сильно щелочной среде, так как могут возникнуть побочные реакции. Рабочие растворы иода и тиосульфата натрия хранят в темном месте в закрытых склянках, индикатор крахмала используется не более 2-3 дней, если окраска крахмала при добавлении иода становится красно-бурой, раствор непригоден. Раствор крахмала необходимо прибавлять в самом конце титрования, когда титруемый раствор будет иметь светло-желтую окраску, в противном случае раствор легко перетитровать. Все иодометрические определения ведут на холоду, т.к. при нагревании иод может частично улетучиться.

Метод иодометрии нашел широкое применение в анализе неорганических органических лекарственных препаратов. Из неорганических препаратов методом иодометрии анализируют иод, перманганат калия, арсенат натрия каломель, сульфат меди. Многие органические лекарственные препараты – формалин, акрихин, антипирин, анальгин, коразол, аскорбиновая кислота, пенициллин и др. определяют количественно методом иодометрии. В клиническом анализе методом иодометрии пользуются при определении в крови сахара и фермента пероксидазы, в санаторно-гигиеническом анализе – для определения «активного» хлора в хлорной извести, остаточного хлора в хозяйственно-питьевой воде.

 

Примеры решения задач

 

Пример 1.

Закончите уравнение реакции и подберите коэффициенты методом электронного баланса: KI + KMnO4 + H2SO4 = I2 + ….

Решение:

1. Дописываем уравнение реакции:

KI + KMnO4 + H2SO4 = I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

2. Определяем степени окисления в реагентах и продуктах, находим элементы, которые изменили свои степени окисления:

KI-1 + KMn+7O4 + H2SO4 = I20 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O.

3. Составляем уравнения электронного баланса:

2I-1 – 2e ® I2 ï 5 восстановитель, окисление;

Mn+7 + 5e ® Mn+2 ï 2 окислитель, восстановление.

4. Проставляем коэффициенты с учетом множителей:

10KI + 2KMnO4 + H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + H2O.

5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции:

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O.

 

Пример 2.

Закончите уравнение реакции, подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса, и рассчитайте эквивалентую массу окислителя: NaCrO2 + NaOH + H2O2 → ….

Решение:

1) Допишем продукты реакции: NaCrO2 + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + H2O.

2) Запишем ионную схему реакции: CrO2- + H2O2 → CrO42- + H2O.

3) Составим частные электронно-ионные уравнения /полуреакции/:

Для процесса окисления хромата натрия:

а/ CrO2- → CrO4-;

б/ CrO2- + 4OH → CrO2-4 + 2H2O, /подведение баланса вещества/

в/ CrO2- + 4OH- - 3е → CrO2-4 + 2H2O. /соблюдение равенства зарядов/

Для процесса восстановления пероксида водорода:

Н2О2 + 2е → 2ОН-.

4) Подведем баланс зарядов и выведем коэффициенты:

CrО-2 + 4OH- - 3е → CrO42- + 2H2O, окисление │2;

H2O2 + 2е → ОН-, восстановление │3.

5) Суммируем частные уравнения реакций окисления и восстановления после умножения на соответствующие коэффициенты:

2CrО-2 + 2OH- + 3Н2О2 → 2 CrO42- + 4 H2O.

6) Приведение подобных членов и сокращение:

2CrО-2 + 2OH- + 3Н2О2 → 2CrO42- + 4H2O.

(в данном случае сокращение не требуется)

7) Записываем уравнение реакции в молекулярном виде с учетом полученных коэффициентов:

2NaCrO2 + 2NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 4H2O

8) Проверяем баланс по элементам в молекулярном уравнении. В данном случае никаких уточнений не требуется.

9) Рассчитаем молярную массу эквивалента окислителя, в данном случае пероксида водорода:

Э = М/z, где М – молярная масса Н2О2, равная 34 г/моль, z – число переносимых электронов.

Э(НО2) = 34/2 = 17 г/моль∙экв.

 

Пример 3.

Напишите уравнения реакций между перманганатом калия и сульфитом калия в кислой, щелочной и нейтральной средах. Уравняйте методом электронно-ионного баланса.

Решение:

а) Кислая среда

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O

MnO4- + SO32- + H+ → Mn2+ + SO42- + H2O

MnO4- + 8H+ + 5е → Mn2+ + 4H2O, восстановление | 2

SO32- + H2O – 2е → SO42- + 2H+ , окисление | 5

 

2MnO4- + 16 H+ + 5SO32- + 5H2O → 2Mn2+ +5SO42- + 8H2O +10H+

2MnO4- + 6 H+ + 5SO32- → 2Mn2+ +5SO42- + 3H2O

2MnO4 + 5K2 SO3 + 3H2SO4 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O.

 

б) Щелочная среда

KMnO4 + K2SO3 + KOH → KMnO4 + K2SO3 + H2O

MnO4- + SO32 + OH- → MnO4- + SO42 + H2O

MnO4- + е → MnO42-, восстановление | 2

SO32- + 2OH- - 2е → SO42- + H2O, окисление | 1

2MnO4- + SO32 + 2OH- → 2MnO4- + SO42 + H2O

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O.

 

в) Нейтральная среда

KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + К2SO4 + КOН

MnO4- + SO32- + H2O → MnO2 + SO42- + OH-

MnO4- + 2H2O + 3е → MnO2 + 4OH-, восстановление | 2

SO32- + 2OH- - 2е → SO42- + 2H2O, окисление | 3

2MnO4- + 4H2O + 3SO32- → 2MnO2 + 8H2O- + 3SO42- + 2H2O

2MnO4- + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 +3К2SO4 + 2КOН

 

Пример 4.

В каком направлении в стандартных условиях будет протекать реакция: КСl + Br2 = KBr + Cl2? j (Br20/2Br-) = +1,09В, j (Cl20/2Cl-) = +1,36В.

Решение: Для определения направления реакции рассчитаем ее ЭДС. Для этого определим, что является окислителем, а что является восстановителем:

КСl-1 + Br20 = KBr-1 + Cl20; Сl-1 – отдает свои электроны, следовательно, является восстановителем, Br2 – окислителем.

ЭДС рассчитываем по формуле: ∆E0 = j0ок-ля – j0вос-ля = 1,36 – 1,09 = 0,28 > 0. Т.к. ЭДС реакции больше нуля, то она протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Ответ: реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

 

Пример 5.

Рассчитайте молярную концентрацию нитрита натрия, если на титрование 20 мл его раствора, пошло 12,5 мл 0,01 М раствора дихромата калия в кислой среде.

Решение: Для определения концентрации нитрита натрия воспользуемся законом эквивалентов: nэкв(ox) = nэкв(red) или СN(OX)VOX = СN(RED)VRED.

Для расчета нормальной концентрации дихромата калия запишем уравнение протекающей реакции и уравнения полуреакций:

NaN+3O2 + K2Cr+62O7 + H2SO4 ® Cr+32(SO4)3 + NaN+5O3 + H2O + K2SO4;

N+3 – 2e ® N+5

2Cr+6 + 6e ® 2Cr+3

Рассчитаем нормальную концентрацию K2Cr2O7:

СN = СМ ×z,

где z – число переносимых электронов.

СN(K2Cr2O7) = 0,01× 6 = 0,06 моль×экв/л.

Найдем концентрацию нитрата натрия по закону эквивалентов:

.

Перейдем к молярной концентрации нитрата натрия по формуле:

СМ = СN / z = 0,0375/2 = 0,01875 моль/л.

Ответ: 0,01875 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

 

1. Закончите уравнения реакций (где это необходимо), подберите коэффициенты методом электронного баланса. Рассчитайте эквивалентную массу окислителя.

а) Cr2(SO4)3 + KClO3 + NaOH = KCl + …

б) Cu2S + O2 + CaCO3 = CuO + CaSO3 + CO2

в) Zn + H2SO4(конц) = HS + …

г) FeS + O2 = Fe2O3 + …

д) NaMnO4 + HI = I2 + NaI + ...

е) NaMnO4 + KNO2 + H2SO4 = …

ж) KMnO4 + S = K2SO4 + MnO2

з) Cr(OH)3 + Ag2O + NaOH → Ag + …

и) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH → NaBr + …

к) NH3 + KMnO4 + KOH → KNO3 + …

2. Закончить уравнение ОВР, подобрать коэффициенты электронно-ионным методом, рассчитать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в реакции:

а) K2Cr2O7+H2S+H2SO4 → Cr2(SO4)+S+…

б) Na3AsO3+KMnO4+KOH→Na3AsO4+K2MnO4+ …

в) NaNO2+KJ+H2SO4→J2+NO+…

г) KMnO4+H2O2+H2SO4→MnSO4+…

д)H2O2+KJO3+H2SO4→J2+O2+…

е) Cr2(SO4)3 + KClO3 + NaOH → Na2CrO4 + KCl + …

ж) FeCl2 + HClO4 + HCl → Cl2 + …

з) NaNO2+K2Cr2O7 +H2SO4 → NaNO3 + …

и) KMnO4 + MnSO4 + H2O → H2SO4 + …

к) KMnO4 +HCl → Cl2 + …

л) KMnO4­ + H2SO4 + H2C2O4 → CO2 + …

м) H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + H2O + …

3. Рассчитайте ЭДС процесса и определите, в каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:

Н2SO4+2HCl ↔ Cl2+H2SO3+H2O?

o(Cl2 /2Cl)=+1,36В, φº(SO42―/SO32― ) = +0,22 В)

4. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:

CuSO4 + Zn ↔ ZnSO4 + Cu?

o(Zn2+/Zn)= -0,76В, φº(Cu2+/Cu) = +0,34 В)

5. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:

2NaCl+Fe2(SO4)3↔2FeSO4+Cl2+Na2SO4

φº(Cl2/2Cl)=+1,36В, φº(Fe3+/Fe2+)=+0,77В.

6. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:

2KMnO4 + 5SnSO4 + 8H2SO4 ↔ 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O?

φº(MnO4-/Mn2+)=+1,51В, φº(Sn4+/Sn2+)=+0,15В. Ответ обоснуйте.

7. Допустимо ли одновременное введение внутрь больному FeSO4 и NaNO2, учитывая, что среда в желудке кислая?

φºFe3+/Fe2+=+0,77В , φºNO2/NO=+0,99В. Ответ обоснуйте.

8. Определите окислительно-восстановительные свойства Н2О2, которые он проявляет при взаимодействии с K2Cr2O7 в кислой среде. φº(О22О2)=+0,68В, φº(Cr2O72–/2Cr3+)=+1,33В. Ответ обоснуйте.

9. Какие галогены окисляют Fe2+ до Fe3+? Какие из галогенид-ионов могут восстановить Fe3+? Напишите уравнения соответствующих реакций. Рассчитайте ЭДС каждой из реакций и определите знак DG. При расчете используйте следующие значения окислительно-восстановительных потенциалов:

φºFe3+/Fe2+=+0,77В;

φº(F2/2F)=+2,87В;

φº(Cl2/2Cl)=+1,36В;

φº(Br2/2Br)=+1,07В;

φº(I2/2I)=+0,54В.

10. Сколько граммов KMnO4 необходимо взять, чтобы приготовить 100 мл 0,04 N раствора для титрования его в кислой среде?

11. Рассчитать (приблизительно) нормальность 20% раствора KMnO4 в щелочной среде. (ρ=1г/мл).

12. Титр Н2С2О4· 2Н2О равен 0,0069г/мл. На титрование 30мл этого раствора расходуется 25мл раствора КМnO4. Рассчитайте нормальность этого раствора.

13. В 1 литре раствора железного купороса содержится 16 г (FeSO4· 7H2O). Какой объем этого раствора может быть окислен 25мл 0,1н раствора КMnO4 в кислой среде?

14. Молярная концентрация окислителя в растворе равна 0,02моль/л. Определите нормальную концентрацию окислителя, принимая во внимание химизм реакции.

KMnO4+H2O2+H2SO4→MnSO4+…

15. Молярная концентрация восстановителя в растворе равна 0,05 моль/л. Определить нормальную концентрацию восстановителя, принимая во внимание химизм реакции:

H2O2+KJO3+H2SO4→J2+O2+…

Тестовые задания









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-16; Просмотров: 818;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная