Химия. Метод электронного баланса в доступном изложении

8. Классификация химических реакций. ОВР. Электролиз

8.3. Окислительно-восстановительные реакции: общие положения

Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов. В результате этих реакций одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.

Восстановитель - атом, ион, молекула или ФЕ, отдающий электроны, окислитель - атом, ион, молекула или ФЕ, принимающий электроны:

Процесс отдачи электронов называется окислением , а процесс принятия - восстановлением . В ОВР обязательно должны быть вещество восстановитель и вещество окислитель. Нет процесса окисления без процесса восстановления и нет процесса восстановления без процесса окисления.

Восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель принимает электроны и восстанавливается

Процесс восстановления сопровождается понижением степени окисления атомов, а процесс окисления - повышением степени окисления атомов элементов. Сказанное удобно проиллюстрировать схемой (СО - степень окисления):

Конкретные примеры процессов окисления и восстановления (схемы электронного баланса) приведены в табл. 8.1.

Таблица 8.1

Примеры схем электронного баланса

Схема электронного баланса	Характеристика процесса
Процесс окисления
	Атом кальция отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Ион Cr +2 отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Молекула хлора отдает электроны, атомы хлора повышают степень окисления от 0 до +1, хлор - восстановитель
Процесс восстановления
	Атом углерода принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем
	Молекула кислорода принимает электроны, атомы кислорода понижают степень окисления от 0 до −2, молекула кислорода является окислителем
	Ион принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем

Важнейшие восстановители : простые вещества металлы; водород; углерод в форме кокса; оксид углерода(II); соединения, содержащие атомы в низшей степени окисления (гидриды металлов , , сульфиды , иодиды , аммиак ); самый сильный восстановитель - электрический ток на катоде.

Важнейшие окислители : простые вещества - галогены, кислород, озон; концентрированная серная кислота; азотная кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водорода H 2 O 2 ; наиболее сильный окислитель - электрический ток на аноде.

По периоду окислительные свойства атомов и простых веществ усиливаются: фтор - самый сильный окислитель из всех простых веществ . В каждом периоде галогены образуют простые вещества с наиболее выраженными окислительными свойствами.

В группах А сверху вниз окислительные свойства атомов и простых веществ ослабевают, а восстановительные - усиливаются.

Для однотипных атомов восстановительные свойства усиливаются с увеличением их радиуса; например, восстановительные свойства аниона
I − выражены сильнее, чем аниона Cl − .

Для металлов окислительно-восстановительные свойства простых веществ и ионов в водном растворе определяются положением металла в электрохимическом ряду: слева направо (сверху вниз) восстановительные свойства простых металлов ослабевают: самый сильный восстановитель - литий .

Для ионов металлов в водном растворе слева направо в этом же ряду соответственно окислительные свойства усиливаются: наиболее сильный окислитель - ионы Au 3 + .

Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса .

Суть метода электронного баланса состоит в следующем.

1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.

2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.

3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.

4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).

5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале - водород по воде, а затем - числа атомов кислорода).

Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции

методом электронного баланса.

Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:

Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).

Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители - в левую или правую?

Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:

По числу атомов Al в левой части:

По числу атомов Al в правой части:

В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:

Если в реакции с участием HNO 3 образуется N 2 O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота .

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях одно из веществ может выполнять функцию как окислителя (восстановителя), так и солеобразователя (т.е. участвовать в образовании соли).

Такие реакции характерны, в частности, для взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а также солей-окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) с соляной кислотой (за счет анионов Cl − соляная кислота обладает восстановительными свойствами) и другими кислотами, анион которых - восстановитель.

Составим уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой:

Видим, что часть молекул азотной кислоты расходуется на окисление меди, восстанавливаясь при этом до оксида азота(II), а часть идет на связывание образовавшихся ионов Cu 2+ в соль Cu(NO 3) 2 (в составе соли степень окисления атома азота такая же, как в кислоте, т.е. не изменяется). В таких реакциях дополнительный множитель для элемента-окислителя всегда ставится в правой части перед формулой продукта восстановления, в данном случае - перед формулой NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .

Перед формулой HNO 3 ставим коэффициент 8 (две молекулы HNO 3 расходуются на окисление меди и шесть - на связывание в соль трех ионов Cu 2+), уравниваем числа атомов Н и О и получаем

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В других случаях кислота, например соляная, может одновременно быть как восстановителем, так и участвовать в образовании соли:

Пример 8.5. Рассчитайте, какая масса HNO 3 расходуется на солеобразование, когда в реакцию, уравнение которой

вступает цинк массой 1,4 г.

Решение. Из уравнения реакции видим, что из 8 моль азотной кислоты только 2 моль пошло на окисление 3 моль цинка (перед формулой продукта восстановления кислоты, NO, стоит коэффициент 2). На солеобразование израсходовалось 6 моль кислоты, что легко определить, умножив коэффициент 3 перед формулой соли Zn(HNO 3) 2 на число кислотных остатков в составе одной формульной единицы соли, т.е. на 2.

n (Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).

x = 0,043 моль;

m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)

Ответ : 2,71 г.

В некоторых ОВР степень окисления изменяют атомы не двух, а трех элементов.

Пример 8.6. Расставьте коэффициенты в ОВР, протекающей по схеме FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , используя метод электронного баланса.

Решение. Видим, что степень окисления изменяют атомы трех элементов: Fe, S и O. В таких случаях числа электронов, отданных атомами разных элементов, суммируются:

Расставив стехиометрические коэффициенты, получаем:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .

Рассмотрим примеры решения других типов экзаменационных заданий на эту тему.

Пример 8.7. Укажите число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю при полном разложении нитрата меди(II), массой 28,2 г.

Решение. Записываем уравнение реакции разложения соли и схему электронного баланса ОВР; M = 188 г/моль.

Видим, что 2 моль O 2 образуется при разложении 4 моль соли. При этом от атомов восстановителя (в данном случае это ионы ) к окислителю (т.е. к ионам ) переходит 4 моль электронов: . Поскольку химическое количество соли n = 28,2/188 = = 0,15 (моль), имеем:

2 моль соли - 4 моль электронов

0,15 моль - x

n (e ) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),

N (e ) = N A n (e ) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (электронов).

Ответ : 1,806 ⋅ 10 23 .

Пример 8.8. При взаимодействии серной кислоты химическим количеством 0,02 моль с магнием атомы серы присоединили 7,224 ⋅ 10 22 электронов. Найдите формулу продукта восстановления кислоты.

Решение. В общем случае схемы процессов восстановления атомов серы в составе серной кислоты могут быть такими:

т.е. 1 моль атомов серы может принять 2, 6 или 8 моль электронов. Учитывая, что в состав 1 моль кислоты входит 1 моль атомов серы, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имеем:

n (e ) = N (e )/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (моль).

Рассчитываем количество электронов, принятых 1 моль кислоты:

0,02 моль кислоты принимают 0,12 моль электронов

1 моль - х

n (e ) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).

Этот результат соответствует процессу восстановления серной кислоты до серы:

Ответ : сера.

Пример 8.9. В реакции углерода с азотной концентрированной кислотой образуются вода и два солеобразующих оксида. Найдите массу вступившего в реакцию углерода, если атомы окислителя в этом процессе приняли 0,2 моль электронов.

Решение. Взаимодействие веществ протекает согласно схеме реакции

Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления:

Из схем электронного баланса видим, что если атомы окислителя () принимают 4 моль электронов, то в реакцию вступает 1 моль (12 г) углерода. Составляем и решаем пропорцию:

4 моль электронов - 12 г углерода

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).

Ответ : 0,6 г.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

В случае межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных веществ и являются атомами разных химических элементов.

В случае внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же вещества. К внутримолекулярным относятся реакции диспропорционирования , в которых окислитель и восстановитель - это атомы одного и того же химического элемента в составе одного и того же вещества. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.

Пример 8.10. Укажите схему ОВР диспропорционирования:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Решение . Реакции 1)–3) являются межмолекулярными ОВР:

Реакцией диспропорционирования является реакция 4), так как в ней атом хлора и окислитель, и восстановитель:

Ответ : 4).

Качественно оценить окислительно-восстановительные свойства веществ можно на основании анализа степеней окисления атомов в составе вещества:

1) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в высшей степени окисления, то этот атом уже не может отдавать электроны, а может их только принимать. Поэтому в ОВР данное вещество будет проявлять только окислительные свойства . Примеры таких веществ (в формулах указана степень окисления атома, отвечающего за окислительно-восстановительные свойства):

2) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в низшей степени окисления, то данное вещество в ОВР будет проявлять только восстановительные свойства (принимать электроны данный атом уже не может, он может только их отдавать). Примеры таких веществ: , . Поэтому только восстановительные свойства в ОВР проявляют все анионы галогенов (исключение F − , для окисления которого используют электрический ток на аноде), сульфид-ион S 2− , атом азота в молекуле аммиака , гидрид-ион H − . Только восстановительными свойствами обладают металлы (Na, K, Fe);

3) если атом элемента находится в промежуточной степени окисления (степень окисления больше минимальной, но меньше максимальной), то соответствующее вещество (ион) будет в зависимости от условий проявлять двойственные окислительно -восстановительные свойства : более сильные окислители будут эти вещества (ионы) окислять, а более сильные восстановители - восстанавливать. Примеры таких веществ: сера , так как высшая степень окисления атома серы +6, а низшая −2, оксид серы(IV), оксид азота(III) (высшая степень окисления атома азота +5, а низшая −3), пероксид водорода (высшая степень окисления атома кислорода +2, а низшая −2). Двойственные окислительно-восстановительные свойства проявляют ионы металлов в промежуточной степени окисления: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 и др.

Пример 8.11. Не может протекать окислительно-восстановительная реакция, схема которой:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Решение. Не может протекать реакция, схема которой указана под номером 3), так как в ней присутствует восстановитель , но нет окислителя:

Ответ : 3).

Для некоторых веществ окислительно-восстановительная двойственность обусловлена наличием в их составе различных атомов как в низшей, так и в высшей степени окисления; например, соляная кислота (HCl) за счет атома водорода (высшая степень окисления, равная +1) - окислитель, а за счет аниона Cl − - восстановитель (низшая степень окисления).

Невозможна ОВР между веществами, проявляющими только окислительные (HNO 3 и H 2 SO 4 , KMnO 4 и K 2 CrO 7) или только восстановительные свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

ОВР чрезвычайно распространены в природе (обмен веществ в живых организмах, фотосинтез, дыхание, гниение, горение), широко используются человеком в различных целях (получение металлов из руд, кислот, щелочей, аммиака и галогенов, создание химических источников тока, получение тепла и энергии при горении различных веществ). Отметим, что ОВР часто и осложняют нашу жизнь (порча продуктов питания, плодов и овощей, коррозия металлов - все это связано с протеканием различных окислительно-восстановительных процессов).

№234. Реакции выражаются схемами:

K2 Cr2 O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2 O

Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2 O

Решение. а)

Электронные уравнения

3 Cl– – e– = Cl0

1 Cr6+ + 3e– = Cr3+

K2 Cr2 O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2 O

K2 Cr2 O7 – является окислителем.

HCl – является восстановителем.

HCl – окисляется.

K2 Cr2 O7 – восстанавливается.

Электронные уравнения

1 Au0 – 3e– = Au3+

1 N5+ + 3e– = N2+

Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений

Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2 O

HNO3 – является окислителем.

Au – является восстановителем.

Au – окисляется.

HNO3 – восстанавливается.

№237. Реакции выражаются схемами:

Cr2 O3 + KClO3 + KOH → K2 CrO4 + KCl + H2 O

MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3 )2 + PbSO4 + H2 O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

Решение. а)

Электронные уравнения

2 Cr3+ – 3e– = Cr6+

1 Cl5+ + 6e– = Cl–

Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений

Cr2 O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2 CrO4 + KCl + 2H2 O

KClO3 – является окислителем.

Cr2 O3 – является восстановителем.

Cr2 O3 – окисляется.

KClO3 – восстанавливается.

Электронные уравнения

2 Mn2+ – 5e– = Mn7+

5 Pb4+ + 2e– = Pb2+

Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3 )2 + 2PbSO4 + 2H2 O

PbO2 – является окислителем.

MnSO4 – является восстановителем.

MnSO4 – окисляется.

PbO2 – восстанавливается.

№240. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) K2 Cr2 O7 и H3 PO3 ; в) HNO3 и H2 S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

AsH3 + HNO3 → H3 AsO4 + NO2 + H2 O.

а) PH3 и HBr – окислительно-восстановительные реакции происходить не могут, так как фосфор и бром имеют низшие степени окисления –3 и –1 соответственно.

б) K2 Cr2 O7 и H3 PO3 – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как фосфор имеет промежуточную степень окисления +3 и он может быть окислен хромом имеющим высшую степень окисления.

в) HNO3 и H2 S – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как сера имеет низшую степень окисления –2 а азот высшую +5, азотная кислота окислит сероводород.

Электронные уравнения

	As3- – 8e– = As5+
	N5+ + e– = N4+

Молекулярное уравнение

AsH3 + 8HNO3 = H3 AsO4 + 8NO2 + 4H2 O.

№243. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?

E =E ° +0, 059 lgC n

Из этой формулы находим концентрацию ионов Zn2+ в растворе

0, 059 lg C = E − E ° n

lg C =n (E − E ° ) 0, 059

2 (E - E ° )

C = 100,059 = 10

где E −E ° = – 0,015 В – Ответ: С = 0,30 моль/л.

уменьшение электродного потенциала.

№246. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ (в моль/л)?

Стандартный электродный потенциал серебра

E ° = + 0,80 В

Потенциал серебряного электрода в растворе

Е = 0,95 · E ° = 0,95 · 0,80 = 0,76 В

По закону Нернста электродный потенциал металла в растворе определяется по формуле

E =E ° +0, 059 lgC n

где n = 1 – число электронов, принимающих участие в процессе. Из этой формулы находим концентрацию ионов серебра в растворе

0, 059 lg C = E − E ° n

lg C =n (E − E ° ) 0, 059

n(E− E° )

C = 100,059 = 10

Ответ: С = 0,21 моль/л.

1(0,76−0,8)

№249 При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?

Решение Стандартные электродные потенциалы:

Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяем по уравнению Нернста

E =E ° +0, 059 lgC = 0n

где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.

Из уравнения Нернста находим искомую концентрацию

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией = = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз.

(–) Mg | Mg2+ || Pb2+ | Pb (+)

При разряде гальванического элемента анодный процесс Mg0 – 2e– → Mg2+ катодный процесс Pb2+ + 2e– → Pb0

Стандартные электродные потенциалы магниевого электрода Mg2+ | Mg –Е ° Mg = – 2,37 B; свинцового электрода Pb2+ | Pb –Е ° Pb = – 0,127 B.

Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяются по уравнению Нернста

E =E ° +0,059 lgC n

где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.

Так как концентрации ионов и их заряд одинаковы, то и электродные потенциалы изменятся от значения стандартных потенциалов на одну и туже величину, что не повлияет на ЭДС элемента, следовательно ЭДС элемента составит

Е = E ° Pb – E ° Mg = – 0,127 + 2,37 = 2,243 В.

Если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз то ЭДС элемента не изменится.

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией = = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?

Схема гальванического элемента

(–) Mg | Mg2+ || Cd2+ | Cd (+)

При разряде гальванического элемента

ЭДС гальванического элемента

Е = Е ° Cd –Е ° Mg = –0,403 + 2,37 = 1,967 В.

Электродные потенциал цинка при заданной концентрации ионов определяются по уравнению Нернста

E =E ° +0,059 lgC n

где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.

Поэтому если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л то потенциалы каждого из электродов изменятся на одно и тоже значение, следовательно ЭДС элемента не изменится.

№258. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

Химические процессы свинцового аккумулятора

(слева-направо - разряд, справа-налево - заряд):

№261. Электролиз раствора K2 SO4 проводили при силе тока 5 А в течении 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде?

Решение. Электронные уравнения

m 1 = Э I t /96500 = 8 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 4,477г

ν = m1 / 32 = 4,477 / 32 = 0,1399 моль

V = 22,4 ν = 22,4 · 0,1399 = 3,133 л.

m 2 = Э I t /96500 = 1 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 0,5596г

ν = m2 / 2 = 0,5596 / 2 = 0,2798 моль

V = 22,4 ν = 22,4 · 0,2798 = 6,266 л.

Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода m = m1 + m2 = 4,477 + 0,5596 = 5,03 г.

№264. Электролиз раствора Na2 SO4 проводили в течении 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде? Решение.

Электронные уравнения

на аноде 2Н2 О– – 4e– → О2 + 4Н+ на катоде 2Н2 О + 2e– → Н2 + 2(ОН)–

Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль где n = 2 – валентность кислорода.

Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде

m 1 = Э I t /96500 = 8 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 10,45г

Откуда количество выделившегося кислорода

ν = m1 / 32 = 10,45 / 32 = 0,3264 моль

Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося кислорода.

V = 22,4 ν = 22,4 · 0,3264 = 7,31 л.

Эквивалент водорода Э = M/n = 1/ 1 = 1 г/моль где n = 1 – валентность водорода.

Согласно закону Фарадея масса водорода выделившегося на электроде

m 2 = Э I t /96500 = 1 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 1,306г

Откуда количество выделившегося водорода

ν = m2 / 2 = 1,306 / 2 = 0,6528 моль

Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося водорода.

V = 22,4 ν = 22,4 · 0,6528 = 14,62 л.

Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода

m = m 1 + m2 = 10,45 + 1,306 = 11,75 г.

№ 267. На сколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO 3 проводить при силе тока 2 А в течении 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах.

По закону Фарадея масса на которую уменьшится масса анода

		mЭ I× t		107,87 × 2× (38× 60+ 20)

где mЭ = 107,87 г/моль – эквивалентная масса серебра.

Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами: на катоде происходит выделение серебра: Ag+ + е– = Ag

на аноде: 2NO3 – – 2 е– + 2H2 O = 2 НNO3 + O2

№270. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде?

Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами: на катоде происходит выделение водорода: 2Н+ + 2е– = Н2

на аноде: 2I– – 2 е– = I2

По закону Фарадея масса веществ выделившихся на электродах

m = mЭ I× t

На катоде

1× 6× 9000=

m 0,56 г. 96500

где mЭ = 1 г/моль – эквивалентная масса водорода; t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.

126, 9× 6× 9000=

m 71г. 96500

где mЭ = 126,9 г/моль – эквивалентная масса йода; t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течении 30 мин при силе тока 0,5 А?

При электролизе расплава NaCl на электродах происходят реакции:

При электролизе водного раствора NaCl на электродах происходят реакции:

на аноде Cl – – e– → ½ Cl

на катоде 2Н+ + 2e– → H2

При электролизе водного раствора NaOH на электродах происходят реакции:

на аноде 2OH – – 2e– → H O + ½O

на катоде 2Н+ + 2e– → H2

Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль где n = 2 – валентность кислорода.

Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде

m = Э I t /96500 = MО I t /(96500 n)

Откуда количество выделившегося кислорода

ν = m / (2 M) = I t /(2 · 96500 n)

Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося кислорода.

V = 22,4 ν = 22,4 I t /(2 · 96500 n)=22,4 ·0,5 ·1800 /(2 ·96500 ·2) = 0,052 л

№276. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течении 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла. Решение Согласно закону Фарадея масса металла выделившегося на электроде

m = mЭ I t /96500

Откуда находим эквивалентную массу металла

m Э =96500 · m / (I · t) = 96500 · 1,071 / (1,5 · 30 · 60) = 38,278г/моль.

Атомная масса металла (так как металл трехвалентный)

А = 3 · m Э = 3 · 38,278 = 114,82 г/моль.

Задание 231.
Реакции выражаются схемами:
Р + НClО 3 + Н 2 О ⇔ Н 3 РО 4 + НCl;
Н 3 AsO 3 + KMnO 4 +Н 2 SO 4 ⇔ Н 3 AsO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:

а)Р + НClО 3 + Н 2 О ⇔ Н 3 РО 4 + НCl;

Ионно-молекулярное уравнение:

6P 0 + 5I +5 = 6P +5 + I -1

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов тридцать. Разделив это число на 6, получаем коэффициент 5 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 30 на 5 получаем коэффициент 6 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

6Р + 5НClО 3 + 9Н 2 О ⇔ 6Н 3 РО 4 + 5НCl

В данной реакции: P – восстановитель, НIО 3 – окислитель; P окисляется до Н 3 PO 4 , НIО 3 – восстанавливается до HI.

б) Н 3 AsO 3 + KMnO 4 + Н 2 SO 4 ⇔ Н 3 AsO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

Ионно-молекулярное уравнение:

5As 3+ + 2Mn 7+ = 5As 5+ + 2Mn 2+

5Н 3 AsO 3 +2KMnO 4 + 3Н 2 SO 4 ⇔ 5Н 3 AsO 4 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

В данной реакции: Н 3 AsO 3 – восстановитель, KMnO 4 – окислитель; Н 3 AsO 3 окисляется до Н 3 AsO 4 , KMnO 4 – восстанавливается до MnSO 4 .

Задание 232.
Реакции выражаются схемами:
NaCrO 2 + Br 2 + NaOH ⇔ Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O
FeS + HNO 3 ⇔ Fe(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.

а) NaCrO 2 + Br 2 + NaOH ⇔ Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O

уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2Cr 3+ + 3Br 2 0 = 2Cr 6+ + 6Br -

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 2, получаем коэффициент 3 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 3 получаем коэффициент 2 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

2NaCrO 2 + 3Br 2 +8NaOH ⇔ 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr +4H 2 O

В данной реакции: NaCrO 2 – восстановитель, Br 2 – окислитель; NaCrO 2 окисляется до Na 2 CrO 4 , Br 2 – восстанавливается до NaBr.

б) FeS + HNO 3 ⇔ Fe(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

3S 2- + 2N 5+ = 3S 0 + 2N 2+

FeS + HNO 3 ⇔ Fe(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

В данной реакции: FeS – восстановитель, HNO 3 – окислитель; FeS окисляется до S, HNO 3 – восстанавливается до NO.

Задание 233.
Реакции выражаются схемами:
HNO 3 + Zn ⇔ N 2 O + Zn(NO 3) 2 + H 2 O;
FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 ⇔ Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.

а) HNO 3 + Zn ⇔ N 2 O + Zn(NO 3 ) 2 + H 2 O

уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

4Zn 0 + 2N 5+ = 4Zn 2+ + 2N +

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов восемь. Разделив это число на 4, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 8 на 2 получаем коэффициент 4 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

10HNO 3 +4Zn ⇔ N 2 O +4Zn(NO 3 ) 2 +5H 2 O;

В данной реакции: Zn – восстановитель, HNO 3 – окислитель; Zn окисляется до Zn(NO 3) 2 , HNO 3 – восстанавливается до N 2 O.

б) FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 ⇔ Fe 2 (SO 4 ) 3 + KCl + H 2 O

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

6Fe 2+ + Cl 5+ = 6Fe 3+ + Cl -

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 6, получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 1 получаем коэффициент 6 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 ⇔3 Fe 2 (SO 4 ) 3 + KCl + 3H 2 O

В данной реакции: FeSO 4 – восстановитель, KClO 3 – окислитель; FeSO 4 окисляется до Fe 2 (SO 4) 3 , KClO 3 – восстанавливается до KCl.

Задание 234.
Реакции выражаются схемами:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl ⇔ Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O;
Au + HNO 3 + HCl ⇔ AuCl 3 + NO + H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.

а) K 2 Cr 2 O 7 + HCl ⇔ Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O

уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2Cr 6+ + 6Cl - = 2Cr 3+ + 3Cl2 0

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 3, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 2 получаем коэффициент 3 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl ⇔ 3Cl 2 + 2CrCl 3 +2KCl + 7H 2 O

В данной реакции: HCl – восстановитель, K2C r2 O 7 – окислитель; HCl окисляется до Сl 2 , K 2 Cr 2 O 7 – восстанавливается до CrCl 3 .

б) Au + HNO 3 + HCl ⇔ AuCl 3 + NO + H 2 O

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Au 0 + N 5+ = Au 3+ + N 2+

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Здесь число отданных электронов и число принятых электронов равно 3, поэтому коэффициенты при восстановителе и окислителе, и перед продуктами окисления и восстановления равны 1. Молекулярное уравнение реакции:

Au + HNO 3 + 3HCl ⇔ AuCl 3 + NO + 2H 2 O

В данной реакции: Au – восстановитель, HNO 3 – окислитель; Au окисляется до AuCl 3 , HNO 3 – восстанавливается до NO.

Задание 235.
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH 3 и КМnO 4 б) HNO 2 и HI; в) НСI и Н 2 S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
КМnO 4 + КNO 2 + Н 2 SO 4 ⇔ МnSO 4 + КNO 3 + К 2 SO 4 + Н 2 O
Решение:
а) Степень окисления в NH 3 n (N) = -3 (низшая); в KMnO 4 n (Mn) = +7 (высшая). Так как азот находится в своей низшей степени окисления, а марганец – в своей высшей степени окисления, то взятые вещества могут взаимодействовать друг с другом, причём NH3 является окислителем, а KMnO 4 – восстановителем.

б) в HNO 2 n (N) = +3 (промежуточная); в HI n (I) = -1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем HI является окислителем, а HNO 2 – восстановителем.

в) в HCl n (Cl) = -1 (низшая); в H 2 S n (S) = -2 (низшая). Так как и хлор, и сера находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут.

г) КМnO 4 + КNO 2 + Н 2 SO 4 ⇔ МnSO 4 + КNO 3 + К 2 SO 4 + Н 2 O
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.

уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2Mn 7+ + 5N 3+ = 2Mn 2+ + 5N 5+

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

2 КМnO 4 + 5КNO 2 + 3Н 2 SO 4 ⇔ 2МnSO 4 + 5КNO 3 + К 2 SO 4 + 3Н 2 O

Суть метода электронного баланса заключается в:

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание
• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.

Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .

Задача .
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Решение .
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.

Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов .

Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .

Шаг 3 . Запишем их отдельно в виде электронного баланса - какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют )

Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

• В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
• Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой - один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
• Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O

Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

Пример "б"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6

Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6

Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O