- •Министерство образования Республики Беларусь
- •1 Основные понятия
- •2 Прогнозирование окислительно–восстановительных возможностей веществ по степеням окисления элементов
- •2.1 Окислительно–восстановительные свойства простых веществ
- •2.2 Окислительно–восстановительные свойства сложных веществ
- •3 Основные типы окислительно–восстановительных реакций
- •4 Определение возможности окислительно-восстановительных
- •5 Выбор окислителя (восстановителя) с помощью таблиц электродных потенциалов. Определение преимущественного направления окислительно-восстановительных реакций
- •6 Диаграммы Латимера
- •7 Влияние кислотности среды
- •Если в реакции участвуют оксосоединения, то большие окислительные их свойства проявляются в кислой среде, а большие восстановительные – в щелочной.
- •8 Прогнозирование продуктов окислительно–восстановительных
- •9 Реакции диспропорционирования в водных растворах
- •10 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •10.1 Составление материального баланса в полуреакциях
- •Баланс по водороду в кислой среде делают, добавляя соответствующее число
- •10.2 Электронный баланс в полуреакциях
- •10.3 Молекулярные уравнения окислительно–восстановительных реакций
- •Задания для самоподготовки и варианты контрольных работ
- •I. Определите степени окисления элементов в заданных веществах и на их
- •II. С помощью таблиц электродных потенциалов подберите не менее трех
10.1 Составление материального баланса в полуреакциях
Баланс начинают с элементов, меняющих степени окисления. В примере 1(а), рассмотренном выше, такой баланс не требуется, т.к. в первой полуреакции слева и справа – равное число атомов висмута, а во второй полуреакции – равное число атомов марганца.
В примере 1(б) такой баланс необходимо сделать и по хрому (в первой полуреакции), и по углероду (во второй полуреакции):
Cr2O72– 2Cr3+
H2C2O4 2CO2
Баланс по другим элементам, входящим в состав окислителя (восстановителя) и продуктов их превращения, чаще всего включает баланс по кислороду и по водороду.
В водных растворах баланс по этим элементам выполняют:
_ в кислой среде – с помощью молекул воды и ионов водорода,
– в щелочной среде – с помощью молекул воды и гидроксид–ионов,
– в нейтральной среде – с помощью молекул воды и ионов H+ или OH–.
Если среда кислая, то баланс по кислороду делают, добавляя соответствующее число молекул H2O в ту часть полуреакции, где дефицит кислорода, а в противоположную часть полуреакции добавляют удвоенное число ионов Н+.
Примеры
а) BiO3– Bi3+
В правой части полуреакции недостает трех атомов кислорода – вводим их, с помощью трех молекул H2O, добавляя при этом в левую часть шесть ионов H+:
BiO3– + 6H+ Bi3+ + 3H2O
б) MnO2 MnO4– В этой полуреакции – дефицит кислорода в левой части (на два меньше, чем в правой части), поэтому в левую часть полуреакции добавляем две молекулы H2O, а в правую часть – четыре иона H+:
MnO2 + 2H2O MnO4– + 4H+
в) Cr2O72– 2Cr3+
После баланса по хрому (см. выше) делаем баланс по кислороду: в правой части недостает семи атомов кислорода, поэтому вправо добавляем семь молекул H2O и влево, соответственно – четырнадцать ионов H+:
Cr2O72– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O
г) H2C2O4 2CO2
В этом примере после баланса по углероду оказался сбалансированным и кислород (по четыре атома слева и справа). Однако пока нет баланса по водороду.
Баланс по водороду в кислой среде делают, добавляя соответствующее число
ионов H+ в ту часть полуреакции, где имеется дефицит атомов водорода.
В нашем примере в левой части имеются два атома водорода, а в правой их нет – дописываем в правую часть 2H+: H2C2O4 2CO2 + 2H+
д) As2O3 AsH3
В этой полуреакции необходимо сделать баланс и по мышьяку, меняющему степень окисления, и по кислороду, и по водороду. После баланса по мышьяку и кислороду, как описано ранее, получим: As2O3 + 6H+ 2AsH3 + 3H2O
При этом справа остались еще три атома водорода, поэтому добавим в левую часть полуреакции еще три иона H+ и тогда получим окончательно:
As2O3 + 9H+ 2AsH3 + 3H2O
Если среда щелочная, то баланс по кислороду делают, добавляя соответствующее число молекул H2O в ту часть полуреакции, где кислород в избытке, а в противоположную часть – удвоенное число ионов OH–.
Примеры
а) NO NO3–
В правой части полуреакции два атома кислорода – в избытке, поэтому добавляем в правую часть две молекулы H2O, а в противоположную часть – четыре иона OH–, в результате получим: NO + 4OH– NO3– + 2H2O
б) ClO3– Cl–
В этом примере избыток кислорода в левой части полуреакции – добавляем влево три молекулы H2O, а вправо – шесть ионов OH–, в результате получим:
ClO3– + 3H2O Cl– + 6OH–
Баланс по водороду в щелочной (и нейтральной) среде делают, добавляя соответствующее число молекул H2O в ту часть полуреакции, где имеется дефицит атомов водорода, а в противоположную часть – такое же число ионов OH–
Примеры
а) P PH3
В левой части полуреакции не хватает трех атомов водорода, поэтому добавляем влево три молекулы H2O, а вправо – три иона OH–
б) NO3– NH3
В этой полуреакции левая и правая части различаются по числу атомов и кислорода, и водорода. После баланса по кислороду получим:
NO3– + 3H2O NH3 + 6OH– – при этом справа остались несбалансированными еще три атома водорода, поэтому добавим в левую часть полуреакции еще три молекулы H2O, а в правую – еще три иона OH–, и тогда получим окончательно
NO3– + 6H2O NH3 + 9OH–
Нередки случаи, когда материальный баланс по водороду и кислороду в щелочной среде можно сделать одновременно с помощью только гидроксид–ионов, например в полуреакции Zn [Zn(OH)4]2– для обеспечения материального баланса достаточно добавить влево четыре иона OH–: Zn + 4OH– [Zn(OH)4]2–
В следующем примере этот прием не так очевиден, но также реализуется:
P + 2OH– H2PO2–
Если среда нейтральная.
Обратите внимание, что в нейтральной среде источник ионов H+ и OH– – молекулы воды. В этих случаях баланс по кислороду делают, добавляя соответствующее число H2O в левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции. Если в результате H2O оказалась там, где кислород в недостатке, то в противоположную часть добавляют удвоенное число H+, если кислород был в избытке, то в противоположную часть добавляют удвоенное число OH–
Такой прием уменьшает вероятность типичной для нейтральной среды ошибки, когда в молекулярном уравнении в продуктах оказываются одновременно и кислота, и щелочь.
Примеры
Для реакции KMnO4 + KNO2 + H2O MnO2 + KNO3 + KOH можно
составить две идентичные схемы превращений:
а) MnO4– MnO2 б) NO2– NO3–
NO2– NO3– MnO4– MnO2;
Начнем с варианта (а): для баланса по кислороду добавим молекулы H2O в левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции:
а) MnO4– + H2O MnO2
NO2– NO3– + H2O
При этом оказалась ситуация, рассмотренная ранее при балансе по кислороду в щелочной среде (воду добавили в ту часть полуреакций, где кислород в избытке). Тогда число молекул H2O должно быть равно числу избыточных
атомов кислорода, и в противоположную часть необходимо добавить удвоенное число ионов OH–. Окончательно получим:
а) MnO4– + 2H2O MnO2 + 4OH–.
NO2– + 2OH– NO3– + H2O
В варианте (б) для баланса по кислороду также добавим молекулы H2O в левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции:
б) NO2– + H2O NO3–
MnO4– MnO2 + H2O
В этом случае H2O оказалась в той части полуреакций, где дефицит кислорода. Подобно тому, как это рассмотрено ранее для кислой среды, число молекул H2O должно равняться числу недостающих атомов кислорода, и в противоположную часть следует добавить удвоенное число ионов H+:
NO2– + H2O NO3– + 2H+
MnO4– + 4H+ MnO2 + 2H2O
Следует отметить, что описанные здесь приемы составления материального баланса — чисто технические и совсем не обязательно отражают действительный механизм переноса атомов из одних молекул или ионов в другие.
Комплексные соединения в окислительно–восстановительных реакциях
Примеры
а) Pt + HNO3 + HCl H2[PtCl6] + NO + H2O
Напишем полуреакции, соответствующие заданному превращению:
Pt [PtCl6]2– Для баланса по хлору в первой полуреакции
NO3– NO достаточно в правую ее часть добавить 6Cl–
Во второй полуреакции баланс по кислороду выполняется, как было
показано ранее (для кислой среды). В результате получим:
Pt + 6Cl– [PtCl6]2–
NO3– + 4H+ NO + 2H2O
б) Si + HNO3 + HF H2[SiF6] + NO + H2O
Si + 6HF [SiFl6]2– + 6H+ В отличие от предыдущего примера источник
NO3– + 4H+ NO + 2H2O лигандов HF – слабый электролит