Krististudio.ru

Онлайн образование
1 просмотров
Рейтинг статьи
1 звезда2 звезды3 звезды4 звезды5 звезд
Загрузка...

Ионно электронный баланс онлайн

Сбалансирование окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Онлайн калькулятор для уравнивания(сбалансирования) несбалансированного окислительно-восстановительной химической реакции.

Описание окислительно-востановительной реакции

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого

Пример окислительно-востановительной реакции

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

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
б) Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O
в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

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

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

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

Для H2O 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 2O -2

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O

Пример «б»

Для H2SO4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

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

Пример «в»

Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

Be 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Be +2 (N +5 O -2 3)2 + N +2 O -2 + H +1 2O -2
Be 0 — 2e = Be +2 (коэффициент 3)
N +5 +3e = N +2 (коэффициент 2)

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это процесс «перетекания» электронов от одних атомов к другим. В результате происходит окисление или восстановление химических элементов, входящих в состав реагентов.

Основные понятия

Ключевой термин при рассмотрении окислительно-восстановительных реакций — это степень окисления, которая представляет собой условный заряд атома и количество перераспределяемых электронов. Окисление — процесс потери электронов, при котором увеличивается заряд атома. Восстановление, наоборот, представляет собой процесс присоединения электронов, при котором степень окисления уменьшается. Соответственно, окислитель принимает новые электроны, а восстановитель — теряет их, при этом такие реакции всегда происходят одновременно.

Определение степени окисления

Вычисление данного параметра — одна из самых популярных задач в школьном курсе химии. Поиск зарядов атомов может быть как элементарным вопросом, так и задачей, требующей скрупулезных расчетов: все зависит от сложности химической реакции и количества составляющих соединений. Хотелось бы, чтобы степени окисления указывались в периодической таблице и были всегда под рукой, однако этот параметр приходится либо запоминать, либо вычислять для конкретной реакции. Итак, существует два однозначных свойства:

  • Сумма зарядов сложного соединения всегда равна нулю. Это значит, что часть атомов будет иметь положительную степень, а часть — отрицательную.
  • Степень окисления элементарных соединений всегда равна нулю. Простыми называются соединения, которые состоят из атомов одного элемента, то есть железо Fe2, кислород O2 или октасера S8.

Существуют химические элементы, электрический заряд которых однозначен в любых соединениях. К таким относятся:

Несмотря на однозначность, существуют некоторые исключения. Фтор F —уникальный элемент, степень окисления которого всегда составляет -1. Благодаря этому свойству многие элементы изменяют свой заряд в паре с фтором. Например, кислород в соединении с фтором имеет заряд +1 (O2F2) или +2 (ОF2). Кроме того, кислород меняет свою степень в перекисных соединениях (в перекиси водорода H202 заряд равен -1). И, естественно, кислород имеет нулевую степень в своем простом соединении O2.

При рассмотрении окислительно-восстановительных реакций важно учитывать вещества, которые состоят из ионов. Атомы ионных химических элементов имеют степень окисления, равную заряду иона. Например, в соединении гидрида натрия NaH по идее водород имеет степень +1, однако ион натрия также имеет заряд +1. Так как соединение должно быть электрически нейтральным, то атом водорода принимает заряд -1. Отдельно в этой ситуации стоят ионы металлов, так как атомы таких элементов ионизируются на разные величины. К примеру, железо F ионизируется и на +2, и на +3 в зависимости от состава химического вещества.

Пример определения степеней окисления

Для простых соединений, которые включают в себя атомы с однозначным зарядом, распределение степеней окисления не составляет труда. Например, для воды H2O атом кислорода имеет заряд -2, а атом водорода +1, что в сумме дает нейтральный нуль. В более сложных соединениях встречаются атомы, которые могут иметь разный заряд и для определения степеней окисления приходится использовать метод исключения. Рассмотрим пример.

Сульфат натрия Na2SO4 имеет в своем составе атом серы, заряд которого может принимать значения -2, +4 или +6. Какое значение выбрать? Первым делом определяем, что ион натрия имеет заряд +1. Кислород в подавляющем большинстве случаев имеет заряд –2. Составляем простое уравнение:

+1 × 2 + S + (–2) × 4 = 0

Таким образом, заряд серы в сульфате натрия равен +6.

Расстановка коэффициентов по схеме реакции

Теперь, когда вы знаете, как определять заряды атомов, вы можете расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях для их балансировки. Стандартное задание по химии: подобрать коэффициенты реакции при помощи метода электронного баланса. В этих заданиях вам нет нужды определять, какие вещества образуются на выходе реакции, так как результат уже известен. Например, определите пропорции в простой реакции:

Читать еще:  Уроки фотошоп онлайн

Итак, определим заряд атомов. Так как натрий и кислород в левой части уравнения — простые вещества, то их заряд равен нулю. В оксиде натрия Na2O кислород имеет заряд -2, а натрий +1. Мы видим, что в левой части уравнения натрий имеет нулевой заряд, а в правой – положительный +1. То же самое с кислородом, который изменил степень окисления с нуля до -2. Запишем это «химическим» языком, указав в скобках заряды элементов:

Для балансировки реакции требуется уравновесить кислород и добавить коэффициент 2 к оксиду натрия. Получим реакцию:

Теперь у нас дисбаланс по натрию, уравновесим его при помощи коэффициента 4:

Теперь количество атомов элементов совпадают с обеих сторон уравнения, следовательно, реакция сбалансирована. Все это мы проделали вручную, и это было несложно, так как реакция сама по себе элементарна. Но что делать, если требуется сбалансировать реакцию вида K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + H2O + K2SO4? Ответ прост: используйте калькулятор.

Калькулятор балансирования окислительно-восстановительных реакций

Наша программа позволяет автоматически расставить коэффициенты для самых распространенных химических реакций. Для этого вам необходимо вписать в поле программы реакцию или выбрать ее из раскрывающегося списка. Для решения выше представленной окислительно-восстановительной реакции вам достаточно выбрать ее из списка и нажать на кнопку «Рассчитать». Калькулятор мгновенно выдаст результат:

Использование калькулятора поможет вам быстро сбалансировать наиболее сложные химические реакции.

Заключение

Умение балансировать реакции необходимо всем школьникам и студентам, которые мечтают связать свою жизнь с химией. В целом расчеты выполняются по строго определенным правилам, для понимания которых достаточно элементарных знаний по химии и алгебре: помнить, что сумма степеней окисления атомов соединения всегда равна нулю и уметь решать линейные уравнения.

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

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

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

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

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
  1. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

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

  1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

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

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

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

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

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

  1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

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

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

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

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

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

Окончательный вид уравнения следующий:

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

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.

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

  1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:
  1. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
  1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

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

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O

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

  1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
Читать еще:  Smm обучение онлайн бесплатно

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

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

  1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

  1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

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

В ионном виде уравнение принимает вид:

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

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

Полуреакции имеют следующий вид:

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

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

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

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

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

Полуреакции имеют следующий вид:

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

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

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

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

Ионно электронный баланс онлайн

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной реакции

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7окислитель, H2SO4кислотная среда реакции, H2S − восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O7 2− ), среды (Н + − точнее, катиона оксония H3O + ) и восстановителя (H2S):

в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

полуреакция восстановления Cr2O7 2− + 14H + + 6e − = 2Cr 3+ + 7H2O * 1
полуреакция окисления H2S − 2e − = S(т) + 2H + * 3

г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4):

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O7 2− и Cr 3+ ). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н2О (для кислотной среды) и ОН − /Н2О (для щелочной среды).

Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда [O 2− ] + 2H + = H2O
щелочная среда [O 2− ] + H2О = 2 ОН −

Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул водыкислотной среде) или гидроксид-ионовщелочной среде):

кислотная среда H2O = [O 2− ] + 2H +
щелочная среда 2 ОН − = [O 2− ] + H2О

Другие примеры подбора коэффициентов:

(продукт восстановления перманганат-иона MnO4в сильнокислотной среде − катион Mn 2+ )

(продукт восстановления перманганат-иона MnO4в сильнощелочной среде − манганат-ион MnO4 2− )

(если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде или в слабощелочной среде, то продукт восстановления − MnО2. Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н + и ОН − ).

Ионно электронный баланс онлайн

Электронно-ионный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод полуреакций).

Электронно-ионный метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях применяется на ряду с методом электронного баланса для реакций, протекающих в растворах.

Степень окисления при этом определять не нужно, т.к. рассматривается участие в реакции не отдельных атомов, а целого реального иона. Электронно-ионный метод правильнее отражает реальные процессы, протекающие при окислено-восстановительных реакциях в растворах.

Например, в растворе перманганата калия KMnO 4 рассматривается не Mn +7 (марганец в степени окисления +7 ), т.к. такого иона не существует, а существует ион MnO — 4 , в растворе дихромата натрия Na 2 Cr 2 O 7 – не Cr +6 , а ион Cr 2 O 2- 7 и т.д. При составлении уравнений обязательно учитывается участие молекул воды, кроме того, важно, в какой среде происходят реакции.

Читать еще:  Исследование на четность и нечетность функции онлайн

Реакции протекающие в кислой среде.

Рассмотрим сначала, как составляется уравнение реакции, протекающие в кислой среде. Допустим, это окисление сульфита натрия перманганатом калия в кислой среде:

Все вещества находятся в растворе в виде ионов, поэтому мы имеем право записать:

2Na + + SO 2- 3 + K + + MnO — 4 + 2H + + SO 2- 4

→ 2Na + + SO 2 4 — + 2K + + SO 2- 4 + Mn 2+ + SO 2- 4 + H2O

При внимательном рассмотрении можно выделить и выписать отдельно ионы, которые в результате реакции претерпели изменения, и ионы, определяющие среду:

Теперь следует разобраться в процессах, происходящих с ионами. Ион SO 2- 3

Превратился в ион SO 2- 4 , т.е. присоединил атом кислорода. В растворе находится в избытке вода и катионы H + (т.к. среда раствора кислая). Кислород, очевидно, отщепился от воды. Изобразим схематически:

Оставшиеся от этого процесса атомы водорода (входящие в состав воды) переходят в раствор в виде катионов H + . Итак, недостающий атом кислорода добавлен. Теперь следует сосчитать заряды левой и правой части схемы:

Они различны: сумма зарядов левой части -2, а правой 0. Это связано с переходом электронов. Очевидно, в процессе реакций отдано два электрона :

SO 2- 3 + H2O -2ê → SO 2- 4 + 2H + ( окисление )

Электроны отданы ионом SO 2- 3 , т.к. произошло окисление этого иона. Ион SO 2- 3 –ВОССТАНОВИТЕЛЬ.

Рассмотрим что происходит с ионом MnO — 4 .

Он превратился в ион Mn 2+ , т.е. полностью потерял 4 атома кислорода. Они будут связаны ионами водорода, которых в кислой среде избыток

Для того чтобы связать 4 атома кислорода в молекулы воды, требуется 8 ионов H + :

MnO — 4 + 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O (восстановление)

Устраним несоответствие в зарядах :

MnO — 4 + 8H + + 5ê → Mn 2+ + 4H2O

Изменение заряда системы от +7 до +2 связано с присоединением 5 электронов. Электроны принял ион MnO — 4 . Он является ОКИСЛИТЕЛЕМ.

Итак, мы получили два электронно-ионных уравнения. Запишем их вместе:

SO 2- 3 + H2O — 2ê → SO 2- 4 + 2H + 5

MnO — 4 + 8H + +5ê → Mn 2+ + 4H2O 2

Уравняем число отданных и принятых электронов, найдя дополнительные множители: 5 и 2. Теперь умножаем каждое уравнение на свой множитель и одновременно почленно складываем их (кроме электронов).

SO 2- 3 + H2O — 2ê → SO 2- 4 + 2H + 5

MnO — 4 + 8H + +5ê → Mn 2+ + 4H2O 2

5SO 2- 3 + 5H2O + 2MnO — 4 + 16H + → 5SO 2- 4 + 10H + + 2Mn 2+ + 8H2O

Приводим подобные члены:

5SO 2- 3 + 2MnO — 4 + 6H + → 5SO 2- 4 + 2Mn 2+ + 3H2O

Найдя коэффициенты перед ионами, ставим их в молекулярное уравнение:

Вывод: при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций надо помнить следующее:

1) В ионной форме записываются только формулы веществ, распадающихся в растворах на ионы.

2) Во всех случаях сначала уравнивается число кислородных атомов.

3) В кислой среде кислород отдает молекулы воды, а связывается он ионами водорода.

Реакции протекающие в щелочной среде.

CrCI 3 + NaCIO + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaCI + H 2 O

Последовательность действий сначала такая же, как и при реакции в кислой среде. Записываем схему в ионной форме:

Cr +3 + 3CI — + Na + + CIO — + Na + + OH — → 2Na + + CrO 2- 4 + Na + + CI — + H2O

Выписываем формулы ионов, претерпевающих изменения и определяющих среду:

Cr +3 + CIO — + OH — → CrO 2- 4 + CI — + H2O

Рассматриваем разницу в числе кислородных атомов. В щелочной среде кислород представляют ионы OH — . Каждые два иона OH — отдают один кислородный атом превращаются в молекулу воды. Следовательно, ионов OH — нужно вдвое больше, чем требуется атомов кислорода:

Cr +3 + 8OH — → CrO 2- 4 + 4H2O

Cr +3 + 8OH — → CrO 2- 4 + 4H2O

Происходит отдача трех электронов ионов Cr 3- . Он окисляется и является восстановителем:

Cr +3 + 8OH — -3ê → CrO 2- 4 + 4H2O

Превращение CIO — в CI — требует связывание атомов кислорода. Это осуществляется молекулами воды. Каждая молекула воды, принимая один кислородный атом превращается в два иона OH — :

CIO — + H2O → CI — + 2OH —

CIO — + H2O → CI — + 2OH —

Ион CIO — принимает 2 электрона, CIO — восстанавливается и является окислителем:

CIO — + H2O +2ê → CI — + 2OH —

Далее все так же, как в кислой среде:

Cr +3 + 8OH — -3ê → CrO 2- 4 + 4H2O 2

CIO — + H2O +2ê → CI — + 2OH — 3

2Cr +3 + 16OH — + 3H2O + 3CIO — → 2CrO 2- 4 + 8H2O + 3CI — + 6OH —

Приводим подобные члены :

2Cr +3 + 10OH — + 3CIO — → 2CrO 2- 4 + 5H2O + 3CI —

Расставляем коэффициенты в молекулярном уравнении:

Вывод: при составлении уравнений в щелочной среде правила те же, но кислород представляют ионы OH — , а связываются он молекулами воды.

Реакции протекающие нейтральной среде.

Рассмотрим, как диссоциируют вещества:

Выписываем ионы, претерпевшие изменения, и формулу воды, образующей среду:

Начинаем с уравнивания числа кислородных атомов. Поскольку среда нейтральная, добавлять кислород и связывать его можно только атомами воды. Отдавая кислород, они превращаются в ионы H + , а принимая – в ионы OH — . Каждая молекула воды может принимать один кислородный атом, превращаясь при этом в два иона OH — :

Ион MnO — 4 – принимает 3ê. Он окислитель.

Каждая молекула воды может отдать атом кислорода, превращаясь при этом в два иона H + :

Происходит отдача двух электронов. Ион SO 2- 3 – восстановитель.

Соединим оба электронно-ионных уравнения :

SO 2- 3 + H2O -2ê → SO 2- 4 + 2H + 3

В правой части равенства 8 ионов OH — и шесть ионов H + . Они образуются между собой 6 молекул воды и два иона OH — . В левой части суммируем 4 H 2 O и 3 H 2 O . Получаем :

Приводим подобные члены:

Появление в правой части свободных ионов OH — свидетельствует об образовании щелочи. Ставим коэффициенты в молекулярное уравнение.

Вывод: в нейтральной среде добавление и связывание атомов кислорода осуществляется только молекулами воды.

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector