Эквивалентные молярные массы окислителя и восстановителя

ПРИМЕР 3.

                  +2ē

               +2             0             0   +2

         CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

                                    

                                 -2ē

 

окислитель    / Cu⁺² +2ē ® Cu⁰   / восстановление

восстановитель /  Fe⁰ - 2ē ® Fe⁺² / окисление

Существует 3 типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные; внутримолекулярные; реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. Т.е. окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Например:

Cu⁰ + 4 HN⁺⁵O₃ = Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O

2 Al + Fe₂O₃ Al₂O₃ + 2 Fe,

C+ 4 HNO_3(конц) = CO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O.

Внутримолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле. Т.е. окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы, например:

2NaCl⁺⁵O^-2₃ = 2NaCl^-1 + 3O₂⁰.

2 KNO₃ 2 KNO₂ + O₂ ,

4KMnO₄  + 4KOH = 4K₂MnO₄ + O₂ + 2H_2­O.

В реакциях диспропорционирования атом (ион, молекула) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем. Протекание таких реакций сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента, например:

Cl₂⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1

Cl₂ + 2 KOH KCl + KClO + H₂O,

3NaClO → NaClO₃ + 2NaCl .

 

1.2. ПОДБОР КОЭФФИЦИЕНТОВ В ОВР

Для нахождения коэффициентов в ОВР применяют метод электронного баланса (метод электронных схем). Этот метод используется в реакциях, протекающих без участия воды.

При уравнивании окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса необходимо знать, что:

· Процессы окисления и восстановления являются взаимосвя­занными процессами: невозможно окисление без восстановления и наоборот.

· Число электронов, отданных одним атомом, равно числу электронов, принятых другим.

· Число атомов и суммарный заряд должны быть одинаковы в правой и левой части.

ПРИМЕР 4. 

Рассмотрим применение метода  электронного баланса на примере окисления сульфата железа пермангатом калия в кислой среде. Для расстановки коэффициентов поступают следующим образом.

1) Записываем схему окислительно-восстановительной реакции и определяют элементы, изменившие степень окисления.

KMn⁺⁷O₄+ Fe⁺²SO₄+ H₂SO₄ → Mn⁺²SO₄ +Fe₂⁺³(SO₄)₃+ K₂SO₄+ H₂O

2) Записываем отдельно процессы окисления и восстановления, указывая при этом число отданных или принятых электронов.

окислитель        Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²     восстановление

восстановитель    2Fe⁺² - 2ē → 2Fe⁺³    окисление

 

3) Число отдаваемых и принимаемых электронов должно быть одинаковым. Общее число переданных электронов находим по правилу наименьшего общего кратного (НОК), а коэффициенты в полуреакциях окисления и восстановления - делением НОК на количество приобретенных и  отданных электронов.

При этом уравнения полуреакций принимают вид

2  Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²     восстановление

5 2Fe⁺² - 2ē → 2Fe⁺³    окисление

 

4) Складывая два уравнения с учетом найденных коэффициентов и производя его алгебраическое решение, получаем краткое ионное уравнение:

       2 Mn⁺⁷  + 10Fe⁺² → 2 Mn⁺² + 10 Fe⁺³    

5) Коэффициенты из краткого ионного уравнения переносим в полное молекулярное уравнение.

6) Подбором подводим баланс в левой и правой части уравнения. При этом атомы элементов справа и слева уравниваются по порядку: металлы, неметаллы, водород.

    2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO4)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

 

7) Для проверки правильности полученных коэффициентов необходимо посчитать количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если их будет равное количество – коэффициенты подобраны верно.

 

ПРИМЕР 5.

Расставим коэффициенты в реакции

Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O  методом электронного баланса.

1. Запишем уравнение в новом виде, с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции. Найдем и подчеркнем элементы, изменившие степень окисления

Ag⁰ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2

2. Составим электронный баланс. Для этого запишем полуреакции отдельно, указав,  какой элемент и сколько теряет или принимает электронов (элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют):

      

   восст-тель   / Ag⁰ - 1e = Ag⁺¹ /  окисление
   окис-тель /  N⁺⁵ +3e = N⁺²    /  восстановление

 

3. Подбираем НОК, чтобы число принятых и отданных электронов было одинаковым. Делим НОК на количество переданных электронов, получаем коэффициенты к полуреакциям:

         3  Ag⁰ - 1e = Ag⁺¹ -  окисление
         1   N⁺⁵ +3e = N⁺² -  восстановление

4.Составляем краткое ионное уравнение

3 Ag⁰ + N⁺⁵ = 3 Ag⁺¹ + N⁺²

5. Коэффициенты из краткого ионного уравнения переносим в полное молекулярное уравнение, далее уравниваются атомы всех элементов в левой и правой части уравнения (металлы, н6еметаллы, водород):

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

6.Проверяем равенство количества атомов кислорода слева и справа (12 = 9+1+2).

 

ПРИМЕР 6.

Используя метод электронного баланса, рассавить коэффициенты в следующей ОВР:

KN⁺³O₂ + KMn⁺⁷O₄ + H₂O = KN⁺⁵O₃ + Mn⁺⁴O₂ + KOH

      2  Mn⁺⁷ + 3ē → Mn⁺⁴ - восстановление

      3  N⁺³– 2ē → N⁺⁵  - окисление

_____________________________________

      2 Mn⁺⁷ +3 N⁺³ = 2 Mn⁺⁴ + 3 N⁺⁵

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O = 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

 

Другим способом нахождения коэффициентов в ОВР является метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Он применяется при протекании ОВР в водных растворах. Его достоинством является  то, что в данном случае применяются не ги­потетические ионы, а реально существующие, не нужно знать степеней окисления атомов, и видна роль среды как актив­ного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества: они появляются в уравнении реакции при выводе его.

При составлении уравнений методом полуреакций следует учитывать следующие факторы:

· восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия записывают в ионном виде, а затем уже приступают к составлению уравнений полуреакций.

· Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в виде осадков - в виде молекул.

· Продукты реакции (между восстановителем и окислителем) уста­навливают опытным путем на основании известных свойств эле­ментов по таблице полуреакций или по справочникам.

 

ПРИМЕР 7.

Расставим коэффициенты в уравнении реакции:

KMnO₄ + Na₂SO₄ + H₂SO₄  →  MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

1) Уравнение записываем в ионном виде:

K⁺+MnO₄^-+ 2Na⁺+ SO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → Mn²⁺+ SO₄^2- + 2Na⁺ +SO₄^2- +2K⁺ +SO₄^2- +H₂O

2) Процессы восстановления и окисления записываем в виде полуреакций:

    2 MnO₄^- + 8Н⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O

    5 SO₃^2- + H₂O – 2ē = SO₄^2- + 2H⁺

 

3) Суммируя две полуреакции, получаем ионное уравнение:

2MnO₄^- + 16Н⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10Н⁺

 

4) Сокращая одинаковые частицы слева и справа:

2MnO₄^- + 6Н⁺ + 5SO₃^2- = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

5) Коэффициенты из краткого ионного уравнения переносим в молекулярное. Правильность уравнения проверяем по балансу атомов кислорода.

2КMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄+ 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3Н₂O

ПРИМЕР 8.

CrCI₃ + NaCIO + NaOH → Na₂CrO₄ + NaCI + H₂O

 

1) Записываем схему в ионной форме:

Cr⁺³ + 3CI^- + Na⁺ + CIO^- + Na⁺ + OH^- → 2Na⁺ + CrO^2-₄ + Na⁺ + CI^- + H₂O

2) Процессы восстановления и окисления записываем в виде полуреакций:

  2 Cr⁺³ + 8OH^- -3ê → CrO^2-₄ + 4H₂O

3      CIO^- + H₂O +2ê → CI^- + 2OH^-

3) Суммируя две полуреакции, получаем ионное уравнение:

 

2Cr⁺³ + 16OH^- + 3H₂O + 3CIO^-→ 2CrO^2-₄ + 8H₂O + 3CI^- + 6OH^-

4) Приводим подобные члены:

2Cr⁺³ + 10OH^- + 3CIO^- → 2CrO^2-₄ + 5H₂O + 3CI^-

5) Расставляем коэффициенты в молекулярном уравнении:

2CrCI₃ + 3NaCIO + 10NaOH → 2Na₂Cr₂O₇ + 3NaCI + 5H₂O

6) Правильность уравнения проверяем по балансу атомов кислорода.

 

ПРИМЕР 9.

Сu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ +2NO + 4Н₂О

   3   Сu⁰ – 2ē = Сu²⁺                                    - окисление

 2   NO₃^- + 4H⁺ + 3ē =NO + 2H₂O - восстановление  

ЗСu⁰ + 2 NO₃^- + 8Н⁺ = ЗСu²⁺ + 2NO + 4Н₂О

ЗСu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ +2NO + 4Н₂О

В окислительно-восстановительных реакциях происходит обмен электронами между окислителем и восстановителем.

В таких реакциях эквивалентом является та часть молекулярной массы окислителя или восстановителя, которая теряет (отдает) или приобретает (принимает) один электрон. Поэтому в ОВР молярные массы эквивалента (Мэкв) окислителя и восстановителя зависят от количества принятых или отданных электронов.

Один и тот же окислитель (или восстановитель) может иметь несколько значений эквивалентной молярной массы в зависимости от того, какое количество электронов он принимает (или отдает в данной ОВР). В общем случае  

               (1),

          (2) ,

где М(ок-ля), М(в-ля) – молярные массы окислителя, восстановителя (г/моль);

п – количество электронов, принятых окислителем или отданных восстановителем, в данной ОВР.