В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом : число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1 . Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II ). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II ) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 — = Cu 2+ + 2NO 3 — + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV ) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + Мn О 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl — восстановитель, MnО 2 - окисли­тель. Составляем электронные уравнения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + Mn O 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электрон­ных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль Mn О 2 . Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + Мn О 2 = Сl 2 + Mn Сl 2 + 2Н 2 О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н + + 4Сl — + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl — + 2Н 2 О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н + + 2Cl — + MnO 2 = Сl 2 + Mn 2+ + 2Н 2 О

Пример 3 . Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 S О 4 → S + МnS О 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н 2 S — восстанови­тель, КМn О 4 — окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н 2 S и 2 моль КМn О 4 , тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО 4 . Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К 2 S О 4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 S О 4 = 5S + 2МnS О 4 + К 2 S О 4 + 8Н 2 О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2 . 4 + 3 . 4 = 20 и в правой части 2 . 4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н 2 S + 2MnO 4 — + 6H + = 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Для начала нужно убедиться, что представленная в уравнении реакция является ОВР (Окислительно-востановительная р-ция). Следует помнить, что к реакциям ОВР не относятся р-ции обмена. Прим. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O – реакция обмена, степени окисления не изменяются.

2 шаг

Убедившись что это ОВР, приступим к расставлению коэффициентов. Для начала нужно расставить степени окисления над каждым элементом реакции. Смотри рис.2.
Можно увидеть что в некоторых элементах степень окисления изменилась. Метод баланса и заключатся в том, что бы использовать изменение степеней окисления.

3 шаг

Теперь непосредственно электронный баланс.
Обычно делается так: Смотри Рис.3.
Примечание: Нужно расставить коэффициенты, если они требуются.
Теперь объясню что здесь произошло, у азота(N) было три лишних электрона(¯e) в реакции он теряет все лишние электроны.
С кислородом (O2) происходит обратное – он приобретает электроны, т.к. в соединениях забирает электроны от других элементов.
В итоге у нас получились два числа – 6 и 4, они кратны числу 2, получаем 3 и 2. Потом меняем их местами (Почему? Да даже не думайте почему =)). Эти два числа и помогут нам уравнять нашу реакцию.

Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:

0 0 +2 -2

2Mg + O 2  2MgO,

5 -2 -1 0

2KClO 3 2KCl + 3O 2 .

Напомним, что степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев значение степени окисления элемента не совпадает с его валентностью.

Для нахождения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, следует иметь в виду следующие правила:

1. Степень окисления атомов элементов в молекулах простых веществ равна нулю.

Например:

Mg 0 , Cu 0 .

2. Степень окисления атомов водорода в соединениях обычно равна +1.

Например: +1 +1

HCl, H 2 S

Исключения: в гидридах (соединениях водорода с металлами) cтепень окисления атомов водорода равна –1.

Например:

NaH –1 .

3. Степень окисления атомов кислорода в соединениях обычно равна –2.

Например:

Н 2 О –2 , СаО –2 .

Исключения:

 степень окисления кислорода во фториде кислорода (OF 2 ) равна +2.

 степень окисления кислорода в пероксидах (Н 2 О 2 , Na 2 O 2 ), содержащих группу –O–O–, равна –1.

4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Например: +2

СuSO 4 .

5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

Например: –1 +1

HCl, HClO.

6. Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

– 2ē  2H + процесс окисления,

Fe +2 – ē  Fe +3 процесс окисления,

2J – – 2ē  процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

+ 4ē  2O –2 процесс восстановления,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 процесс восстановления,

Cu +2 +2ē  Cu 0 процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

 некоторые простые вещества:

Металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

Неметаллы: например, H 2 , C, S;

 некоторые сложные вещества: например, сероводород (H 2 S) и сульфиды (Na 2 S), сульфиты (Na 2 SO 3 ), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH 3 );

 катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 ;

 катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

 некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F 2 , CI 2 , Br 2 , I 2 ), халькогены (О 2 , О 3 , S);

 некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO 3 ),серная кислота (H 2 SO 4 конц. ), прерманганат калия (K 2 MnO 4 ), бихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 ), хромат калия (K 2 CrO 4 ), оксид марганца (IV) (MnO 2 ), оксид свинца (IV) (PbO 2 ), хлорат калия (KCIO 3 ), пероксид водорода (H 2 O 2 );

 анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций) .

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1. Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

1. Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

7 + 4 + 2 + 6

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

5 S +4 – 2 e- → S +6 процесс окисления, восстановитель

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процесс восстановления, окислитель.

2KMnO 4 +5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ .

Например:

0 +3 0 +3

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ,

Al 0 – 3e – → Al +3 окисление, восстановитель,

Fe +3 +3e – → Fe 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe +3 ) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

5 –1 0

2 KClO 3 = KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 восстановление, окислитель

3 2O –2 – 4е – → окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O –2 ) и окислитель (CI +5 ) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

3 +3 0

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 восстановление, окислитель

N +3 + 3e – → N 0 окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования .

Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает, и понижает свою степень окисления.

Например: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O = HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.

Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно-восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть и окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).

Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх.

Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.

Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов (см. табл. 9 приложения ).

Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, могут реагировать с водой, вытесняя из нее водород.

Например:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли .

Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO 4 ):

Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

Fe 0 – 2e – = Fe +2 окисление, восстановитель

Cu +2 + 2e – = Cu 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.

Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.

Ag + ZnCl 2 ≠

Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливать его:

Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2

Zn 0 – 2e – = Zn +2 окисление, восстановитель

2H + + 2e – → восстановление, окислитель.

Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.

Cu + HCI ≠

Чтобы определить, может ли быть окислителем или восстановителем сложное вещество, необходимо найти степень окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления , могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями .

Например, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 в окислительно-восстановитель-ных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N +5 ), марганца (Mn +7 ) и серы (S +6 ) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).

Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя .

Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH 3 , H 2 S, НCI) будут только восстановителями, так как степени окисления азота (N –3 ), серы (S –2 ) и хлора (Cl –1 ) являются для этих элементов низшими.

Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями , в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H 2 O 2 ), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других - восстановительные.

Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SО 4 и сера S в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления –2, +4, +6 и 0. Сера относится к элементам р -электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем s - и р -подуровнях (...3 s 3 р ). У атома серы со степенью окисления – 2 валентные подуровни полностью укомплектованы. Поэтому, атом серы с минимальной степенью окисления (–2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и в данном состоянии может только принимать электроны (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.

Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0, +4) могут и терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.

Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств атомов других элементов .

На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N +5 ) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.

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

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

10HNO 3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3(c. разб.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Существенное влияние на протекание окислительно-восстановительных процессов оказывает реакция среды.

Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO 4 ), то в зависимости от реакции среды раствора, Mn +7 будет восстанавливаться по-разному:

в кислой среде (до Mn +2 ) продуктом восстановления будет соль, например, MnSO 4 ,

в нейтральной среде (до Mn +4 ) продуктом восстановления будет MnO 2 или MnO(OH) 2 ,

в щелочной среде (до Mn +6 ) продуктом восстановления будет манганат, например, К 2 MnO 4 .

Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:

кислая среда –

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +H 2 O

нейтральная среда –

2KMnO 4 + 3Na 2 SО 3 + H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

щелочная среда –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Температура системы также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.

При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:

0 -1 +1

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Если взять горячий концентрированный раствор КОН , то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:

0 t ° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 окисление, восстановитель.

Вопросы для самоконтроля по теме

«Окислительно-восстановительные реакции»

1. Какие реакции называются окислительно-восстановитель-ными?

2. Что такое степень окисления атома? Как она определяется?

3. Чему равна степень окисления атомов в простых веществах?

4. Чему равна сумма степеней окисления всех атомов в молекуле?

5. Какой процесс называется процессом окисления?

6. Какие вещества называются окислителями?

7. Как меняется степень окисления окислителя в окислительно-восстановительных реакциях?

8. Приведите примеры веществ, являющихся в окислительно-восстановительных реакциях только окислителями.

9. Какой процесс называется процессом восстановления?

10. Дайте определение понятию «восстановитель».

11. Как меняется степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях?

12. Какие вещества могут быть только восстановителями?

13. Какой элемент является окислителем в реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с металлами?

14. Какой элемент является окислителем при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами?

15. Какую функцию выполняет азотная кислота в окислительно-восстановительных реакциях?

16. Какие соединения могут образоваться в результате восстановления азотной кислоты в реакциях с металлами?

17. Какой элемент является окислителем в концентрированной, разбавленной и очень разбавленной азотной кислоте?

18. Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях может выполнять пероксид водорода?

19. Как классифицируются все окислительно-восстановительные реакции?

Тесты для самоконтроля знаний теории по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Вариант № 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2 ,

3) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

4) FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

2. Руководствуясь строением атомов, определите, под каким номером указана формула иона, который может быть только окислителем:

1) Mn , 2) NO 3– , 3) Br – , 4) S 2– , 5) NO 2– ?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным восстановителем, из числа приведенных ниже:

1) NO 3– , 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Под каким номером указано количество вещества KMnO 4 , в молях, которое взаимодействует с 10 моль Na 2 SO 3 в реакции, представленной следующей схемой:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Под каким номером приведена реакция диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,

3) 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .

4) 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2 ,

5) 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Вариант № 2

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,

2) CaCO 3 = CaO + CO 2 ,

3) CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3 ,

4) CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3 .

2. Под каким номером приведена формула вещества, которое может быть только восстановителем:

1) SO 2 , 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2 , 5) Na 2 SO 3 ?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным окислителем, из числа приведенных:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?

4. Под каким номером приведен объем водорода в литрах при нормальных условиях, который можно получить из 9 г Al в результате следующей окислительно-восстановительной реакции:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Под каким номером приведена схема окислительно-восстано-вительной реакции, которая протекает при рН > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + … → I 2 + Fe(SO 4 ) 3 + …,

3) KMnO 4 + NaNO 2 + … → MnSO 4 + …,

4) KMnO 4 + NaNO 2 + … → K 2 MnO 4 + …,

5) CrCl 3 + KMnO 4 + … → K 2 Cr 2 O 7 + MnO(OH) 2 + … .

Вариант № 3

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2 ,

2) CuSO 4 + 2NaOH →Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,

3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4 ,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 ,

5) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

2. Руководствуясь строением атома, определите, под каким номером приведена формула иона, который может быть восстановителем:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. Под каким номером приведен процесс восстановления?

1) NO 2– → NO 3– , 2) S 2– → S 0 , 3) Mn 2+ → MnO 2 ,

4) 2I – → I 2 , 5) → 2Cl – .

4. Под каким номером приведена масса прореагировавшего железа, если в результате реакции, представленной следующей схемой:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + NO + H 2 O

образовалось 11,2 л NO (н.у.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Под каким номером приведена схема реакции самоокисления-самовосстановления (дисмутации)?

1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2 ,

3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,

4) KClO 3 → KCl + O 2 ,

5) Hg(NO 3 ) 2 → HgO + NO 2 + O 2 .

Ответы на задания тестов см. на стр.

Вопросы и упражнения для самостоятельной

работы по изучению темы.

1. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы окислительно-восстановительных реакций:

1) MgCO 3 + HCl  MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5 ,

4) H 2 O 2  H2O + O 2 , 8) KOH + CO 2  KHCO 3 .

2. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены окислительно-восстановительные процессы:

1) электролиз раствора хлорида натрия,

2) обжиг пирита,

3) гидролиз раствора карбоната натрия,

4) гашение извести.

3. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены названия групп веществ, характеризующихся возрастанием окислительных свойств:

1) хлор, бром, фтор,

2) углерод, азот кислород,

3) водород, сера, кислород,

4) бром, фтор, хлор.

4. Какое из веществ – хлор, сера, алюминий, кислород – является более сильным восстановителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.

5. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только окислители:

1) K 2 MnO 4 , 2) KMnO 4 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 ,

16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) K 2 SO 3 .

6. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, обладающих окислительно-восстановительной двойственностью:

1) KI, 2) H 2 O 2 , 4) Al, 8) SO 2 , 16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) H 2 .

7. Какое из соединений – оксид железа (III), оксид хрома (III), оксид серы (IV), оксид азота (II), оксид азота (V) – может быть только окислителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.

8. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, которые имеют степень окисления кислорода – 2:

1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3 , Fe 2 O 3 , SO 3 ,

4) OF 2 , Ba(OH) 2 , Al 2 O 3 , 8) BaO 2 , Fe 3 O 4 , SiO 2 .

9. Какое из указанных соединений может быть только окислителем: нитрит натрия, сернистая кислота, сероводород, азотная кислота ? В ответе укажите значение молярной массу выбранного соединения.

10. Какое из приведенных соединений азота – NH 3 ; HNO 3 ; HNO 2 ; NO 2 – может быть только окислителем? В ответе запишите значение относительной молекулярной массы выбранного соединения.

11. Под каким номером, среди перечисленных ниже названий веществ, указан наиболее сильный окислитель?

1) концентрированная азотная кислота,

2) кислород,

3) электрический ток на аноде при электролизе,

4) фтор.

12. Какое из приведенных соединений азота – HNO 3 ; NH 3 ; HNO 2 ; NO – может быть только восстановителем? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.

13. Какое из соединений – Na 2 S; K 2 Cr 2 O 7 ; KMnO 4 ; NaNO 2 ; KClO 4 – может быть и окислителем и восстановителем, в зависимости от условий протекания реакции? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.

14. Укажите номер или сумму условных номеров, где указаны ионы, которые могут быть восстановителями:

1) (MnO 4 ) 2– , 2) (CrO 4 ) –2 , 4) Fe +2 , 8) Sn +4 , 16) (ClO 4 ) – .

15. Укажите номер или сумму условных номеров, под которым расположены только окислители:

1) K 2 MnO 4 , 2) HNO 3 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 , 16) K 2 CrO 4 , 32) H 2 O 2 .

16. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только названия веществ, между которыми не возможно протекание окислительно-восстановительных реакций:

1) углерод и серная кислота,

2) серная кислота и сульфат натрия,

4) сероводород и иодоводород,

8) оксид серы (IV) и сероводород.

17. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы окисления:

1) S +6  S –2 , 2) Mn +2  Mn +7 , 4) S –2  S +4 ,

8) Mn +6  Mn +4 , 16) О 2  2О –2 , 32) S +4  S +6 .

18. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) 2I –1  I 2 , 2) 2N +3  N 2 , 4) S –2  S +4 ,

8) Mn +6  Mn +2 , 16) Fe +3  Fe 0 , 32) S 0  S +6 .

19. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) С 0  CО 2 , 2) Fe +2  Fe +3 ,

4) (SO 3 ) 2–  (SO 4 ) 2– , 8) MnO 2  Mn +2 .

20. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) Mn +2  MnO 2 , 2) (IO 3 ) –  (IO 4 ) – ,

4) (NO 2 ) –  (NO 3 ) – , 8) MnO 2  Mn +2 .

21. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены ионы, являющиеся восстановителями.

1) Ca +2 , 2) Al +3 , 4) K + , 8) S –2 , 16) Zn +2 , 32) (SO 3 ) 2– .

22. Под каким номером приведена формула вещества, при взаимодействии с которым водород выполняет роль окислителя?

1) O 2 , 2) Na , 3) S, 4) FeO.

23. Под каким номером приведено уравнение реакции, в которой проявляются восстановительные свойства хлорид-иона?

1) MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 О,

2) CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

4) AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 .

24. При взаимодействии с каким из указанных веществ – O 2 , NaOH, H 2 S – оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя? Напишите уравнение соответствующей реакции и в ответе укажите сумму коэффициентов у исходных веществ.

25. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы реакций диспропорционирования:

1) NH 4 NO 3  N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2  N 2 + H 2 O,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2 .

26. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия участвует в реакции c десятью моль оксида серы (IV). Реакция протекает по схеме:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3 .

27. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сульфида калия взаимодействует с шестью моль перманганата калия в реакции:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия взаимодействует с десятью молями сульфата железа (II) в реакции:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества хромита калия (KCrO 2 ) взаимодействует с шестью моль брома в реакции:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества оксида марганца (IV) взаимодействует с шестью моль оксида свинца (IV) в реакции:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O.

31. Составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

33. Составьте уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl конц.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

34. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества нитрита натрия (NaNO 2 ) взаимодействует с четырьмя моль перманганата калия в реакции:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сероводорода взаимодействуют с шестью моль перманганата калия в реакции:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Какое количество вещества железа в молях окислится кислородом объемом 33,6 л (н.у.) в реакции, протекающей по нижеприведенной схеме?

Fe + H 2 O + O 2  Fe(OH) 3 .

37. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в разбавленной серной кислоте? В ответе укажите значение относительной атомной массы этого металла.

38. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в концентрированной серной кислоте? В ответе укажите порядковый номер элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

39. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены металлы, пассивирующиеся в концентрированных растворах кислот-окислителей.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены химические знаки металлов, не вытесняющих водород из разбавленного раствора серной кислоты, но вытесняющих ртуть из растворов солей Hg 2+ :

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Под каким номером указаны химические знаки металлов, каждый из которых не реагируют с азотной кислотой?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Под каким номером указан способ получения хлора в промышленности?

1) электролизом раствора хлорида натрия;

2) действием оксида марганца (1V) на соляную кислоту;

3) термическим разложением природных соединений хлора;

4) действием фтора на хлориды.

43. Под каким номером расположена химическая формула газа, преимущественно выделяющегося при действии концентрированного раствора азотной кислоты на медь?

1) N 2 , 2) NO 2 , 3) NO, 4) H 2 .

44. Под каким номером указаны формулы продуктов реакции горения сероводорода на воздухе при недостатке кислорода?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2 .

Укажите номер правильного ответа.

45. Составьте уравнение реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью. В ответе укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции.

Данный метод основан на представлении о степени окисления атома в веществе. Степень окисления - это условный заряд атома, найденный исходя из предположения, что все связи в веществе чисто ионные. Степень окисления обозначается арабской цифрой со знаком (+) или (-).

1. Написать схему реакции. Схема реакции - это условное химическое выражение, в котором слева указаны исходные вещества, справа - известные продукты реакции. Между правой и левой частями схемы ставится знак “стрелка”. Схема может быть полной (известны все продукты) и неполной (известна только часть продуктов). Метод электронного баланса позволяет работать только с полными схемами. Единственным веществом, которое можно не указывать в схеме является вода.

Пример: Cu + HNO 3 ® Cu(NO 3) 2 + NO + . . . .

(многоточие означает, что в правой и левой части окончательного уравнения может появиться вода).

2. Над каждым атомом в схеме поставить степени окисления:

3. Найти атомы, изменившие свои степени окисления. Составить для них уравнения электронных переходов:

Cu 0 + H +1 N +5 O ® Cu +2 (N +5 O ) 2 + N +2 O -2 + . . . .

Cu 0 - 2 = Cu +2 ,

N +5 + 3 = N +2 .

4. Сделать электронный баланс (подобрать коэффициенты, на которые нужно умножить уравнения электронных переходов, чтобы число электронов, ушедших от восстановителей, было равно количеству электронов, принятых окислителем).

Cu 0 - 2 = Cu +2 3

N +5 + 3 = N +2 2

Из электронного баланса следует, что в левой части полученного уравнения на каждые 3 атома восстановителя (Cu +2) должно приходиться 2 атома окислителя (N +5). В правой части будущего уравнения на 3 атома Cu +2 должно приходиться 2 атома N +2 .

5. В схеме реакции поставить первые коэффициенты в соответствии с электронным балансом (там, где это возможно!).

3Cu + HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .

Обратите внимание: из четырех теоретически возможных коэффициентов указаны только три. Перед азотной кислотой коэффициент пока неизвестен, т.к. N +5 ведет себя сложным образом: с одной стороны принимает участие в ОВР (это учтено в электронном балансе), а с другой - переходит без изменений в нитрат меди (Сu(NO 3) 2) (это не учтено в электронном балансе, т.к. при этом степень окисления азота не меняется).

6. Уравнять по всем атомам, кроме водорода и кислорода. При этом произвольное изменение коэффициентов, полученных из электронного баланса недопустимо.

3Cu + 8 HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .

7. Уравнять по водороду. Это делается только одним способом: добавлением соответствующего числа молекул воды в ту часть схемы, где водорода не хватает. В данном примере слева 8 атомов водорода, а справа - нуль. Молекула Н 2 О содержит 2 атома водорода:

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

8. Полученное выражение должно быть уравнением ОВР, если до того не было допущено ошибки. Необходимо проверить данное уравнение по кислороду. Если справа и слева количество атомов кислорода одинаково, вместо “стрелки” ставим знак “равно” (это уравнение). Если по кислороду не сошлось, то следует повторить уравнивание, начиная с пункта 1.

Окончательное уравнение:

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

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно (хотя и не со стопроцентной гарантией) предсказать состав продуктов взаимодействия.

Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Рассмотрим эти приемы.

В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:

1. Записать схему ОВР (исходные вещества и продукты реакции).

2. Определить элементы, степень окисления которых меняется в процессе реакции.

3. Составить схемы процессов окисления и восстановления.

4. Найти множители, уравнивающие число электронов, присоединенных атомами окислителя и потерянных атомами восстановителя (балансирующие множители). Для этого найти наименьшее общее кратное для электронов, присоединенных одним атомом окислителя и отданных одним атомом восстановителя; балансирующие множители будут равны наименьшему общему кратному, деленному на число присоединенных электронов (для окислителя) и отданных электронов (для восстановителя).

5. Определить и ввести в уравнение коэффициенты при веществах, содержащих элементы, степень окисления которых изменяется (опорные коэффициенты), путем деления балансирующих множителей на число атомов окислителя или восстановителя в формульной единице вещества. Если частное от деления не является целочисленным, балансирующие множители следует увеличить в необходимое число раз.

6. Найти и расставить дополнительные коэффициенты, уравнивающие число атомов, не изменивших степень окисления (кроме водорода и кислорода); при этом, если среда кислая, сначала уравнять атомы металлов, а затем анионы кислот, если среда щелочная или нейтральная - наоборот.

7. Уравнять число атомов водорода, дописывая в случае необходимости воду в правую или левую часть уравнения.

8. Проверить, правильно ли подобраны коэффициенты, по кислороду.

Рассмотрим в качестве примера составление уравнения взаимодействия перманганата калия с сульфатом железа(II) в сернокислой среде по стадиям предложенного алгоритма:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (восстановление)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Опорные коэффициенты: при KMnO 4 - 2:1=2, при FeSO 4 - 10:1=10, при MnSO 4 - 2:1=2, при Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

6. Среда кислая, поэтому уравниваем вначале атомы калия, потом - сульфат-ионы.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

7. Поскольку левая часть уравнения содержит 10 атомов водорода, дописываем в правую часть 5 молекул воды:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5Н 2 О

8. Число атомов кислорода (не считая кислород, входящий в сульфат-ионы) в правой и левой частях уравнения равно 8. Коэффициенты подобраны правильно.

При протекании ОВР возможны случаи, когда окислитель или восстановитель в частично расходуется на связывание продуктов окисления или восстановления без изменения степени окисления соответствующего элемента. В этом случае коэффициент при веществе с двойной функцией равен сумме опорного и дополнительного коэффициента и вводится в уравнение после того, как будет найден дополнительный коэффициент. Так, реакция между цинком и очень разбавленной азотной кислотой протекает по уравнению

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 +3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

Как следует из схем окисления-восстановления, на окисление четырех атомов цинка необходима одна молекула азотной кислоты (опорный коэффициент при HNO 3 - 1); однако на образование четырех молекул нитрата цинка и одной молекулы нитрата аммония требуется еще девять молекул HNO 3 , вступающих в реакцию без изменения степени окисления азота (дополнительный коэффициент при HNO 3 - 9). Соответственно коэффициент при азотной кислоте в уравнении реакции будет равен 10, а в правую часть уравнения следует ввести 3 молекулы воды.

Если одно из веществ выполняет одновременно функцию и окислителя, и восстановителя (реакции диспропорционирования) или является продуктом как окисления, так и восстановления (реакции контрдиспропорционирования), то коэффициент при этом веществе равен сумме опорных коэффициентов при окислителе и восстановителе. Например, в уравнении реакции диспропорционирования серы в щелочной среде коэффициент при сере равен трем.

3S 0 + 6NaOH = Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Иногда при протекании ОВР наблюдается изменение степени окисления более чем двух элементов; в этом случае коэффициенты уравнения могут быть определены однозначно, если все окислители или все восстановители входят в состав одной молекулы. При этом расчет отданных или присоединенных электронов рационально проводить для формульной единицы вещества, содержащего эти окислители или восстановители. В качестве примера рассмотрим взаимодействие сульфида мышьяка(III) с азотной кислотой по стадиям приведенного алгоритма.

1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

В реакции участвуют два восстановителя (As +3 и S -2) и один окислитель (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

As 2 S 3 - 28e - = 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Наименьшее общее кратное - 84, балансирующие множители - 28 и 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

6. Дополнительных коэффициентов нет.

7. В левую часть уравнения следует ввести молекулы воды:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4Н 2 О = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

8. Число атомов кислорода как в левой, так и в правой части уравнения равно 88. Коэффициенты подобраны правильно.

Если в ОВР участвуют органические вещества, то для них степени окисления не определяют, так как в этом случае каждый атом может иметь свое значение степени окисления, причем зачастую не целочисленное. При составлении схем окисления-восстановления для таких реакций следует руководствоваться следующими правилами:

1. присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;

2. потеря атома кислорода тождественна присоединению двух электронов;

3. присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;

4. потеря атома водорода тождественна потере одного электрона.

Ниже в качестве примера приведено уравнение реакции окисления этилового спирта дихроматом калия:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

C 2 H 5 OH + [O] - 2[H] - 4e - = 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Превращение этилового спирта в уксусную кислоту требует присоединения атома кислорода и потери двух атомов водорода, чему соответствует потеря четырех электронов.

Метод электронного баланса является универсальным методом, применимым к любым ОВР, протекающим в газовой фазе, конденсированных системах и в растворах. Недостатком метода является то, что прием этот формален и оперирует с не существующими реально частицами (Mn +7 , N +5 и т. д.).