ТОП 10:

Классификация окислительно-восстановительных реакций



В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на 3 типа:

1) Межмолекулярные

2) Дисмутационные ( диспропорционирования)

3) Внутримолекулярные

4) Компропорционированния

1.Межмолекулярные реакции окислителения-восстановления – это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ. В выше рассматриваемых реакциях окислитель и восстановитель находятся в разных веществах

Mn+4O2 + 4HCl-1 =t Cl02+ Mn+2Cl2 + 2H2O

2. Диспропорционирования – когда атомы или ионы одного и того и того же элемента , содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

4KCl+5O3 =t KCl- + 3KCl+7O4

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, т.к. степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается.

3.Внутримолекулярные – когда окислитель и восстановитель одно и тоже вещество, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов.

(N-3H4)2 Cr2+6O7 = N02 + Cr+23 O3 + 4H2O

2Hg+2O-2 = Hg0 + O02

4. Компропорционированния– реакции в которых участвуют два вещества, cодержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления

Cu0 + Cu+2Cl2 = 2Cu+1Cl

Применяются два вида составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1) Метод электронного баланса.

2) Метод полуреакций.

По методу электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, причем число электронов отданных восстановителем, должно ровняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Метод полуреакций применяется для реакций между газообразными, твердыми или жидкими веществами, протекающих без электролитической диссоциации.

Например: 1) Метод электронного баланса

+3 +7 +5 +2

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Ортомышьяковистая Ортомышьяковая

кислота кислота

Из схемы реакции видно, что степень окисления атома мышьяка до реакции +3 , после +5, степень окисления марганца изменилась от +7 до +2.

Отражаем это изменение степени окисления в электронных уравнениях.

Восстановитель As+3 – 2e- = As+5 5 процесс окисления

Окислитель Mn+7 +5e- = Mn+2 2 процесс восстановления

или методом полуреакций

MnO4- + 8H+ +5e = Mn+2 + 4H2O 2

H3AsO3 + H2O – 2e = H3AsO4 + 2H+ 5

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Найдя наименьшее общее кратное определяем, что молекул восстановителя должно быть 5, а молекул окислителя 2, т.е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении.

Уравнение будет иметь вид:

5H3AsO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H3AsO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

При составлении уравнений окислительно-восстановительной реакции соблюдают последовательность в исходных веществах записывают сначала восстановитель, затем окислитель и среду, а в продуктах реакции – продукт окисления восстановителя, продукт восстановления окислителя и побочные продукты.

2)Метод полуреакций

Правила составления уравнений ионно-электронным методом

1) Если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды:

MnО-4 + 8H+ + 5eMn+2 + 4H2O,

а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид ионов

NO-3 + 6H2ONH3 + 9OH- (нейтральная или щелочная)

MnО-4 + 2H2O +3eMnO2 + 4OH-

2) Если исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода,

I2 + 6H2O2 IO-3 + 12H+ +10e (кислая или нейтральная)

а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов, с образованием молекул воды.

CrO-2 + 4OH- = CrO-24 + 2H2O + 3e

SO3-2 + H2O – 2eSO4-2 + 2H+

SO3-2 + 2OH- -2eSO4-2 + H2O

Это же правило, но в более короткой формулировке:

1) если исходные вещества полуреакции содержат больше кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах освобождающийся кислород связывается в воду, а в нейтральных и в щелочных в гидроксид ион (OH-)

O2-+2H+ = H 2O

O2-+HOH = 2OH-

2) если исходные вещества содержат меньше атомов кислорода, чем образующие, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных за счет гидроксид - ионов.

H2O = O2-+2H+

2OH- = O2-+ H2O

 

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

+


MnO4- + e = MnO42- 2

SO3-2 + 2OH - 2e = SO4-2+H2O 1

MnO43- + SO3-2 + 2OH- = 2MnO42 -+ SO42- + H2O

Метод полуреакций (электронно – ионный метод) применяют для реакций, протекающих в растворах.

Электронно-ионные уравнения точнее отражают истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительной реакции и облегчают составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной формуле.

Ионно - электронный метод ( метод полуреакций ) – основан на составлении раздельных ионных уравнений полуреакций – процессов окисления и восстановления – с последующим их суммированием в общее ионное уравнение.

Главные этапы:

1)записывается общая молекулярная схема

K2Cr2O7 + Fe + H2SO4 Cr2(SO4)3 + FeSO4 + H2O

2)составляется ионная схема реакции. При этом сильные электролиты представлены в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы – в молекулярном виде. В схеме определяется частица, определяется характер среды ( H+,H2O или OH-)

Cr2O72- + Fe + H+ Cr3+ + Fe2+

3) Cоставляются уравнения 2-х полуреакций.

а) уравнивается число всех атомов, кроме водорода и кислорода

Cr2O72- + H+2Cr3+

Fe Fe2+

б) уравнивается кислород с использованием молекул H2O или связывания его в H2O

Cr2O72- + 14H+ 2Cr3+ + 7 H2O

в)уравниваются заряды с помощью прибавления электронов

Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7 H2O

Fe – 2eFe2+

4) уравнивается общее число участвующих электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего кратного и суммируются уравнения обеих полуреакций.

Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7 H2O 2 1

Fe – 2eFe2+ 6 3

Cr2O72- + 3Fe + 14H+ 2Cr3+ + 3Fe2+ + 7 H2O

5) записываются уравнения в молекулярной форме, с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления- восстановления.

K2Cr2O7 + 3Fe +7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + FeSO4 + K2SO4 + + 7 H2O

Достоинства метода: видна роль среды, учитывается реальное состояние частиц в реакции, но применим лишь для реакций в растворах.

 

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда. Так, например MnO-4

восстанавливается до

H+ Mn+2 бесцветный раствор

 


MnO-4 H2O MnO2 бурый осадок

Фиолето-

вый

OH- MnO42- раствор зеленого цвета

 

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия.

1)2 KMn+7O4 + 5Na2S+4O3 + 3H2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5Na2SO4 + K2SO4+3H2O

Mn+7 + 5e = Mn+2 2 ЭKMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль

S+4 -- 2e = S+6 5

(метод электронного баланса)

5Na+NO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4

MnO-4 + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O 2

NO-2 + H2O - 2e = NO-3 + 2H+ 5

2MnO-4 + 16H+ + 5NO-2 + 5H2O = 2Mn+2 + 8H2O + 5 NO-3 + 10H+

6H+ 3H2O

(метод полуреакций)

2)KMn+7O4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 Mn+4O2 + 3 Na2SO4 + 2KOH

Mn+7 + 3e = Mn +4 2

М ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль

S+4 - 2e = S+6 3

3)2 KMn+7O4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2Mn+6O4 + Na2SO4 + H2O


Mn+7 + 2e = Mn+6 2 МЭ KMnO4 = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль

S+4 -2e = S+6 1

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя– эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль

Э = M / n

Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

 

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя– эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.







Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 100.24.125.162 (0.013 с.)