Реакции конпропорционирования

ОПЫТ 10 . К содержимому пробирки ( из опыта 9) прибавить 2 мл 1М раствора серной кислоты до появления бурой окраски раствора. Пользуясь раствором крахмала, доказать, что бурая окраска вызвана процессом образования свободного иода:

NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + ….

К раствору добавить несколько капель бензола (толуола). Пробирку встряхнуть и наблюдать изменение окраски бензольного кольца, обусловленного экстракцией иода (переход иода из водной фазы в органическую).

Составьте полное уравнение, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 11 . К 1 мл раствора сульфата марганца (MnSO₄) прибавить по каплям раствор перманганата калия (KMnO

4). Наблюдать образование бурого осадка MnO₂.

Составьте полное уравнение реакции, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

33

Окислительно-восстановительная двойственность веществ

ОПЫТ 12. В одну пробирку налейте 3-5 капель 1 М KI и столько же 2н H₂SO₄, а в другую – 2-3 капли 1 М KMnO₄ и 2-3 капли концентрированной H₂SO₄. В каждую пробирку добавьте по 3-5 капель пероксида водорода H₂O₂. Что наблюдаете? Схемы реакций:

H₂O₂ + I^— → I₂ + H₂O;

H₂O₂ + MnO₄^— → Mn²⁺ + O₂↑ + H₂O.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах

H₂O₂.

ОПЫТ 13. Какие окислительно-восстановительные свойства характерны для нитрита натрия NaNO₂? Может ли он быть восстановителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий окислитель: KMnO₄, KI, KNO₃. Налейте в пробирку 2мл раствора NaNO₂, добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте раствор выбранного восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Может ли NaNO₂ быть окислителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий восстановитель: FeCl₃, KI, H₂O₂. В пробирку налейте 2 мл раствора выбранного восстановителя, добавьте 1 мл раствора H₂SO₄ и несколько кристаллов соли NaNO

2. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Влияние рН на окислительные свойства

ОПЫТ 14. Налейте в две пробирки по 1 мл раствора бихромата калия

34

K₂Cr₂O₇, в первую добавьте 3-5 капель разбавленной серной кислоты, а во вторую – 3-5 капель разбавленного раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке (бихромат переходит в хромат). Добавьте в обе пробирки по нескольку кристаллов соли КNO₂. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединения хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме

CrO₄^2- + NO₂^— → [Cr(OH)₆]^3- + NO₃^—.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Определите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 15 . Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO₄, добавьте в одну разбавленной серной кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи NaOH) (20%), в третью – немного дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия Na₂SO₃. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO₄^— восстанавливаются до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до MnO­₄^2-. Выпишите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO₄^— выражены сильнее?

35

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Вариант	Задачи	Вариант	Задачи
1	1, 45, 46(1), 47(1), 48(1)	16	16, 40, 46(16), 47(16), 48(16)
2	2, 44, 46(2), 47(2), 48(2)	17	17, 32, 46(17), 47(17), 48(17)
3	3, 43, 46(3), 47(3), 48(3)	18	18, 39, 46(18), 47(18), 48(18)
4	4, 39, 46(4),47(4) 48(4)	19	19, 34, 46(19), 47(19), 48(19)
5	5, 41, 46(5), 47(5), 48(5)	20	20, 38, 46(20), 47(20), 48(20)
6	6, 42, 46(6), 47(6), 48(6)	21	21, 37, 46(21), 47(21), 48(21)
7	7, 36, 46(7), 47(7), 48(7)	22	22, 36, 46(22), 47(22), 48(22)
8	8, 33, 46(8), 47(8), 48(8)	23	23, 33, 46(23), 47(23), 48(23)
9	9, 40, 46(9), 47(9), 48(9)	24	24, 40, 46(24), 47(24), 48(24)
10	10, 35, 46(10), 47(10), 48(10)	25	25,41, 46(25), 47(25), 48(25)
11	11, 36 46(11), 47(11), 48(11)	26	26, 43, 46(26), 47(26), 48(26)
12	12, 37, 46(12), 47(12), 48(12)	27	27, 37, 46(27), 47(27), 48(27)
13	13, 43, 46(13), 47(13), 48(13)	28	28,35, 46(28), 47(28), 48(28)
14	14, 39, 46(14), 47(14), 48(14)	29	29, 45, 46(29), 47(29), 48(29)
15	15, 31, 46(15), 47(15), 48(15)	30	30, 44, 46(30), 47(30), 48(30)

36

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Основой для классификации ОВР служит местоположение окислителя и восстановителя.

1. Межатомные (а) или межмолекулярные (б) ОВР. Окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

а) 2+= 2

б)

+ 2= + 2+ 2H₂O

2. Внутримолекулярные ОВР. Окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества.

2= 2+ 3

3. Реакции диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления). Окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в промежуточной степени окисления и входящие в состав одного вещества. Часть атомов повышает свою степень окисления, а другая часть ее понижает.

3=+ 2+H₂O

4. Реакции конпропорционирования – это реакции, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления, переходят к промежуточной степени окисления.

7

Реакции конпропорционирования могут быть:

а) внутримолекулярными (в соединении имеется элемент с разными степенями окисления):

=

+ 2H₂O

б) межмолекулярными (в разных соединениях имеется один и тот же элемент с разными степенями окисления)

+  3 S⁰ + 2 H₂O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений ОВР нужно учесть, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

В химии условный заряд электрона принят за «-1» и обозначается Для подбора стехиометрических коэффициентов можно использовать несколько методов, из которых наиболее распространены два: метод электронного баланса и метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций).

1.Метод электронного баланса является наиболее универсальным методом, и применим для любых окислительно-восстановительных процессов, протекающих в любых системах (растворы, расплавы, газы). В основе метода лежит принцип сравнения степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции с последующим составлением схемы электронного баланса.

В качестве примера рассмотрим реакцию взаимодействия дихромата калия с сероводородом в кислой среде:

+ +→++ +

Для расстановки коэффициентов выполняем следующие действия.

1.1. Определяем элементы, атомы которых изменяют степень окисления:

8

+ +→++ +

1.2. Находим окислитель и восстановитель в данной ОВР, составляем схему перехода электронов от восстановителя к окислителю и пишем отдельно электронные уравнения процессов окисления и восстановления, с учетом того, что количество атомов, входящих в соединение, должно сохраняться. Например, в имеется два атомаCr, следовательно, в схеме они должны присутствовать:

+5ē

-2ē

+ +→++ +

окислитель восстановитель

2Cr⁺⁶ + 6 = 2Cr⁺³ (а) — восстановление

S^-2 — 2= S⁰ (б) — окисление

1.3. Уравниваем число электронов в процессе окисления и восстановления (электронный баланс). В приведенной схеме необходимо уравнение (б) умножить на 3, тогда будет принято и отдано по 6 электронов. После умножения уравнения складываются как обычные алгебраические, а электроны сокращаются.

2Cr⁺⁶ + 6 = 2Cr⁺³ 1

+

S^-2 — 2= S⁰ 3

2Cr⁺⁶ +3S^-2 = 2Cr⁺³ + 3 S⁰

1.4. Полученные коэффициенты называют основными. Они переносятся в молекулярную схему реакции и ставятся перед соответствующими веществами. Так как в молекулах дихромата калия и сульфата хрома содержится по два атома хрома, двойки перед этими веществами опускаются.

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + H₂O

1.5. Окончательно уравниваем число атомов каждого элемента в обеих частях молекулярного уравнения. Продукты реакции (Cr₂(SO₄)₃, K₂SO₄),

9

имеющие коэффициенты по единице, содержат 4 моль сульфат-ионов (SO₄^2-), которые содержатся в серной кислоте, следовательно, перед ней ставится коэффициент 4. Чтобы количество атомов водорода было одинаково в левой и правой части уравнения, перед водой ставится коэффициент 7:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + 7H₂O

Проверка количества остальных атомов показывает, что все коэффициенты подобраны.

2. Метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций) применяется для подбора коэффициентов в уравнениях реакций, протекающих в растворах. Метод оперирует с реально существующими в растворах частицами и позволяет учитывать влияние среды раствора (т.е. рН) на процессы окисления и восстановления частиц. В качестве частиц среды в водных растворах могут принимать участие следующие частицы.

Таблица 1

Кислотность (рН)	Исходные частицы	Продукты
Кислая среда (рН<7)	Н+и Н2О	Н2О и ОН—
Нейтральная среда (рН = 7)	Н2О	Н+и ОН—
Щелочная среда (рН>7)	Н2О и ОН—	Н2О и ОН—

В качестве примера рассмотрим ту же реакцию.

2.1. Молекулярная схема реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S+ K₂SO₄ + H₂O

2.2. Записываем это уравнение в ионно-молекулярной форме. Для этого необходимо все сильные электролиты представить в виде ионов, а слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества оставляем в виде молекул. К сильным электролитам относятся все хорошо растворимые соли, часть кислот (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.), щелочи (LiOH, NaOH, KOH и др.). Степень окисления атомов не используют, а учитывают заряды реальных ионов и характер среды, в которой идет окислительно-восстановительный процесс.

10

2K⁺ + Cr₂O₇^-2 + H₂S + 2H⁺+ SO₄^-2 = 2Cr⁺³+3SO₄^-2 + S⁰ + 2K⁺ +SO₄^-2 + H₂O

кислая среда

2.3. Определяем частицы, изменившие свой заряд или состав:

Cr₂O₇^-2→ 2Cr⁺³и H₂S → S⁰

2.4. На основании этих превращений составляем полуреакции окисления и восстановления с участием частиц среды (см. табл.1). Анион дихромата потерял 7 моль атомов кислорода, которые в кислой среде связываются 14 моль ионами водорода и превращаются в воду. Молекула сероводорода потеряла 2 моль ионов водорода.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ → 2Cr⁺³+ 7Н₂О

H₂S → S⁰ + 2Н⁺

2.5. Полученные полуреакции необходимо уравнять по зарядам. В первом уравнении слева суммарный заряд равен (+12), а справа – (+6), значит, дихромат-ион присоединил 6 электронов и восстанавливается. Во втором уравнении слева (0), а справа – (+2). Молекула сероводорода потеряла 2 электрона и окислилась.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ +6 → 2Cr⁺³+ 7Н₂О

H₂S — 2 → S⁰ + 2Н⁺

2.6. Для соблюдения электронного баланса второе уравнение необходимо умножить на 3, после чего просуммировать уравнения.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ +6 → 2Cr⁺³+ 7Н₂О 1

+

H₂S — 2 → S⁰ + 2Н⁺ 3

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ + 3H₂S = 2Cr⁺³+ 7Н₂О + 3S⁰ + 6Н⁺

После сокращения подобных частиц в левой и правой частях уравнения получим суммарное ионно-молекулярное уравнение, которое отражает смысл произошедшей реакции.

Cr₂O₇^-2 + 8Н⁺ + 3H₂S = 2Cr⁺³+ 7Н₂О + 3S⁰

Перенос полученных коэффициентов в молекулярную схему реакции позволяет получить ее полное уравнение:

11

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + 7H₂O

Иногда в реакции окислитель является одновременно и средой. Например, в реакции:

I₂ + HNO₃® HIO₃ +NO₂ +H₂O

азотная кислота HNO₃ одновременно содержит окислитель ион NO₃^— и создает кислую среду (наличие ионов Н⁺).

Представим молекулярное уравнение в ионно-молекулярном виде:

I₂ + H⁺ + NO₃^—® IO₃^— +NO₂ +H₂O

Далее составим полуреакции окисления и восстановления с участием частиц среды (см.табл.1) и для соблюдения электронного баланса умножим первое уравнение на 10, а затем полуреакции просуммируем :

NO₃^— + 2H⁺ +ē®NO₂ +H₂O 10

I₂ + 6H₂O — 10ē ® 2IO₃^— + 12H⁺

10NO₃^— + 20 H⁺ + I₂ + 6H₂O®10NO₂ +10 H₂O + 2 IO₃^— + 12H⁺

После сокращения подобных частиц в левой и правой частях уравнения получим суммарное ионно-молекулярное уравнение:

10NO₃^— + 8 H⁺ + I₂ ®10NO₂ +4 H₂O + 2 IO₃^—

Затем полученные коэффициенты перенесем в молекулярную схему реакции. Учитывая, что ионы NO₃^— и H⁺ входят в состав одного и того же соединения, а количество их разное, перед HNO₃ ставится максимальный коэффициент, так как. часть азотной кислоты расходуется на создание кислой среды. Таким образом, полное уравнение:

I₂ + 10HNO₃®2HIO₃ +10NO₂ +4H₂O

Метод полуреакций позволяет определить коэффициенты перед всеми веществами, участвующими в реакции, что значительно упрощает подбор дополнительных коэффициентов.

12

Реакции конпропорционирования

ОПЫТ 10 . К содержимому пробирки ( из опыта 9) прибавить 2 мл 1М раствора серной кислоты до появления бурой окраски раствора. Пользуясь раствором крахмала, доказать, что бурая окраска вызвана процессом образования свободного иода:

NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + ….

К раствору добавить несколько капель бензола (толуола). Пробирку встряхнуть и наблюдать изменение окраски бензольного кольца, обусловленного экстракцией иода (переход иода из водной фазы в органическую).

Составьте полное уравнение, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 11 . К 1 мл раствора сульфата марганца (MnSO₄) прибавить по каплям раствор перманганата калия (KMnO₄). Наблюдать образование бурого осадка MnO₂.

Составьте полное уравнение реакции, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

33

Окислительно-восстановительная двойственность веществ

ОПЫТ 12. В одну пробирку налейте 3-5 капель 1 М KI и столько же 2н H₂SO₄, а в другую – 2-3 капли 1 М KMnO₄ и 2-3 капли концентрированной H₂SO₄. В каждую пробирку добавьте по 3-5 капель пероксида водорода H₂O₂. Что наблюдаете? Схемы реакций:

H₂O₂ + I^— → I₂ + H₂O;

H₂O₂ + MnO₄^— → Mn²⁺ + O₂↑ + H₂O.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах H₂O₂.

ОПЫТ 13. Какие окислительно-восстановительные свойства характерны для нитрита натрия NaNO₂? Может ли он быть восстановителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий окислитель: KMnO₄, KI, KNO₃. Налейте в пробирку 2мл раствора NaNO₂, добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте раствор выбранного восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Может ли NaNO₂ быть окислителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий восстановитель: FeCl₃, KI, H₂O₂. В пробирку налейте 2 мл раствора выбранного восстановителя, добавьте 1 мл раствора H₂SO₄ и несколько кристаллов соли NaNO₂. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Влияние рН на окислительные свойства

ОПЫТ 14. Налейте в две пробирки по 1 мл раствора бихромата калия

34

K₂Cr₂O₇, в первую добавьте 3-5 капель разбавленной серной кислоты, а во вторую – 3-5 капель разбавленного раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке (бихромат переходит в хромат). Добавьте в обе пробирки по нескольку кристаллов соли КNO₂. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединения хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме

CrO₄^2- + NO₂^— → [Cr(OH)₆]^3- + NO₃^—.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Определите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 15 . Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO₄, добавьте в одну разбавленной серной кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи NaOH) (20%), в третью – немного дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия Na₂SO₃. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO₄^— восстанавливаются до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до MnO­₄^2-. Выпишите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO₄^— выражены сильнее?

35

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Вариант	Задачи	Вариант	Задачи
1	1, 45, 46(1), 47(1), 48(1)	16	16, 40, 46(16), 47(16), 48(16)
2	2, 44, 46(2), 47(2), 48(2)	17	17, 32, 46(17), 47(17), 48(17)
3	3, 43, 46(3), 47(3), 48(3)	18	18, 39, 46(18), 47(18), 48(18)
4	4, 39, 46(4),47(4) 48(4)	19	19, 34, 46(19), 47(19), 48(19)
5	5, 41, 46(5), 47(5), 48(5)	20	20, 38, 46(20), 47(20), 48(20)
6	6, 42, 46(6), 47(6), 48(6)	21	21, 37, 46(21), 47(21), 48(21)
7	7, 36, 46(7), 47(7), 48(7)	22	22, 36, 46(22), 47(22), 48(22)
8	8, 33, 46(8), 47(8), 48(8)	23	23, 33, 46(23), 47(23), 48(23)
9	9, 40, 46(9), 47(9), 48(9)	24	24, 40, 46(24), 47(24), 48(24)
10	10, 35, 46(10), 47(10), 48(10)	25	25,41, 46(25), 47(25), 48(25)
11	11, 36 46(11), 47(11), 48(11)	26	26, 43, 46(26), 47(26), 48(26)
12	12, 37, 46(12), 47(12), 48(12)	27	27, 37, 46(27), 47(27), 48(27)
13	13, 43, 46(13), 47(13), 48(13)	28	28,35, 46(28), 47(28), 48(28)
14	14, 39, 46(14), 47(14), 48(14)	29	29, 45, 46(29), 47(29), 48(29)
15	15, 31, 46(15), 47(15), 48(15)	30	30, 44, 46(30), 47(30), 48(30)

36

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Основой для классификации ОВР служит местоположение окислителя и восстановителя.

1. Межатомные (а) или межмолекулярные (б) ОВР. Окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

а) 2+= 2

б) + 2= + 2+ 2H₂O

2. Внутримолекулярные ОВР. Окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества.

2= 2+ 3

3. Реакции диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления). Окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в промежуточной степени окисления и входящие в состав одного вещества. Часть атомов повышает свою степень окисления, а другая часть ее понижает.

3=+ 2+H₂O

4. Реакции конпропорционирования – это реакции, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления, переходят к промежуточной степени окисления.

7

Реакции конпропорционирования могут быть:

а) внутримолекулярными (в соединении имеется элемент с разными степенями окисления):

= + 2H₂O

б) межмолекулярными (в разных соединениях имеется один и тот же элемент с разными степенями окисления)

+  3 S⁰ + 2 H₂O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений ОВР нужно учесть, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

В химии условный заряд электрона принят за «-1» и обозначается Для подбора стехиометрических коэффициентов можно использовать несколько методов, из которых наиболее распространены два: метод электронного баланса и метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций).

1.Метод электронного баланса является наиболее универсальным методом, и применим для любых окислительно-восстановительных процессов, протекающих в любых системах (растворы, расплавы, газы). В основе метода лежит принцип сравнения степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции с последующим составлением схемы электронного баланса.

В качестве примера рассмотрим реакцию взаимодействия дихромата калия с сероводородом в кислой среде:

+ +→++ +

Для расстановки коэффициентов выполняем следующие действия.

1.1. Определяем элементы, атомы которых изменяют степень окисления:

8

+ +→++ +

1.2. Находим окислитель и восстановитель в данной ОВР, составляем схему перехода электронов от восстановителя к окислителю и пишем отдельно электронные уравнения процессов окисления и восстановления, с учетом того, что количество атомов, входящих в соединение, должно сохраняться. Например, в имеется два атомаCr, следовательно, в схеме они должны присутствовать:

+5ē

-2ē

+ +→++ +

окислитель восстановитель

2Cr⁺⁶ + 6 = 2Cr⁺³ (а) — восстановление

S^-2 — 2= S⁰ (б) — окисление

1.3. Уравниваем число электронов в процессе окисления и восстановления (электронный баланс). В приведенной схеме необходимо уравнение (б) умножить на 3, тогда будет принято и отдано по 6 электронов. После умножения уравнения складываются как обычные алгебраические, а электроны сокращаются.

2Cr⁺⁶ + 6 = 2Cr⁺³ 1

+

S^-2 — 2= S⁰ 3

2Cr⁺⁶ +3S^-2 = 2Cr⁺³ + 3 S⁰

1.4. Полученные коэффициенты называют основными. Они переносятся в молекулярную схему реакции и ставятся перед соответствующими веществами. Так как в молекулах дихромата калия и сульфата хрома содержится по два атома хрома, двойки перед этими веществами опускаются.

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + H₂O

1.5. Окончательно уравниваем число атомов каждого элемента в обеих частях молекулярного уравнения. Продукты реакции (Cr₂(SO₄)₃, K₂SO₄),

9

имеющие коэффициенты по единице, содержат 4 моль сульфат-ионов (SO₄^2-), которые содержатся в серной кислоте, следовательно, перед ней ставится коэффициент 4. Чтобы количество атомов водорода было одинаково в левой и правой части уравнения, перед водой ставится коэффициент 7:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + 7H₂O

Проверка количества остальных атомов показывает, что все коэффициенты подобраны.

2. Метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций) применяется для подбора коэффициентов в уравнениях реакций, протекающих в растворах. Метод оперирует с реально существующими в растворах частицами и позволяет учитывать влияние среды раствора (т.е. рН) на процессы окисления и восстановления частиц. В качестве частиц среды в водных растворах могут принимать участие следующие частицы.

Таблица 1

Кислотность (рН)	Исходные частицы	Продукты
Кислая среда (рН<7)	Н+и Н2О	Н2О и ОН—
Нейтральная среда (рН = 7)	Н2О	Н+и ОН—
Щелочная среда (рН>7)	Н2О и ОН—	Н2О и ОН—

В качестве примера рассмотрим ту же реакцию.

2.1. Молекулярная схема реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S+ K₂SO₄ + H₂O

2.2. Записываем это уравнение в ионно-молекулярной форме. Для этого необходимо все сильные электролиты представить в виде ионов, а слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества оставляем в виде молекул. К сильным электролитам относятся все хорошо растворимые соли, часть кислот (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.), щелочи (LiOH, NaOH, KOH и др.). Степень окисления атомов не используют, а учитывают заряды реальных ионов и характер среды, в которой идет окислительно-восстановительный процесс.

10

2K⁺ + Cr₂O₇^-2 + H₂S + 2H⁺+ SO₄^-2 = 2Cr⁺³+3SO₄^-2 + S⁰ + 2K⁺ +SO₄^-2 + H₂O

кислая среда

2.3. Определяем частицы, изменившие свой заряд или состав:

Cr₂O₇^-2→ 2Cr⁺³и H₂S → S⁰

2.4. На основании этих превращений составляем полуреакции окисления и восстановления с участием частиц среды (см. табл.1). Анион дихромата потерял 7 моль атомов кислорода, которые в кислой среде связываются 14 моль ионами водорода и превращаются в воду. Молекула сероводорода потеряла 2 моль ионов водорода.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ → 2Cr⁺³+ 7Н₂О

H₂S → S⁰ + 2Н⁺

2.5. Полученные полуреакции необходимо уравнять по зарядам. В первом уравнении слева суммарный заряд равен (+12), а справа – (+6), значит, дихромат-ион присоединил 6 электронов и восстанавливается. Во втором уравнении слева (0), а справа – (+2). Молекула сероводорода потеряла 2 электрона и окислилась.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ +6 → 2Cr⁺³+ 7Н₂О

H₂S — 2 → S⁰ + 2Н⁺

2.6. Для соблюдения электронного баланса второе уравнение необходимо умножить на 3, после чего просуммировать уравнения.

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ +6 → 2Cr⁺³+ 7Н₂О 1

+

H₂S — 2 → S⁰ + 2Н⁺ 3

Cr₂O₇^-2 + 14Н⁺ + 3H₂S = 2Cr⁺³+ 7Н₂О + 3S⁰ + 6Н⁺

После сокращения подобных частиц в левой и правой частях уравнения получим суммарное ионно-молекулярное уравнение, которое отражает смысл произошедшей реакции.

Cr₂O₇^-2 + 8Н⁺ + 3H₂S = 2Cr⁺³+ 7Н₂О + 3S⁰

Перенос полученных коэффициентов в молекулярную схему реакции позволяет получить ее полное уравнение:

11

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S+ K₂SO₄ + 7H₂O

Иногда в реакции окислитель является одновременно и средой. Например, в реакции:

I₂ + HNO₃® HIO₃ +NO₂ +H₂O

азотная кислота HNO₃ одновременно содержит окислитель ион NO₃^— и создает кислую среду (наличие ионов Н⁺).

Представим молекулярное уравнение в ионно-молекулярном виде:

I₂ + H⁺ + NO₃^—® IO₃^— +NO₂ +H₂O

Далее составим полуреакции окисления и восстановления с участием частиц среды (см.табл.1) и для соблюдения электронного баланса умножим первое уравнение на 10, а затем полуреакции просуммируем :

NO₃^— + 2H⁺ +ē®NO₂ +H₂O 10

I₂ + 6H₂O — 10ē ® 2IO₃^— + 12H⁺

10NO₃^— + 20 H⁺ + I₂ + 6H₂O®10NO₂ +10 H₂O + 2 IO₃^— + 12H⁺

После сокращения подобных частиц в левой и правой частях уравнения получим суммарное ионно-молекулярное уравнение:

10NO₃^— + 8 H⁺ + I₂ ®10NO₂ +4 H₂O + 2 IO₃^—

Затем полученные коэффициенты перенесем в молекулярную схему реакции. Учитывая, что ионы NO₃^— и H⁺ входят в состав одного и того же соединения, а количество их разное, перед HNO₃ ставится максимальный коэффициент, так как. часть азотной кислоты расходуется на создание кислой среды. Таким образом, полное уравнение:

I₂ + 10HNO₃®2HIO₃ +10NO₂ +4H₂O

Метод полуреакций позволяет определить коэффициенты перед всеми веществами, участвующими в реакции, что значительно упрощает подбор дополнительных коэффициентов.

12

Реакции конпропорционирования

ОПЫТ 10 . К содержимому пробирки ( из опыта 9) прибавить 2 мл 1М раствора серной кислоты до появления бурой окраски раствора. Пользуясь раствором крахмала, доказать, что бурая окраска вызвана процессом образования свободного иода:

NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + ….

К раствору добавить несколько капель бензола (толуола). Пробирку встряхнуть и наблюдать изменение окраски бензольного кольца, обусловленного экстракцией иода (переход иода из водной фазы в органическую).

Составьте полное уравнение, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 11 . К 1 мл раствора сульфата марганца (MnSO₄) прибавить по каплям раствор перманганата калия (KMnO₄). Наблюдать образование бурого осадка MnO₂.

Составьте полное уравнение реакции, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

33

Окислительно-восстановительная двойственность веществ

ОПЫТ 12. В одну пробирку налейте 3-5 капель 1 М KI и столько же 2н H₂SO₄, а в другую – 2-3 капли 1 М KMnO₄ и 2-3 капли концентрированной H₂SO₄. В каждую пробирку добавьте по 3-5 капель пероксида водорода H₂O₂. Что наблюдаете? Схемы реакций:

H₂O₂ + I^— → I₂ + H₂O;

H₂O₂ + MnO₄^— → Mn²⁺ + O₂↑ + H₂O.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах H₂O₂.

ОПЫТ 13. Какие окислительно-восстановительные свойства характерны для нитрита натрия NaNO₂? Может ли он быть восстановителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий окислитель: KMnO₄, KI, KNO₃. Налейте в пробирку 2мл раствора NaNO₂, добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте раствор выбранного восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Может ли NaNO₂ быть окислителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий восстановитель: FeCl₃, KI, H₂O₂. В пробирку налейте 2 мл раствора выбранного восстановителя, добавьте 1 мл раствора H₂SO₄ и несколько кристаллов соли NaNO₂. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Влияние рН на окислительные свойства

ОПЫТ 14. Налейте в две пробирки по 1 мл раствора бихромата калия

34

K₂Cr₂O₇, в первую добавьте 3-5 капель разбавленной серной кислоты, а во вторую – 3-5 капель разбавленного раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке (бихромат переходит в хромат). Добавьте в обе пробирки по нескольку кристаллов соли КNO₂. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединения хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме

CrO₄^2- + NO₂^— → [Cr(OH)₆]^3- + NO₃^—.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Определите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 15 . Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO₄, добавьте в одну разбавленной серной кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи NaOH) (20%), в третью – немного дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия Na₂SO₃. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO₄^— восстанавливаются до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до MnO­₄^2-. Выпишите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO₄^— выражены сильнее?

35

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Вариант	Задачи	Вариант	Задачи
1	1, 45, 46(1), 47(1), 48(1)	16	16, 40, 46(16), 47(16), 48(16)
2	2, 44, 46(2), 47(2), 48(2)	17	17, 32, 46(17), 47(17), 48(17)
3	3, 43, 46(3), 47(3), 48(3)	18	18, 39, 46(18), 47(18), 48(18)
4	4, 39, 46(4),47(4) 48(4)	19	19, 34, 46(19), 47(19), 48(19)
5	5, 41, 46(5), 47(5), 48(5)	20	20, 38, 46(20), 47(20), 48(20)
6	6, 42, 46(6), 47(6), 48(6)	21	21, 37, 46(21), 47(21), 48(21)
7	7, 36, 46(7), 47(7), 48(7)	22	22, 36, 46(22), 47(22), 48(22)
8	8, 33, 46(8), 47(8), 48(8)	23	23, 33, 46(23), 47(23), 48(23)
9	9, 40, 46(9), 47(9), 48(9)	24	24, 40, 46(24), 47(24), 48(24)
10	10, 35, 46(10), 47(10), 48(10)	25	25,41, 46(25), 47(25), 48(25)
11	11, 36 46(11), 47(11), 48(11)	26	26, 43, 46(26), 47(26), 48(26)
12	12, 37, 46(12), 47(12), 48(12)	27	27, 37, 46(27), 47(27), 48(27)
13	13, 43, 46(13), 47(13), 48(13)	28	28,35, 46(28), 47(28), 48(28)
14	14, 39, 46(14), 47(14), 48(14)	29	29, 45, 46(29), 47(29), 48(29)
15	15, 31, 46(15), 47(15), 48(15)	30	30, 44, 46(30), 47(30), 48(30)

36

Диспропорционирование — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 октября 2016; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 октября 2016; проверки требует 1 правка.

Диспропорциони́рование (дисмутация) — химическая реакция, в которой один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя, причём в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же элемент в разных степенях окисления.

Примером может служить реакция взаимодействия оксида азота(IV) с водой:

2N+4O2+h3O ⇆ HN+5O3+HN+3O2{\displaystyle 2{\stackrel {+4}{\mbox{N}}}{\mbox{O}}_{2}+{\mbox{H}}{_{2}}{\mbox{O}}~\leftrightarrows ~{\mbox{H}}{\stackrel {+5}{\mbox{N}}}{\mbox{O}}_{3}+{\mbox{H}}{\stackrel {+3}{\mbox{N}}}{\mbox{O}}_{2}}

или реакция разложения хлората калия :

4KCl+5O3 →t∘ KCl−1+3KCl+7O4{\displaystyle 4{\mbox{K}}{\stackrel {+5}{\mbox{Cl}}}{\mbox{O}}_{3}~{\stackrel {t^{\circ }}{\rightarrow }}~{\mbox{K}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}+3{\mbox{K}}{\stackrel {+7}{\mbox{Cl}}}{\mbox{O}}_{4}}

Некоторые реакции диспропорционирования идут только при определенном рН среды. Например, иод, также как и сера, диспропорционирует только в щелочной среде:

3I02+6OH− → 5I−1−+I+5O3−+3h3O{\displaystyle 3{\stackrel {0}{\mbox{I}}}_{2}+6{\mbox{OH}}^{{}-{}}~\rightarrow ~{5}{\stackrel {-1}{\mbox{I}}}{}^{{}-{}}+{}{\stackrel {+5}{\mbox{I}}}{\mbox{O}}_{3}^{{}-{}}+{3}{{\mbox{H}}_{2}}{\mbox{O}}}

Реакция диспропорционирования обратна реакции конпропорционирования. Чтобы понять, при каких условиях возможна реакция диспропорционирования, можно использовать диаграмму Фроста, диаграмму Пурбе или таблицу окислительно-восстановительных потенциалов.

• ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ / Химическая Энциклопедия
• [1]

Реакции конпропорционирования

ОПЫТ 10 . К содержимому пробирки ( из опыта 9) прибавить 2 мл 1М раствора серной кислоты до появления бурой окраски раствора. Пользуясь раствором крахмала, доказать, что бурая окраска вызвана процессом образования свободного иода:

NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + ….

К раствору добавить несколько капель бензола (толуола). Пробирку встряхнуть и наблюдать изменение окраски бензольного кольца, обусловленного экстракцией иода (переход иода из водной фазы в органическую).

Составьте полное уравнение, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 11 . К 1 мл раствора сульфата марганца (MnSO₄) прибавить по каплям раствор перманганата калия (KMnO₄). Наблюдать образование бурого осадка MnO₂.

Составьте полное уравнение реакции, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель.

33

Окислительно-восстановительная двойственность веществ

ОПЫТ 12. В одну пробирку налейте 3-5 капель 1 М KI и столько же 2н H₂SO₄, а в другую – 2-3 капли 1 М KMnO₄ и 2-3 капли концентрированной H₂SO₄. В каждую пробирку добавьте по 3-5 капель пероксида водорода H₂O₂. Что наблюдаете? Схемы реакций:

H₂O₂ + I^— → I₂ + H₂O;

H₂O₂ + MnO₄^— → Mn²⁺ + O₂↑ + H₂O.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах H₂O₂.

ОПЫТ 13. Какие окислительно-восстановительные свойства характерны для нитрита натрия NaNO₂? Может ли он быть восстановителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий окислитель: KMnO₄, KI, KNO₃. Налейте в пробирку 2мл раствора NaNO₂, добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте раствор выбранного восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Может ли NaNO₂ быть окислителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий восстановитель: FeCl₃, KI, H₂O₂. В пробирку налейте 2 мл раствора выбранного восстановителя, добавьте 1 мл раствора H₂SO₄ и несколько кристаллов соли NaNO₂. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод.

Влияние рН на окислительные свойства

ОПЫТ 14. Налейте в две пробирки по 1 мл раствора бихромата калия

34

K₂Cr₂O₇, в первую добавьте 3-5 капель разбавленной серной кислоты, а во вторую – 3-5 капель разбавленного раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке (бихромат переходит в хромат). Добавьте в обе пробирки по нескольку кристаллов соли КNO₂. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединения хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме

CrO₄^2- + NO₂^— → [Cr(OH)₆]^3- + NO₃^—.

Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Определите окислитель и восстановитель.

ОПЫТ 15 . Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO₄, добавьте в одну разбавленной серной кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи NaOH) (20%), в третью – немного дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия Na₂SO₃. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO₄^— восстанавливаются до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до MnO­₄^2-. Выпишите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO₄^— выражены сильнее?

35

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Вариант	Задачи	Вариант	Задачи
1	1, 45, 46(1), 47(1), 48(1)	16	16, 40, 46(16), 47(16), 48(16)
2	2, 44, 46(2), 47(2), 48(2)	17	17, 32, 46(17), 47(17), 48(17)
3	3, 43, 46(3), 47(3), 48(3)	18	18, 39, 46(18), 47(18), 48(18)
4	4, 39, 46(4),47(4) 48(4)	19	19, 34, 46(19), 47(19), 48(19)
5	5, 41, 46(5), 47(5), 48(5)	20	20, 38, 46(20), 47(20), 48(20)
6	6, 42, 46(6), 47(6), 48(6)	21	21, 37, 46(21), 47(21), 48(21)
7	7, 36, 46(7), 47(7), 48(7)	22	22, 36, 46(22), 47(22), 48(22)
8	8, 33, 46(8), 47(8), 48(8)	23	23, 33, 46(23), 47(23), 48(23)
9	9, 40, 46(9), 47(9), 48(9)	24	24, 40, 46(24), 47(24), 48(24)
10	10, 35, 46(10), 47(10), 48(10)	25	25,41, 46(25), 47(25), 48(25)
11	11, 36 46(11), 47(11), 48(11)	26	26, 43, 46(26), 47(26), 48(26)
12	12, 37, 46(12), 47(12), 48(12)	27	27, 37, 46(27), 47(27), 48(27)
13	13, 43, 46(13), 47(13), 48(13)	28	28,35, 46(28), 47(28), 48(28)
14	14, 39, 46(14), 47(14), 48(14)	29	29, 45, 46(29), 47(29), 48(29)
15	15, 31, 46(15), 47(15), 48(15)	30	30, 44, 46(30), 47(30), 48(30)

36