ovr-sost-uravnenii-trening5640087727e77

• ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
•
ВОССТАНОВИТЕЛИ.
•
Составление уравнений реакций.
•
МАТЕРИАЛЫ ВЕБИНАРА ДЛЯ ТРЕНИНГА
• Характеристика общих свойств восстановителей
• 1. Основная функция восстановителей – отдача
электронов;
•
Отдавая электроны, восстановитель образует
окисленные формы – окислители;
• 2. Соединения с минимальной степенью окисления –
только восстановители;
• 3. Все металлы в свободном состоянии – только
восстановители, их активность может быть оценена
по ряду активности (напряжения) металлов;
• 4. Более активные металлы, стоящие в ряду
активности (напряжения) левее будут вытеснять
менее активные (стоящие правее) металлы из их
соединений;
• 5. Фтор (-1) никогда в химических реакциях не
бывает восстановителем, только в
электрохимических процессах он проявляет
восстановительные свойства;
• 6. Кислород в нулевой степени окисления выступает
в роли восстановителя только в реакции с фтором,
образуя положительную степень окисления (+2);
• 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз
восстановительные свойства элементов
усиливаются;
• 8. В малых периодах и нечётных рядах больших
периодов ПСЭ восстановительные свойства
элементов ослабевают;
• 9. В чётных рядах больших периодов ПСЭ
восстановительные свойства уменьшаются крайне
медленно;
• 10. С увеличением радиусов атомов их
восстановительная способность увеличивается;
• 11. Чем больше отрицательный заряд на частице,
тем сильнее восстановительные свойства;
• 12.Образование нерастворимых или газообразных
продуктов восстановления окислителя облегчает
процесс приёма электронов, тем самым усиливая
окислительные свойства и ослабляя
восстановительные;
• 13. Восстановительные свойства усиливаются в
щелочных средах и ослабевают в кислых;
• 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном
пространстве, восстановителей в первую очередь
и преимущественно будет реагировать самый
сильный;
• 15. Восстановительные свойства веществ
проявляются только в присутствии окислителей;
• 16. С увеличением температуры
восстановительные свойства ослабевают;
• 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их
окислительно-восстановительные свойства;
• Характеристика общих свойств
окислителей
• 1. Основная функция окислителей – приём
электронов;
•
Принимая электроны, окислитель образует
восстановленные формы – восстановители;
• 2. Соединения с максимальной степенью
окисления элемента – только окислители;
• 3. Самый сильный окислитель в ПСЭ среди простых
веществ – фтор;
• 4. Соединения в средней степени окисления
проявляют двойственные редокс-свойства;
• 5. Сила окислителей – неметаллов может быть
оценена по ряду активности (или
электроотрицательностей) неметаллов;
• 6. Более активные неметаллы, стоящие в ряду
активности левее могут вытеснять менее активные
неметаллы (стоящие правее) из их соединений;
• 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз
окислительные свойства элементов ослабевают;
• 8. В малых периодах и нечётных рядах больших
периодов ПСЭ окислительные свойства элементов
усиливаются;
• 9. С увеличением радиусов атомов их
окислительная способность ослабевает;
• 10. Чем больше положительный заряд частицы, тем
сильнее её окислительная способность;
• 11. Сила окислителя обусловливается долей
«неметалличности», привнесённой в молекулу или
ион ковалентными связями. Чем больше доля
«неметалличности», тем сильнее окислительные
свойства.
• 12.Образование нерастворимых или газообразных
продуктов восстановления окислителя облегчает
процесс приёма электронов, тем самым усиливая
окислительные свойства;
• 13. Окислительные свойства усиливаются в кислых
средах и ослабевают в щелочных;
• 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном
пространстве, окислителей в первую очередь и
преимущественно будет реагировать самый
сильный;
• 15. Окислительные свойства веществ проявляются
только в присутствии восстановителей;
• 16. С увеличением температуры окислительные
свойства усиливаются;
• 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их
окислительные свойства;
• 18.Количественно окислительно-восстановительная
способность частиц оценивается величиной
окислительного потенциала Е,В, который
характеризует силу притяжения чужих электронов и
одновременно удерживания своих. Чем более
положительное значение имеет окислительный
потенциал, тем сильнее окислитель. Для
восстановителей характерны низкие значения
окислительных потенциалов.
• 19. В кислых средах окислительные потенциалы
увеличиваются, в щелочных падают. Перевод
элемента-окислителя в осадок или связывание его в
комплекс снижает окислительный потенциал .
• 20.С увеличением температуры окислительные
потенциалы возрастают.
• СФОРМИРУЕМ РЯДЫ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ И
ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ АКТИВНОСТЕЙ
• СЛОЖНЫХ ЧАСТИЦ-ОКИСЛИТЕЛЕЙ И
• ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ В КИСЛЫХ И ЩЕЛОЧНЫХ СРЕДАХ.
Окислительная активность в кислой
среде в ряду кислородсодержащих окислителей
уменьшается слева направо:
•
MnO42-/MnO2, O3/O2, S2O82-/2SO42-, Co3+/Co2+,
NaBiO3/BiO+, H2O2/H2O, PbO2/PbSO4, NiO2/Ni2+
2HClO/Cl2, 2HBrO/Br2, HClO2/Cl-, 2BrO3-/Br2, HClO/ClMnO4-/Mn2+, PbO2/PbO, ClO3-/Cl-, BrO3-/Br-,
ClO4-/Cl-, Cr2O72-/2Cr3+, H3VO4/VO2+, VO43-/VO+,
MnO2/Mn2+, Fe3O4/3Fe2+, SeO42-/H2SeO3, JO3-/J-,
HJO/J-, HNO2/NO, NO3-/NO, NO3-/NO2, H2SeO3/Se
Для бескислородных окислителей в
кислой среде:
Co3+/Co2+, Ce4+/Ce3+, PdCl62-/PdCl42-, AuCl4/AuCl2-, Cu2+/CuJ, Fe3+/Fe2+, PtCl62-/PtCl42- ,
Cu2+/CuBr, Cu2+/CuCl, Fe(CN)63-/Fe(CN)64Окислительная активность в щелочной среде в
ряду кислородсодержащих окислителей
уменьшается слева направо:
O3/O2, ClO-/Cl-, HO2-/OH-, NO3-/NO2, ClO2-/Cl-,
Pd(OH)4/Pd(OH)3, H2AuO3-/Au, ClO3-/Cl-, BrO3-/Br-,
MnO4-/MnO2, MnO42-/MnO2, ClO4-/Cl-, BrO3-/Br2,
JO-/J-, NiO2/Ni(OH)2, BrO-/Br2, ClO-/Cl2, JO3-/J-,
Pb3O4/3PbO, PbO32-/PbO22-, Co(OH)3/Co(OH)2
Восстановительная активность в кислой среде в ряду
восстановителей уменьшается
слева направо: 2HN3/3N2, H2/2H-, H3PO2/P, Hg2J2/2Hg,
HCOOH/HCHO, P/PH3, Sn4+/Sn2+, SO2-4/H2SO3,
HCHO/CH3OH, 2NH4+/N2, Hg2Cl2/2Hg, H3PO4/H3PO3,
SO42-/H2S, Fe3+/Fe2+.
Восстановительная активность в щелочной среде в ряду
восстановителей уменьшается слева направо:
H2PO2-/P, PO43-/HPO32-, CoS/Co, Sn(OH)62-/HSnO2-, SO42/SO32-, P/PH3, SO42-/S, 2NH4OH/N2, HgS/Hg,
CuS/Cu, SO42-/S2-, Fe(OH)3/Fe(OH)2, S/S2-, SeO32-/Se,
Cu(NH3)42+/Cu, 2Cu(OH)2/Cu2O, SeO42-/SeO32-,
S4O62-/2S2O32-.
• Проследим основные закономерности в полученных
окислительных и восстановительных рядах сложных
частичек.
• 1. Окислителей значительно больше, чем восстановителей,
что свидетельствует о меньшей устойчивости
восстановителей в окружающей среде, где они постоянно
подвергаются атаке одного из самых сильных
окислителей – кислорода. Восстановителей, которые бы
угрожали окислителям в окружающей среде мало – это в
основном органические соединения и анион кислорода
воды.
• 2. Группу самых сильных окислителей в основном
образуют d-элементы и тяжёлые р-элементы в
несвойственных для них высоких положительных степенях
окисления.
• Во второй группе сильных окислителей преобладают
неметаллы также в несвойственных для них высоких
положительных степенях окисления, а также
неустойчивые молекулы в промежуточных степенях
окисления.
• 3. Группу окислителей средней силы составляют в
основном переходные металлы (d – элементы) в
средних и не очень высоких степенях окисления.
• 4.Окислители в кислой среде более активны, чем в
щелочной.
• 5.Группу очень сильных восстановителей образуют в
основном лёгкие р-элементы в отрицательных
степенях окисления;
в положительных промежуточных степенях окисления
они составляют группу восстановителей средней
силы.
• Слабыми восстановителями являются
восстановленные формы переходных металлов (dэлементы);
• 6. В щелочной среде окислительная активность
падает, а в кислой наоборот - возрастает.
• Упражнение 1 Используя составленные нами ряды
окислительной и восстановительной активностей
сложных частиц, составьте уравнения окислительновосстановительных реакций между выбранными
Вами окислителем и восстановителем в заданной
Вами же среде. Например:
• 1. Для кислой среды выбираем пары JO3-/J- и P/PH3
•
JO3- + H+ + nē = J- - окислитель;
•
PH3 - nē = P + 3H+ - восстановитель.
• 2. Уравниваем атомы и проставляем число принятых
и отданных электронов, суммируем полученные
полуреакции, учитывая электронный баланс.
•
1 Ι 3 Ι JO3- + 6H+ + 6ē = J- + 3H2O
•
2 Ι 6 Ι PH3 - 3ē = P + 3H+
• JO3- + 6H+ + 2PH3 = J- + 3H2O +2P + 6H+
• Cокращаем частицы, одинаковые в левой и правой части
уравнения (6Н+) и получаем ионно-молекулярное
уравнение реакции
• JO3- + 2PH3 = J- + 3H2O +2P
• Для составления молекулярного уравнения подбираем
подходящий катион для отрицательно заряженных
анионов или анион для положительно заряженных
катионов.
• KJO3 + 2PH3 = KJ + 3H2O +2P
РЕЗЮМЕ: Для составления уравнения реакции между
выбранными окислителем и восстановителем необходимо
определиться со средой, учесть продукты полуреакции
каждого участника, помнить, что окислитель вступает в
реакцию своей окисленной формой [O], а восстановитель
- восстановленной [B]. Соответственно, окислитель
превращается в свою восстановленную форму, а
восстановитель – в окисленную.
• :
•
•
•
•
•
•
•
•
Для щелочной среды выбираем пары JO3-/J- и
PO43-/HPO3 21 I 2 I JO3- + 3H2O + 6ē = J- + 6OH3 I 6 I HPO32- + 3OH- -2ē = PO43- + 2H2O
Уравнивание атомов в полуреакциях производим так,
чтобы не только соблюдалось равенство атомов, но и
сумм зарядов частиц в левой и правой частях
полуреакций с учётом принятых и отданных
электронов.
Учтите, что не может быть так, чтобы в полуреакциях
в щелочной среде присутствовал Н+ ,свяжите его с
дополнительной группой ОН- в воду. Если же Вам
нужен водород, возьмите его из молекулы воды и у
Вас останется группа ОН-.
JO3- +3 HPO32- + 9OH- + 3H2O = J- + 6OH- + 3PO43- + 6H2O
• Сокращаем одинаковые частицы (ОН- и Н2О) в левой
и правой частях уравнения, после чего подсчитываем
число зарядов частиц до и после реакции. Оно
должно быть одинаковым (10- и 10+).
• JO3- +3 HPO32- + 3OH- = J- + 3PO43- + 3H2O
• Для анионов подбираем подходящие катионы и
составляем молекулярное уравнение:
• NaJO3 +3Na2HPO3 + 3NaOH = NaJ + 3Na3PO4 + 3H2O
•
•
Самостоятельно сделайте выбор окислителя,
восстановителя, среды и, пользуясь составленными
рядами окислительной и восстановительной
активности, предложите уравнения нескольких
окислительно-восстановительных реакций в
различных средах.
• Упражнения 2 на знание свойств химических
веществ и составление уравнений.
• Условия: даны ряд веществ. Требуется написать
уравнения химических реакций, возможные между
этими веществами и продуктами их взаимодействия
,полученными в виде осадков или выделившихся в виде
газов .
• Определить типы реакций.
• 1. HBr, NaMnO4, NaOH, Br2;
• 2. KMnO4, H2S, MnSO4, HCl;
• 3. KMnO4, H3PO4, K2SO3, H2O, KOH;
• 4. KMnO4, K2SO3, BaCl2, HNO3(конц), Cu;
• 5. Br2, Zn, Na2Cr2O7, KOH;
•
•
•
•
•
•
•
•
6. FeCl3, K2Cr2O7, KJ, H2SO4, LiOH;
7. FeCl3, NaJ, Na2SO4, H2SO4, KOH;
8. K2CrO4, HCl, H2S, HNO3;
9. HNO3, Ca, P;
10. HNO3, Na2CO3, FeCl3, Na2S;
11. HNO3(разб.), Mg, N2, NH3;
12. HNO3, CuS, Cu(NO3)2;
13. HNO3(конц.), Al2S3, HCl, C;
• Пример решения. Задание 1.
• 1.HBr + NaOH = NaBr + H2O – реакция кислотноосновного взаимодействия (протолитическая);
• 2. 2NaOH + Br2 = NaBrO + NaBr + H2O – реакция окис• ления-восстановления (диспропорционирования);
• 3. 2NaMnO4 + 6HBr = 3Br2 + 2MnO2 +2NaOH + 2H2O –
• Окислительно-восстановительная межмолекулярная реакция;
•
2 Ι Mn+7 + 3ē = Mn+4 – окислитель;
•
3 Ι 2Br- - 2ē = Br2 – восстановитель;
• 4. 10 NaMnO4 + Br2 + 12NaOH =
•
10Na2MnO4 + 2NaBrO3 + 6H2O – окислительновосстановительная межмолекулярная реакция;
• 5. 6NaMnO4 + HBr + 7NaOH = 6Na2MnO4 + NaBrO3 + 4H2O – окис• лительно-восстановительная межмолекулярная реакция.
•
6 Ι Mn+7 + ē = Mn+6 – окислитель;
•
3 Ι Br- - 6ē = Br+5 – восстановитель.
• 6. 2 NaMnO4 + MnO2 + 4 NaOH = 3Na2MnO4 + 2H2O –
окислительно – восстановительная реакция
синпропорционирования.
•
2 I Mn+7 + ē = Mn+6 – окислитель;
•
Mn+4 - 2ē = Mn+6 – восстановитель;
ПОДСКАЗКИ ДЛЯ РЕШЕНИЙ
• Вариант 2 – Возможно написание 9 реакций, 2
из которых относятся к реакциям обмена, а 7 к окислительно-восстановительным. Реакция
сульфата марганца (+2) с соляной кислотой во
внимание не принимается, так как она не
доходит до конца и нельзя выделить один из
продуктов. Напоминаем, что химические
реакции считаются реализованными, когда
один из продуктов выводится из сферы
реакции в виде осадка, газа или
малодиссоциирующего слабого электролита
(классический пример - молекулы воды).
• Вариант 3.
• Возможно написание 13 уравнений реакций, из них
6 с исходными веществами: 3 – окислительновосстановительные в разных средах; 1 – реакция
обмена или вытеснения; 2- протолитические (
гидролиза и кислотно-основного взаимодействия).
• Из 7 других реакций 4 протекают между
заданными веществами и продуктами первичных
реакций исходных веществ: из них 3 –окислительновосстановительные и 1 – кислотно-основного
взаимодействия.
• Три следующие реакции протекают между
исходными веществами и продуктами вторичных
реакций: из них 2 реакции образования кислых
солей и одна – окислительно-восстановительная.
Реакции,продукты которых нельзя разделить во
внимание не принимаются.
• Вариант 4. Возможно написание не менее 16 –ти
реакций, из них 9- между исходными веществами,
причём 2 из них с участием 3-х заданных реагентов, а
7 – с двумя реагентами. По типу реакций 6 из них –
окислительно-восстановительные (ОВР), 1 - ОВР с
последующим осаждением одного из продуктов и 2реакции обмена (осаждения).
• С исходными веществами и продуктами первичных
реакций можно записать 7 уравнений. Из них 1 – ОВР
(соединения), 3 – межмолекулярные ОВР, 1 – реакция
обмена между солями и ещё 1 – реакция продукта с
двумя исходными веществами.
• Ещё одна ОВР протекает между исходными
веществами и продуктом вторичной реакции.
• Примечание Чтобы уравнять 2 из возможных реакций необходимо будет
представить элемент с полученной степенью окисления в разных формах,
например, 2Mn+4 в форме K2MnO3 и MnO2 или, если не хватает катионов, то
часть реагента можно взять в избытке, но этот избыток не задействовать в ОВпревращении, например, 2S+4 = S+6 и SO2.
• 2KMnO4 + 3Cu = 3CuO + MnO2 + K2MnO3
• 2CuCl2 + 2K2SO3 – Cu2Cl2 + K2SO4 + 2KCl + SO2
• Вариант 5. Возможны не менее 10 реакций, из них 6
между исходными веществами , 5 из которых ОВР (
1-соединения, 2-диспропорционирования, 1вытеснения и 1-пассивации металла, с
образованием смеси оксидов трёхвалентного хрома
и цинка , а также цинката щелочного металла). 6-я
реакция – мономеризации аниона- димера.
• Исходные вещества с продуктами первичных
реакций дадут 2 уравнения – одно ОВР и другое –
обмена.
• Исходные вещества с продуктами вторичных
реакций дадут ещё 2 уравнения – одно кислотноосновного взаимодействия, другое- ОВР в среде КОН.
• Составление уравнений окислительно
– восстановительных реакций
• Методом электронного баланса при
количестве участников более 2-х
• И методами кислородного и
•
водородного балансов
УПРАЖНЕНИЕ 3: СОСТАВЬТЕ И УРАВНЯЙТЕ
РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ЖЕЛЕЗА С
РАЗБАВЛЕННОЙ HNO3, ЕСЛИ ПРИ ЭТОМ
ВЫДЕЛЯЮТСЯ NO И NO2, ПРИЧЕМ КОЛИЧЕСТВО
NO2 В 2 РАЗА БОЛЬШЕ, ЧЕМ NO .
Fe + HNO3(разб)= 2 NO2 + NO + Fe(NO3)3
• Для подбора коэффициентов составляем
электронные уравнения:
∑ 5 Fe0 – 3 e→ Fe+3 I 3
3
N+5 + 2e→ 2N+4 I 2
3
N+5 + 3e→ N+2 I 3
• Суммируем электронные уравнения с учетом
коэффициентов
5Fe0+ 9N+5 = 5Fe+3+ 6N+4+3N+2
• Расставляем основные коэффициенты в
уравнении, учитывая, что изменили степень
окисления 9N+5 , но еще кислота требуется на
образование соли:
5Fe 0+ HNO3(разб)= 6 NO2 + 3NO + 5Fe(NO3)3 + H2O
• После чего определяем в правой части число
атомов азота, ставим коэффициент 24 перед
HNO3, после чего уравниваем водород, ставя
перед водой коэффициент 12
5Fe 0+24 HNO3(разб)= 6 NO2 + 3NO + 5Fe(NO3)3 + 12H2O
УПРАЖНЕНИЕ 4: УСТАНОВЛЕНО, ЧТО ПРИ
РЕАКЦИИ ЖЕЛЕЗА С АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ В
СМЕСИ НИТРОЗНЫХ ГАЗОВ СОДЕРЖАТСЯ 3
ОКСИДА В СООТНОШЕНИИ NO2:NO:N2O = 1:2:3
СОСТАВЬТЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ПОДБЕРИТЕ
КОЭФФИЦИЕНТЫ, ИСПОЛЬЗУЯ МЕТОД
ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА И УРАВНЯЙТЕ ЕГО.
1.Составляем проект уравнения реакции с
учетом соотношения образующихся газов:
Fe + HNO3= 3 N2О+ 2NO + Fe(NO3)3 + NO2
2. СОСТАВЛЯЕМ ЭЛЕКТРОННЫЕ
УРАВНЕНИЯ ДЛЯ ЭЛЕМЕНТОВ,
ИЗМЕНЯЮЩИХ СТЕПЕНИ
ОКИСЛЕНИЯ И НАХОДИМ
ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ
∑31
3
3
3
Fe0 – 3 e→ Fe+3
N+5 + e→ N+4
2N+5 + 6e→ 2N+2
6N+5 + 24e→ 6N+1
I 3
I 1
I 6
I 24
3.ПРОСТАВЛЯЕМ В УРАВНЕНИЕ
ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ
ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
31Fe0 + HNO3= 9 N2О+ 6NO +31Fe(NO3)3
+ H2O+3 NO2
4.НАХОДИМ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ
МАТЕРИАЛЬНОГО БАЛАНСА.
• Сначала подсчитываем число атомов азота в
правой части уравнения и полученный
коэффициент ставим перед формулой
азотной кислоты – это 120. Затем ставим
коэффициент перед формулой воды, т.к. число
атомов водорода в левой части уравнения мы
определили – это 60.
31Fe0 +120 HNO3= 9 N2О+ 6NO +31 Fe(NO3)3 +
60H2O+3 NO2
УПРАЖНЕНИЕ 5 : СОСТАВИТЬ
УРАВНЕНИЕ, ПОДОБРАТЬ
КОЭФФИЦИЕНТЫ И УРАВНЯТЬ
РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ КОНЦ.
HNO3 С СУЛЬФИДОМ МЫШЬЯКА (+3).
As2S3 + HNO3 = H3AsO4 + H2SO4 + NO
• Составляем уравнения электронного баланса:
3 2As+3 - 4e→ 2As+5
3 3S-2 - 24e→ 2S+6
∑ 28 N+5- 3e→ 2N+2
3 A 𝒔2S3 + 28HNO3 = 6H3A𝒔O4 + 9H2SO4 + 28NO
• Подсчитываем атомы Н справа – их 28, и слева –
их 36. Справа не хватает 4х атомов, поэтому мы
дописываем в левую часть уравнения молекулы
H2O.
3 As2S3 + 28HNO3 +4 H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
Упражнение 6.
Усложним нашу задачу.
• Руду, содержащую пирит FeS2 и
оксид железа (2+) FeO в
соотношении 3:1 разложили
азотной кислотой.
• Установите природу выделившихся
газов, их соотношение, составьте
суммарное уравнение реакции и
уравняйте его.
• Составляем реакцию взаимодействия
компонентов руды.
FeS2 + HNO3(конц) →Fe( NO3)3 + NO +
H2SO4
•
Составляем электронный баланс:
3
Fe+2 – 1 e → Fe+3
3
S-2 - 14e → 2S+6
∑15
N+5 + 3e → N+2
• Проставляем основные коэффициенты
для электронного баланса веществ в
уравнении, исключая HNO3, так как она
расходуется и на окисление и на
образование соли, т.е. её коэффициент
учитывает и материальный и
электронный балансы атомов в
уравнение
3FeS2 + HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4
• Подсчитываем число атомов азота в
правой части уравнения и ставим
коэффициент перед HNO3 - это 24 и в
правой – 12. Справа не достает 12
атомов Н, поэтому дописываем туда 6
молекул H2O.
3FeS2 +24 HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4+ 6H2O
• Проведем проверку правильности уравнивания,
подсчитывая число атомов кислорода слева и
справа – их 72.
• Составляем схему уравнения реакции
окисления FeO
FeO+HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ H2O
• Подбираем коэффициенты и уравниваем
уравнение
3
1
Fe+2 – 1 e→ Fe+3
N+5 + 1e→ N+4
• Коэффициенты для электронного баланса
найдены, а суммарный коэффициент HNO3,
учитывающий и электронный и материальный
балансы будет равен 4.
FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ H2O
• Уравниваем водород и проверяем
правильность коэффициентов по кислороду.
FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ 2H2O
• Теперь складываем оба полученных уравнения,
учитывая соотношение
FeS2 : FeO = 3:1
3FeS2 +24 HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + H2SO4 +6 H2O
FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ 2H2O
_____________________________________________________________________________________
3FeS2 * FeO +28 HNO3 → 4Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4
+ 8 H2O+ NO2
• Ответ: В составе нитрозных газов будут
присутствовать NO и NO2 в соотношении 15:1
Использование метода кислородного баланса при
уравнивании окислительно-восстановительных
реакций органических веществ.
В реакциях окисления органических веществ одним
из участников процесса всегда является окислитель
[O]- условный атом кислорода. Поэтому основные
коэффициенты определяются его количеством до и
после реакции.
В реакции восстановления органических веществ
вторым участником процесса является
восстановитель [H]- условный атом водорода.
Поэтому основные коэффициенты удобно
определять по водороду
Б) Восстановитель – это акцептор [O].
Упражнение 7: Уравняйте реакцию окисления
глицерина в сернокислом растворе K2Cr2O7 при
нагревании, где окисление органического
вещества протекает до альдегида.
1.Записываем схему взаимодействия веществ
HOCH2- CHOH-CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 = HOCH2CHOH-CHO + Cr2(SO4)3
2. Составляем уравнение кислородного баланса,
исходя из правил:
А) Окислитель – поставщик [O]
Б) Восстановитель - акцептор [O]
•
1 Ι K2Cr2O7 + H2SO4 = 3[O]+ K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + 4 H2O
3 Ι C3H8O3 +[O] = C3H6O3 + H2O
Подбираем коэффициенты так, чтобы число
отданных [O] было равно числу принятых [O],
суммируем полуреакции окислителя и
восстановителя, при этом [O] в левой и в правой
части уравнения сокращаются
3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3 C3H6O3+ Cr2(SO4)3 + K2SO4
+ 7H2O
Упражнение 8: Теперь уравняем это уравнение методом
«водородного баланса», исходя из правил :
А) Восстановитель - поставщик [H].
Б)Окислитель – акцептор [H].
Восстановителем всегда является органическое вещество.
1
2 K2Cr2O7 + H2SO4 + 6[H]= K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + 7 H2O
3
6 C3H8O3 = C3H6O3 + [H]
Место для формулы.
Суммируем обе реакции полуреакции, подбирая
коэффициенты так, чтобы число принятых [H] было
равно числу отданных. При этом [H] в левой и правой
части суммарного уравнения должны сократиться.
Примечание: При подборе коэффициентов
кислородного баланса вначале уравниваются
•
катионы,
затем кислотные остатки, затем
атомы кислорода, связанные в воду, и наконец
восстановитель [H].
3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 +6[H] = 3 C3H6O3+
Cr2(SO4)3 + K2 SO4 + 7H2O + 6[H]
Затем сокращаем [H] слева и справа и
получаем :
3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3 C3H6O3+ Cr2(SO4)3 +
K2 SO4 + 7H2O
Упражнение 9: Предлагаем самостоятельно для
закрепления материала методами кислородного и
водородного балансов уравнять следующие реакции:
Окисление CH3C(CH(CH3)2) = CHCH(OH)CH3 дихроматом
калия в сернокислой среде.
Окисление симм-диизопропил этилена в щелочной
среде перманганатом калия.
Окисление метилэтилизопропилметанола до
соответствующих карбоновых кислот и кетона в
сернокислой среде оксидом хрома (+6).
Решение: Третичный атом углерода, при котором стоит
гидроксогруппа содержит радикал метил,
окисляющийся до метановой кислоты, радикал этил,
окисляющийся до этановой кислоты и радикал
изопропил, окисляющийся до ацетона. Сам третичный
атом углерода образует метановую кислоту.
Итак, схема превращения исходного вещества в
продукты выглядит так:
(CH3)(CH5)( CH(CH3)2)COH = 2HCOOH + CH3COOH + (CH3)2CO
ЗАПИСЫВАЕМ СХЕМУ ПРЕВРАЩЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКОГО
ВЕЩЕСТВА В БРУТТО-ФОРМУЛАХ С УЧЕТОМ [O] СОГЛАСНО
МЕТОДУ КИСЛОРОДНОГО БАЛАНСА, УРАВНИВАЕМ
КОЛИЧЕСТВО АТОМОВ В СХЕМЕ СЛЕВА И СПРАВА.
ЗАТЕМ СУММИРУЕМ ОБЕ СХЕМЫ, ПОДБИРАЯ
КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ СХЕМ ТАК, ЧТОБЫ ЧИСЛО [O] В
ОБЕИХ СХЕМАХ БЫЛО ОДИНАКОВЫМ.
• 1
2C7H16O + 15[O] = 4 CH2O2 + 2C2H4O2 + 2C3H7O2
+ H2O
• 5
2CrO3 + 3H2SO4 = 3[O] + Cr2(SO4)3 +3 H2O
• 2C7H16O + 10CrO3 + 15 H2SO4 = 4 CH2O2 + 2C2H4O2 +
2C3H7O2 +16 H2O + 5 Cr2(SO4)3
Метод кислородного баланса удобно использовать для
составления окислительно – восстановительных реакций
сложных объектов, когда затруднительно бывает установить
степени окисления элементов в объекте. Примером может
служить процесс растворения золотой руды в царской водке.
Схема процесса::
Au2O3 * Au2S3 + HCl + HNO3→ H [AuCl4] + NO2 + H2SO4 + H2O
1
Au2O3 * Au2S3 + 16HCl + 12[O] =4 H [AuCl4] + 3H2SO4 + 3H2O
12
2HNO3= [O]+ NO2 + H2O
Au2O3 * Au2S3 + 16HCl + 24HNO3→ 4H[AuCl4] +24 NO2 + 3H2SO4 +15 H2O
Резюме: В основе всех методов уравнивания посредством
баланса реагирующих частиц лежит закон сохранения
количества этих частиц ( атомов , электронов, нуклонов),
принимающих участие в реакциях.