Электронный баланс в полуреакциях


Следует иметь в виду, что в отличие от метода электронного баланса степени окисления элементов в полуреакциях не показывают. Число электронов, участвующих в окислении (восстановлении), определяют по разнице зарядов всех ионов в левой и правой частях полуреакций.

 

Пример: MnO4 + 4H+ ® MnO2 + 2H2O

NO2 + H2O ® NO3 + 2H+

В первой полуреакции сумма зарядов ионов слева (+3) а справа – «ноль»; для баланса по заряду необходимо добавить в левую часть три электрона:

MnO4 + 4H+ + 3e ® MnO2 + 2H2O

Во второй полуреакции сумма зарядов ионов в левой части равна (–1), а в правой – (+1). Для баланса по заряду в правую часть необходимо добавить два электрона:

NO2 + H2O ® NO3 + 2H+ + 2e

Далее необходимо выполнить условие, что в окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Очевидно, что для этого в рассматриваемом примере окислитель и восстановитель необходимо взять в соотношении 3:2 – введем в ионно-электронные уравнения соответствующие множители:

MnO4 + 4H+ + 3e ® MnO2 + 2H2O |2

окль |

NO2 + H2O ® NO3 + 2H+ + 2e |3

в–ль

На основании полученной схемы напишем ионно-молекулярное уравнение окислительно–восстановительной реакции: исходными веществами в нем будут левые части обеих полуреакций, а продуктами – правые их части:

3MnO4 + 12H+ + 2NO2 + 2H2O ® 3MnO2 + 6H2O + 2NO3 + 4H+

После сокращения одноименных H2O и H+ получим ионно–молекулярное уравнение реакции:

3MnO4 + 2NO2 + 8H+ ® 3MnO2 + 2NO3 + 4H2O

Примечание: Одноименные молекулы H2O можно сокращать всегда. Ионы водорода сокращают только в тех случаях, когда среди продуктов нет анионов (также как «одноименные» гидроксид-ионы сокращают только в случаях, когда в продуктах нет катионов). Если это условие не выполняется, то сокращение одноименных H+ или OH лучше сделать позже, в молекулярном уравнении реакции.

 

Молекулярные уравнения окислительно–восстановительных реакций

При составлениимолекулярного уравнения в левую и правую часть ионно–молекулярного уравнения дописывают ионы, не участвовавшие в окислении–восстановлении (и поэтому не включенные ранее в полуреакции).

Например, для реакции KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® … при переходе от полного ионно–молекулярного уравнения

2MnO4 + 3NO2 + 2H+ ® 2MnO2 + 3NO3 + H2O к молекулярному уравнению 2KMnO4 + 3KNO2 + H2SO4 ® …

видим, что в левой части появились дополнительно 5K+ и SO42– (они выделены шрифтом). Эти ионы необходимо дописать в правую часть ионно-молекулярного уравнения: … ® 3MnO2 + 2NO3 + 4H2O + 5K+ + SO42–.

После соединения катионов с анионами в правой части получим окончательное молекулярное уравнение реакции:

2KMnO4 + 3KNO2 + H2SO4 ® 2MnO2 + 3KNO3 + K2SO4 + H2O

 

В следующем примере покажем возможности ионно-электронного метода в определении продуктов реакции при нескольких возможных их вариантах. Так, ранее были показаны три пути восстановления хромат-ионов в зависимости от pH. Возможны ли другие продукты? Проверим, какой вариант реализуется в следующем случае:

K2CrO4 + SO2 + H2O ®...

Составим полуреакции: CrO42– + 4H2O + 3e ® Cr3+ + 8OH |2

SO2 + 4OH® SO42– + 2H2O + 2е |3

Ионно-молекулярное уравнение:

2CrO42– + 2H2O + 3SO2 = 2Cr3+ + 4OH+ 3SO42–

Составляем молекулярное уравнение, дописывая вправо дополнительные ионы:

2K2CrO4 + 3SO2 + 2H2O ® 2Cr3+ + 4OH+ 3SO42– (4K+)

После соединения ионов в правой части получим окончательно:

2K2CrO4+ 3SO2 + 2H2O ® [Cr(OH)2]2SO4 + 2K2SO4

Влияние кислотности среды на окислительно–восстановительные свойства веществ и на направление окислительно-восстановительных реакций

Влияние кислотности среды на окислительно–восстановительные свойства веществ необходимо учитывать в нескольких аспектах:

а) в зависимости от кислотности среды могут менятьсяхимическая формаи, соответственно, свойства веществ (как исходных, так и продуктов реакции).

Например, типичный окислитель Cr(+6) в щелочных средах существует в форме хромат–ионов, а в кислых средах – дихромат-ионов. Сильные окислительные свойства проявляют дихроматы, но не хроматы.

Хром(+3) в кислых средах существует в виде катионов Cr3+, в слабощелочной среде – в виде Cr(OH)3, в сильнощелочной – в виде [Cr(OH)4]. При этом Cr3+ проявляет очень слабые восстановительные свойства, а Cr(OH)3 и [Cr(OH)4] окисляются довольно легко;

б) ионы водорода (или гидроксид–ионы)могут участвовать в окислительно–восстановительном превращении заданных веществ, и поэтому их концентрация влияет на равновесие (в соответствии с принципом Ле Шателье).

Например, превращение 2Cl « Cl2 + 2e от pH не зависит, т.к. химическая форма исходного вещества и продукта не зависит от pH, и ионы H+ или OH в равновесии не участвуют.

Однако окисление нитрит–ионов, например,

NO2 + H2O « NO3 + 2H+ + 2e зависит от pH, причем по двум причинам:

– во-первых, в кислой среде нитрит-ионы преимущественно связаны, и в реакции участвуют не NO2, а молекулы HNO2 (т.е. меняется химическая форма): HNO2 + H2O « NO3 + 3H++2e,

– во-вторых, в равновесии участвуют ионы H+; и их влияние можно оценить с помощью принципа Ле–Шателье: увеличение с(H+) смещает равновесие влево (восстановительные свойства HNO2 уменьшаются).

Если в реакции участвуют оксосоединения, то большие окислительные их свойства проявляются в кислой среде, а большие восстановительные – в щелочной.

 

в) с изменением pH может меняться путь превращения окислителя (восстановителя).

Например, сильно зависят от pH варианты восстановления перманганат–ионов: в кислой среде продуктом их восстановления будут ионы Mn2+, в нейтральной и слабощелочной (или слабокислой) – MnO2, в сильнощелочной – ионы MnO42–.

Перечисленные выше эффекты нередко оказываются существенными при выполнении эксперимента. Так, рассмотренные особенности восстановления перманганата калия необходимо учитывать в количественном анализе (перманганатометрии): этот окислитель применяют только в сильно кислых растворах.

Очевидно, что выбор кислотности среды должен быть составной частью решения задачи по подбору окислителя (восстановителя) в заданном превращении вещества.



Дата добавления: 2020-07-18; просмотров: 337;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.01 сек.