Уравнения полуреакций окисления и восстановления с учетом характера среды

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Составление уравнений полуреакций окисления с учетом кислотности среды

Задача 625.
Составить уравнения полуреакций окисления с учетом кислотности среды:
;; .
Решение:

Задача 626.
Закончить уравнения реакций:
а) Mn(OH)₂ + Cl₂ + KOH = MO₂ +
б) MnO₂ + O₂ + KOH = K₂MnO₄ +
в) FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ =
г) NaAsO₂ + I₂ + NaOH = Na₃AsO₄ +
Решение:
а) Mn(OH)₂ + Cl₂ + KOH = MO₂ +
Одна молекула Mn(OH)₂ превращается в один ион Mn 2+ и два иона OH — :

Источником кислорода для протекания процесса превращения Mn 2+ в MnO₂ служат ионы OH — в щелочной среде. Окислителем данного процесса являются атомы хлора из молекул Cl₂.

Марганец повышает свою степень окисления от +4 до +6, т. е. проявляет свойства восстановителя, а кислород понижает свою степень окисления от 0 до -2, проявляя свойства окислителя.

Молекулярная форма процесса:

2Fe 2+ + Br₂ 0 = 2Fe 3+ + 2Br —

Молекулярная форма процесса:

г) NaAsO 2 + I 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 +

AsO 2- + I₂ 0 + 4OH — = AsO₄ 3- + 2I — + 2H₂O

Видео:Решение ОВР методом полуреакцийСкачать

Метод полуреакций — составление уравнений ОВР

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух «половинок» — в ходе ОВР идут два процесса — процесс окисления вещества-восстановителя и процесс восстановления вещества-окислителя. Оба эти процесса могут быть описаны соответственными ионными уравнениями, которые потом можно суммировать и получить итоговое общее ионное уравнение реакции, а потом записать молекулярное уравнение.

В качестве примера составим уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде методом полуреакций. Ранее это уравнение было составлено методом электронного баланса.

В ходе реакции происходит разложение молекул сероводорода на серу и водород, о чем свидетельствует постепенное помутнение раствора перманганата калия (сера выпадает в осадок). Процесс окисления сероводорода запишем в виде уравнения полуреакции окисления:

Поскольку в левой и правой частях схемы кол-во атомов серы и водорода равно, то стрелку можно заменить на знак равенства, уравняв предварительно число зарядов в исходном веществе и продуктах реакции:

Параллельно с помутнение раствора идет и смена его окраски — из малинового раствор становится бесцветным,что объясняется переходом ионов MnO₄ — , имеющих малиновую окраску, в практически бесцветный катион марганца Mn 2+ . Эта полуреакция восстановления выражается схемой:

А куда же делся атом кислорода? — обязательно спросит внимательный читатель. В кислой среде атом кислорода, входящий в состав иона, соединяется с атомами водорода, выделяющимися в ходе полуреакции окисления, образуя молекулу воды, при этом, поскольку из одного иона освобождается аж 4 атома кислорода, то для их связывания требуется 8 атомов водорода:

Чтобы уравнять заряды в левой и правой части схемы, в левую часть надо добавить 5 электронов (в левой части сумма зарядов +7, а в левой +2):

Для получения суммарного уравнения реакции, необходимо почленно сложить две полуреакции, предварительно уравняв кол-во отданных и полученных электронов, по аналогии с методом электронного баланса:

Проверяем кол-во атомов и заряды в левой и правой частях суммарного уравнения, они равны, значит уравнение составлено правильно (водорода — по 16 атомов; серы — по 5; марганца — по 2; кислорода — по 8; заряды — по +4).

Чтобы перейти от ионного уравнения к молекулярному, надо в левой части подобрать к катионам и анионам их «пары» — анионы и катионы соответственно, после чего подобранные ионы записать и в правую часть уравнения, после этого ионы объединяются в молекулы, и получается молекулярное уравнение.

Результат аналогичен уравнению, полученному методом электронного баланса.

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций

• На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
• Сильные электролиты записываются в виде ионов.
• Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок — в виде молекул.
• Продукты реакции между восстановителем и окислителем устанавливаются по справочникам или по «шпаргалке», приведенной на странице «Определение продуктов ОВР» (это самый сложный этап для начинающих).
• Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
• Что делать с кислородом:
  • Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то «лишний» кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O -2 +2H + =H₂O); в нейтральных растворах — в гидроксид-ионы: O -2 +H₂O=2OH — ;
  • Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то «недостающий» кислород «забирается» из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H₂O=O -2 +2H + ; в щелочных растворах — за счет гидроксид-ионов: 2OH — =O -2 +H₂O.
• В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.

Достоинства метода полуреакций:

• Работают с реально существующими ионами (MnO₄ — ), а не виртуальными (Mn +7 ).
• Нет необходимости знать степени окисления атомов.
• Прослеживается роль среды, в которой происходит взаимодействие веществ.
• Не нужно знать все продукты реакции, они выводятся «сами собой» в процессе составления уравнения.

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Составление уравнения реакции серы с азотной кислотой:

• S+HNO₃
• S 0 → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя.
• NO₃ — → NO — процесс восстановления окислителя.
• Приводим в «порядок» первую полуреакцию окисления:
  • S 0 → SO₄ 2- — отличник должен здесь спросить, откуда справа взялся кислород? Немного терпения, сейчас все станет ясно.
  • в правую часть схемы, где присутствует избыток кислорода, добавляется катион водорода:
    S 0 → SO₄ 2- +H +
  • у внимательного читателя тут же должен возникнуть вопрос — а откуда взялся катион водорода? Отвечаем: из молекулы воды, которая добавляется в левую часть схемы:
    S 0 +H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Вот теперь настало время уравнять в обеих частях схемы кислород, который, теперь понятно, откуда взялся:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Теперь надо уравнять водород:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +8H +
  • С атомами элементов в обеих частях схемы полный порядок, осталось разобраться с зарядами — в левой части заряд нулевой; в правой: (-2)+8(+1)=+6:
    S 0 +4H₂O-6e — → SO₄ 2- +8H +
• Делаем аналогичную работу со второй полуреакцией восстановления:
  • NO₃ — → NO
  • Добавляем водород, в левую часть, где присутствует «лишний» кислород:
    NO₃ — +H + → NO
  • В правую часть добавляем воду:
    NO₃ — +H + → NO+H₂O
  • Уравниваем кислород:
    NO₃ — +H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем водород:
    NO₃ — +4H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем заряды:
    NO₃ — +4H + +3e — → NO+2H₂O
• Уравниваем кол-во электронов, которые были отданы и приняты в двух полуреакциях:
• Суммируем левые и правые части, предварительно умножив на коэффициент (2) члены второй полуреакции:
• Проводим сокращение одинаковых членов в левой и правой частях схемы и добавляем в пару к анионам «нужные» катионы, чтобы образовались молекулы, в нашем случае это будут молекулы азотной и серной кислоты, для этого мы добавим катион водорода (2H + ):
• Суммарное молекулярное уравнение:
  S+2HNO₃ = H₂SO₄+2NO — в результате взаимодействия серы с азотной кислотой получается серная кислота и оксид азота (II).

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

«Фокус» уравнивания кол-ва атомов кислорода и водорода для уравнений ОВР в щелочной среде заключается в следующем:

• Вода (H₂O) добавляется в ту часть полуреакции, в которой присутствует избыток кислорода.
• Соответственно, в противоположную часть уравнения-схемы добавляется удвоенное число гидроксид-ионов (OH — ).
• Перед формулой молекулы воды ставится коэффициент, уравнивающий разницу кол-ва атомов кислорода в левой и правой частях полуреакции.
• Перед формулой гидроксид-иона ставится удвоенный коэффициент.
• Восстановитель присоединяет атомы кислорода из гидроксид-ионов.

• MnO₂+KClO₃+KOH → ?
• MnO₂ → MnO₄ 2- оксид марганца является восстановителем, он будет связывать гидроксид-ионы.
• Поскольку в правой части схемы килорода больше (на 2 атома), то вода добавляется сюда же, перед ее формулой ставится коэффициент 2, соответственно, в левую часть схемы полуреакции добавляют 4 гидроксид-иона:
  MnO₂+4OH — → MnO₄ 2- +2H₂O
• Уравниваем заряды:
  MnO₂+4OH — -2e — → MnO₄ 2- +2H₂O
• ClO₃ — → Cl — — полуреакция восстановления.
• Избыток кислорода (3 «лишних» атома) находится в левой части схемы полуреакции, сюда же добавляем и 3 молекулы воды, а в правую часть 6 гидроксид-ионов:
  ClO₃ — +3H₂O → Cl — +6OH —
• Уравниваем заряды:
  ClO₃ — +3H₂O+6e — → Cl — +6OH —
• Уравниваем в полуреакциях кол-во отданных и принятых электронов (6 и 2 сокращаем на 2), и получаем суммарное уравнение, путем сложения двух уравнений полуреакций:
• Проводим сокращение подобных слагаемых и добавляем катионы калия, чтобы перейти к молекулярной форме уравнения реакции:
• Молекулярное уравнение реакции:
  3MnO₂+6KOH+KClO₃ = 3K₂MnO₄+3H₂O+KCl

Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды

Среду нейтральной можно счситать лишь условно, в любом случае, среда будет либо слабощелочной, либо слабокислотной.

Составляя уравнение ОВР методом полуреакций для нейтральной среды, одну полуреакцию составляют, как для кислотной среды — в левую часть схемы добавляют молекулу воды, в правую — катион водорода), вторую — как для щелочной (в левую часть добавляют молекулу воды, в правую — гидроксид-ион).

• Na₂SO₃+KMnO₄+H₂O
• SO₃ 2- → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя;
• MnO₄ — → MnO₂ — процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃ 2- +MnO₄ — → SO₄ 2- +MnO₂+.
• Составляем уравнения полуреакций:
• Молекулярное уравнение:

Еще один пример:

• S+KMnO4 → ?
• S → SO₄ 2-
• MnO₄ — → MnO₂
• Первую полуреакцию оформляем, как для кислотной среды; вторую — как для щелочной:
• Сокращаем обе части равенства на 8 молекул воды, и добавляем катионы калия:
• Молекулярное уравнение:
  S+2KMnO₄ = K₂SO₄+2MnO₂

Более подробно составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций в различных средах рассмотрено на странице Влияние среды на протекание ОВР.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Видео:Основы метода полуреакций для 30 заданияСкачать

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Видео:ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Упрощенный подход.Скачать

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

🔍 Видео

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 5ч. 10 класс.Скачать

8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 3ч. 10 класс.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Продвинутый подход.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 6ч. 10 класс.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции в нейтральной среде. Продвинутый подход.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции с нуля!| Екатерина Строганова | 100балльный репетиторСкачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 2ч. 10 класс.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронно-ионного баланса.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции. 3 часть. 9 класс.Скачать

Как определить продукты в окислительно-восстановительных реакциях. Ч.1. Введение.Скачать

Учимся составлять электронный баланс/овр/8классСкачать

Уравнивание органических ОВР за 12 минут | ХИМИЯ ЕГЭ | СОТКАСкачать