Химические реакции. Классификация химических реакций

Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых из одних веществ обра­зуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При протекании химических реакций не происходит изменения чис­ла атомов того или иного элемента, взаимопревращения изотопов.

Классификация химических реакций многопланова, в ее основу могут быть положены различные признаки: число и состав реагентов и продуктов реакции, тепловой эффект, обратимость и др.

I. Классификация реакций по числу и составу

Реагирующих веществ

А. Реакций, протекающие без изменения качественного состава вещества. Это многочисленные аллотропные превращения простых веществ (например, кислород ↔ озон (3О₂↔2О₃), белое олово ↔ серое олово); переход при изменении температуры не­которых твердых веществ из одного кристалли­ческого состояния в другое – полиморфные превращения (например, красные кристаллы иодида ртути (II) при на­гревании превращаются в вещество желтого цвета того же состава, при охлаждении протекает обратный процесс); реакции изомеризации (например, NH₄OCN↔ (NH₂)₂CO) и др.

Б. Реакции, протекающие с изменением со­става реагирующих веществ.

Реакции соединения – это реакции, при которых из двух или бо­лее исходных веществ образуется одно новое сложное вещество. Исходные вещества могут быть как просты­ми, так и сложными, например:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅ ; 4NO₂ + О₂ + 2Н₂О = 4HNO₃ ; СаО+ Н₂О =Са(ОН)₂.

Реакции разложения – это реакции, при которых из одного исходного сложного вещества образуется два или более новых вещества. Вещества, образующиеся в реакциях такого типа мо­гут быть как простыми, так и сложными, например:

2HI = Н₂ + I₂; СаCO₃=СаО+ CO₂; (CuOH)₂CO₃ = CuO + H₂O + CO₂ .

Реакции замещения – это процессы, в которых атомы про­стого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. Поскольку в реакциях замещения в качестве одного из реагентов обязательно участвует простое вещество, практически все превраще­ния такого типа являются окислительно-восстановительными, например:

Zn + H₂SO₄= H₂ + ZnSO₄ ; 2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃; H₂S + Br₂ = 2HBr + S.

Реакции обмена – это реакции, при которых два слож­ных вещества обмениваются своими составными частями. Реакции обмена могут протекать непосредственно между двумя ре­агентами без участия растворителя, например: H₂SO₄ + 2КОН = K₂SO₄ + 2Н₂О; SiО₂(тв) + 4HF(г)=SiF₄+ 2Н₂О.

Реакции обмена, протекающие в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. Такие реакции возможны лишь в том случае, если одно из образующихся веществ является слабым эле­ктролитом, выделяется из сферы реакции в виде газа или труднорас­творимого вещества (правило Бертолле):

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃, или Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓;

NH₄Cl + КОН = KCl + NH₃↑ + H₂O, или NH₄⁺ + OH^- = H₂O + NH₃↑;

NaOH + HCl = NaCl + H₂O, или Н⁺ + OH^- = H₂O.

II. Классификация реакций по тепловому эффекту

А.Реакции, протекающие с выделением тепловой энер­гии – экзотермические реакции (+ Q).

Б.Реакции, протекающие с поглощением теплоты – эндо­термические реакции (– Q).

Тепловым эффектом реакции называют количество теплоты, кото­рое выделяется или поглощается в результате химической реакции. Уравнение реакции, в котором указан ее тепловой эффект, называ­ют термохимическим. Значение теплового эффекта реакции удобно приводить в расчете на 1 моль одного из участников реакции, поэтому в термохимических уравнениях часто можно встретить дробные коэффициенты:

1/2N₂(г) + 3/2Н₂(г) = NH₃(г) + 46,2 кДж /моль.

Экзотермическими являются все реакции горения, подавляющее большинство реакций окисления и соединения. Реакции разложения, как правило, требуют затрат энергии.

 

III. Классификация реакций по фазовому составу веществ

Фазой называют однородную по составу и свойствам часть системы, которая отделена от других фаз поверх­ностью (границей) раздела. По количеству фаз, которые образуют реагенты и продукты, все хи­мические реакции подразделяют на гомогенные и гетерогенные.

В гомогенных (однофазных) реакциях исходные вещества и продук­ты реакции находятся в одной фазе:

2СО(г) + О₂(г) = 2СО₂(г);

СН₄(г) + С1₂(г) = CH₃Cl(г) + HCl (г);

NaOH(p-p) + HCl (p-p) = NaCl (p-p) + Н₂О (ж);

Если хотя бы один из участников реакции (включая катализатор) на­ходится в иной фазе по сравнению со всеми остальными, реакцию на­зывают гетерогенной (многофазной):

Zn(к)+ HCl (p-p) = ZnCl₂ (p-p) + Н₂(г);

2SО₂(г) + О₂(г) ↔ 2SО₃(г), катализатор V₂O₅ (тв);

Реакции в гетерогенных системах протекают на границе раздела фаз, поэтому на их скорость очень существенное влияние оказывает степень измельчения твердых веществ.

 

IV. Классификация химический реакций

По участию катализатора

А. Каталитические реакции – это реакции, которые протекают с участием катализаторов:

2SО₂ + О₂ ↔ 2SО₃ , (катализатор V₂O₅);

N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃ , (катализатор восстановленное Fe).

Б. Некаталитические реакции – это реакции, которые протекают без участия катализаторов:

ВaO+ СО₂ = ВaСО₃; 2NO + О₂ = 2NO₂;

Na₂SО₄ + CaCl₂= CaSО₄↓ + 2NaCl.

V. Классификация реакций по обратимости

А. Необратимые химические реакции – реакции, продукты которых

не могут взаимодействовать с образованием исходных веществ, т.е. реакции, которые в данных условиях могут протекать только в одном направлении:

CaO+ СО₂ = CaСО₃ ; С + О₂ = СО₂;

Вa(OH)₂ + H₂SО₄ = ВaSО₄ ↓ + 2Н₂О;

Na₂СО₃ + 2HCl = 2NaCl + СО₂↑+ Н₂О.

Б. Обратимые химические реакции – реакции, которые протекают в данных условиях как в прямом, так обратном направлениях.

N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃.

VI. Классификация реакций по изменению

Степеней окисления атомов

А. Реакции, протекающие без изменения степеней окисле­ния химических элементов. К данному типу относят реакции ионного обмена, многие реакции разложения и соединения (если среди исходных ве­ществ и продуктов реакции нет простых веществ):

СаСО₃ = СаО + СО₂ ; ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂;

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Б. Реакции, протекающие с изменением степеней окисле­ния химических элементов (окислительно-восстановительные реакции).

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II):

Zn(т) +CuSO₄(р)=ZnSO₄(p)+Cu(т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn⁰= Zn²⁺+ 2 e,

Cu²⁺ + 2 e = Cu⁰,

или суммарно: Zn⁰ + Cu²⁺= Zn²⁺ + Cu⁰.

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Для удобства описания ОВР используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который приобретает элемент, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание ОВР сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления:

1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1);

3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1;

4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

5) степень окисления алюминия в соединениях +3;

6) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О₂⁺, О₂^-, О₂^2-, О₃^-, а также фторидов O_xF₂.

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2, в отличие от заряда иона, который записывают справа, указывая вначале зарядовое число, а затем знак: Fe²⁺, SO₄^2–.

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции.

Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2, K₂⁺¹Cr⁺⁶₂O₇^-2, H⁺N⁺⁵O₃^-2, Pb⁺⁴O₂^-2, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей.

Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, N^-3H₃, H₂S^-2, HI^-1, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H⁺N⁺³O₂, H₂O₂^-1, S⁰, I₂⁰, Cr⁺³Cl₃, Mn⁺⁴O₂^-2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции, такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов, в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Классификация окислительно-восстановительных реакций. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества: Zn⁰ +Cu⁺²SO₄ =Zn⁺²SO₄ +Cu⁰.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными: (N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇= N₂⁰↑ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂O.

3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается: 2H₂O₂^-1= O⁰₂↑ + 2 H₂O^-2.

4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Na₂S⁺⁴O₃ + 2Na₂S^-2 + 6HCl = 3S⁰+ 6NaCl + 3H₂O.

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония: N^-3H₄ N⁺⁵O₃ = N⁺¹₂O + 2H₂O.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронного баланса и метод электронно-ионных полуреакций.

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде: FeCl₃ + H₂S → FeCl₂ + S + HCl;

2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции: Fe³⁺Cl₃ + H₂S^-2 → Fe²⁺Cl₂ + S⁰ + HCl;

3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем; составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

Fe⁺³ +1 e = Fe⁺² ½ ∙2

S^-2 – 2 e = S⁰ ½ ∙1

4. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты: 2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + HCl.

5. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции: 2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl.

Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:

1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например:

SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO_4(разб.) →...

2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н⁺ и ОН^-:

SO₂ + Cr₂O₇^2– + H⁺ →...

3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

окисление восстановителя:	восстановление окислителя:
S^+4O2 → (S^+6O4) ^2–	(Cr^+62O7)^2–→ 2Cr^3+

4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:

окисление восстановителя:	восстановление окислителя:
SO2+ 2H2O – 2 e → SO4^2– + 4H^+	Cr2O7^2– + 14H^++ 6 e → 2Cr^3++ 7H2O

5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов:

SO₂ + 2H₂O – 2 e = SO₄^2–+ 4H⁺ ½ ∙3

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 6 e = 2Cr³⁺ + 7H₂О ½ ∙1

3SO₂+ 6H₂O + Cr₂O₇^2– + 14H⁺ = 3SO₄^2– + 12H⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂О

сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:

3SO₂+ Cr₂O₇^2–+ 2H⁺ = 3SO₄^2–+ 2Cr³⁺ + H₂О.

6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления, уравнивают их количества слева и справа, записывают молекулярное уравнение реакции:

3SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO_{4 (разб)} = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н⁺; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН^- и образуется одна молекула воды.

В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н⁺ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н₂О и образуются два иона ОН^-(табл.2).

Таблица 2

Баланс атомов кислорода

в окислительно-восстановительных реакциях

число атомов кислорода в исходных веществах	среда
кислая	нейтральная	щелочная
избыток	O^2–+ 2Н^+→ Н2О	O^2–+H2О→2OH^-	O^2–+H2О→2OH^-
недостаток	Н2О→ O^2–+ 2Н^+	Н2О→ O^2–+ 2Н^+	2OH^-→O^2–+Н2О

 

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте:

3Cu + 2HNO_{3(окислитель)} + 6HNO_{3(среда)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

или 3Cu + 8HNO_3(разб) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия: 6HCl_{(вос-тель)} + K₂Cr₂O₇ + 8HCl_(среда) = 2CrCl₃ + 3Cl₂ +2KCl + 7H₂O

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

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций, используют основные стехиометрические законы химии, и, в частности, закон эквивалентов, учитывая, что число эквивалентности окислителя равно числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя, а число эквивалентности восстановителя равно числу электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя.

 

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия водных растворов следующих соединений: а) NaOH и H₂SO₄; б) FeS и HCl; в) CuSO₄ и Na₂S; г) CH₃COOH и KOH; д) CuSO₄ и NaOH.

Решение:

1. Записываем уравнения соответствующих реакций (а, б, в, г, д) в виде молекул и расставляем коэффициенты.

2. Записываем эти же уравнения, но сильные электролиты пишем в форме ионов, а слабые электролиты, труднорастворимые соединения, газообразные вещества – в форме молекул.

3. Исключаем из левой и правой частей уравнений одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение, выражающее сущность данной реакции.

4. Проверяем запись уравнения по равенству сумм электрических зарядов в левой и правой частях уравнения.

Ионообменные реакции могут протекать обратимо и необратимо. Равновесие, которое устанавливается при взаимодействии растворов электролитов, смещается в направлении образования труднорастворимого вещества, газа, слабого электролита, комплексного иона.

а) 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O;

2Na⁺ + 2OH^-+ 2H⁺+ SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2-+ H₂O;

H⁺ + OH ^- = H₂O.

б) FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑;

FeS+2H⁺ + 2Cl^- = Fe²⁺ + 2Cl^- + H₂S↑;

FeS + 2H⁺ = Fe²⁺+ H₂S↑.

в) CuSO₄ + Na₂S = CuS↓+ Na₂SO₄;

Cu²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + S^2-= CuS↓+ 2Na⁺ + SO₄^2-;

Cu^2-+S^2-=CuS↓.

г) CH₃COOH + KOH = CH₃COOK+H₂O;

CH₃COOH + K⁺+OH^- = CH₃COO^-+K⁺+H₂O;

CH₃COOH + OH ^- = CH₃COO^- +H₂O.

д) CuSO₄ + 4NaOH = Na₂[Cu(OH)₄]+Na₂SO₄;

Cu²⁺ + SO₄^2- + 4Na⁺ + 4OH^- = 2Na⁺ + [Cu(OH)₄]^2-+ 2Na⁺ + SO₄^2-;

Cu²⁺ + 4OH^- = [Cu(OH)₄]^2-.

Задача 2. Запишите следующие ионно-молекулярные уравнения реакций в молекулярной форме:

а) 3Ca²⁺+2PO₄^3- =Ca₃(PO₄)₂; б) Ba²⁺+ SO₄^2- = BaSO₄;

в) CaCO₃+2H⁺=Ca²⁺+H₂O+CO₂; г) H⁺+OH^- = H₂O;

д) Cu²⁺+4NH₄OH=[Cu(NH₃)₄]²⁺+4H₂O.

Решение: используя данные таблицы растворимости солей и оснований в воде, записываем уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме:

а) 3Ca(NO₃)₂+2Na₃PO₄= Ca₃(PO₄)₂↓+6NaNO₃;

б) BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl;

в) CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO_2­;

г) HCl + NaOH = NaCl + H₂O;

д) CuSO₄ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄]SO₄+4H₂O.

Если при смешении растворов электролитов не образуются осадки, газообразные вещества, слабые электролиты, то химическое взаимодействие не происходит, а в растворе находится лишь смесь ионов.

Задача 3. Определите степень окисления хлора в соединениях NaCl, NaClO, NaClO₃, NaClO₄ и объясните, какое из них является только окислителем, только восстановителем, а какие могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение: вычислим степень окисления хлора в этих соединениях, исходя из электронейтральности молекулы и зная, что степень окисления кислорода равна –2, а натрия +1:

_{+1 -1 +1 +1 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2}

NaCl, NaClO, NaClO₃, NaClO₄.

Вещество выполняет только восстановительную функцию, то есть является безусловным восстановителем в том случае, когда его молекула содержит атом, находящийся в низшей степени окисления, и возможен только процесс отдачи электронов. Для неметаллов минимальное значение степени окисления соответствует числу электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня, со знаком «минус»: 8 – N, где N – номер группы периодической системы, в которой находится этот элемент. Для хлора минимальная степень окисления равна –1, поэтому это вещество может проявлять только восстановительные свойства за счет атома хлора.

Атом элемента в высшей степени окисления способен только присоединять электроны и является только окислителем. Максимальная степень окисления равна общему числу валентных электронов со знаком «+» или, в общем виде, «+N». Для хлора значение максимальной степени окисления соответствует +7. Поэтому NaClO₄ может проявлять только окислительные свойства. Соединения NaClO₃ и NaClO содержат атомы хлора в промежуточных степенях окисления (+5 и +1 соответственно), поэтому в зависимости от условий они могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Например:

NaCl⁺⁵O₃+3H₂SO₃=NaCl^-1+3H₂SO₄, (NaClO₃ – окислитель);

NaCl⁺⁵O₃+I₂+H₂O=NaCl⁺⁷O₄+2HI, (NaClO₃ – восстановитель).

Задача 4. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Cr₂(SO₄)₃+Cl₂+KOH K₂CrO₄+KCl+K₂SO₄+H₂O.

Определите окислитель и восстановитель, запишите процессы окисления и восстановления.

Решение: определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ; обратите внимание, что реакция протекает в щелочной среде (KOH).

Cr⁺³₂(S⁺⁶O^-2₄)₃+Cl⁰₂+K⁺¹O^-2H⁺¹→ K⁺₂Cr⁺⁶O^-2₄+K⁺¹Cl^-1+K⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄+H⁺¹₂O^-2.

Выпишем атомы элементов, изменивших свои степени окисления, и определим число отданных и присоединённых электронов:

2Сr⁺³ – 6 e → 2Cr⁺⁶ ½ 2 ½ 3 – процесс окисления, Сr⁺³ - восстановитель;

Cl⁰₂+ 2 e → 2Cl^-1 ½ 6 ½ 1 – процесс восстановления, Cl⁰₂ – окислитель.

Полученные коэффициенты расставляем в уравнении перед соответствующими молекулами, а остальные коэффициенты подбираем обычным способом, исходя из равенства количества атомов в левой и правой частях. В последнюю очередь проверяем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения:

Сr₂(SO₄)₃+3Cl₂+16KOH=2K₂CrO₄+6KCl+3K₂SO₄+8H₂O.

Литература

1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Химия, 2006. – 720 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л. Химия, 1985. – 264 с.