Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.

Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах.

1. При каталитическом окислении аммиака NH3 кислородом О2 образуется оксид азота NO и вода Н2О. Запишем схему процесса с помощью формулы:

NH3 + O2 ® NO + H2O.

Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N-3H3  + O20 ® N+2O-2 + H2O-2.

Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:

N-3 - 5ē ® N+2        5

                                  20

O20 + 4ē ® 2O-2     4

4    окисление – восстановитель

 

5    восстановление - окислитель

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH3  отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О2. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH3 + 5O2 ® NO + H2O.

Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:

4NH3 + 5O2 ® 4NO + 6H2O.

2.     При окислении сульфида мышьяка As2S3 азотной кислотой HNO3 образуются мышьяковистая кислота H3AsO4, серная H2SO4 и оксид азота NO.

Составим схему реакции, указывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции они изменяются:

As2+3S3-2  + HN+5O3 ® H3As+5O4 + H2S+6O4 +  N+2O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As2S3 отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до  +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As2S3 отдает 28 электронов. Принимает электроны азот в  HNO3, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO3 принимает 3 электрона. Запишем это  в виде схемы:

As2+3S3-2  - 28ē = 2As+5 + 3S+6   (окисление)

                                                                             84   

N+5 + 3ē = N2+  (восстановление)

3

 

28

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы  As2S3 (3·28=84) и 28 молекул HNO3 (3·28=84), все остальные коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:

3As2S3 + 28HNO3 => 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO.

Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, а в правой – 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород не входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то они уравниваются  добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо уравнивать независимо друг от друга.

Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As2S3 + 28HNO3+ 4Н2О = 6H3AsO4+ 9H2SO4  + 28NO.

3.                Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и  принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

8

    24         

6

4

 

3

(восстановление)

(окисление)

Наибольший  общий  делитель равен  2.  Коэффициенты  в  уравнении   будут

4HСlO3 + 3H2S = 4HCl + 3H2SO4.

Электронный баланс в данном случае     .

         4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное,  а в результате ее должно получиться четное число атомов хотя бы одного из изменяющихся СО элементов, то основные коэффициенты удваиваются:

 

3

      3

1

6

 

2

(окисление)

 

(восстановление)

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4  =  3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.

В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H2SO4 определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.

5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительно-восстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся продуктов реакции. Например:

1

3 группы по два иона хлора, всего шесть ионов хлора

(восстановление)

(окисление)

K2Cr2O7 + 6HCl            2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.

На связывание продуктов реакции в соответствии с основными коэффициентами необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl3 и 2 молекул KCl). Таким образом:

K2Cr2O7 + 6HCl + 8HCl ® 2CrCl3 + 3Cl2 +  2KCl.

 

 

на восстановление   на связывание

Уравниваем водород или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H2O, и получим окончательно:

K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O.

6.

8

2

4

1

(окисление)

(восстановление)

Основные коэффициенты 4 и 1:

4Сa + HNO3          4Ca(NО3)2 + NH4NO3.

На связывание продуктов реакции требуется в соответствии с основными коэффициентами 9 молекул HNO3:

4Сa + HNO3 + 9HNO3         4Ca(NО3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

 

 

                   на окисление     на связывание

         7. Оба элемента - и отдающий и принимающий электроны - находятся в одной молекуле. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево:

    6

                             24   

    4

4

 

6

2

 

3

(окисление)

 

(восстановление)

         Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая часть уравнивается по правой части:

2KСlO3 = 2KCl + 3O2.

                8. Один и тот же элемент окисляется и восстанавливается. Такие реакции называются реакциями диспропорционирования. В этом случае, так же как и в предыдущем, электронный баланс составляется справа налево:

                 4K2SO3+4 = 3K2SO4+6 + K2S-2         

 

S+6  + 2ē = S+4

                          12  

S-2  - 6ē = S+4

6

 

2

3 (восстановление)

 

1 (окисление)

Рассмотренный способ подбора коэффициентов в окислительно–восстановительных реакциях  не является единственным. Существуют и другие способы. Однако во всех случаях главным остается нахождение основных коэффициентов электронного баланса.

Предыдущие материалы: Следующие материалы: