ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ВОССТАНОВИТЕЛИ. Составление уравнений реакций. МАТЕРИАЛЫ ВЕБИНАРА ДЛЯ ТРЕНИНГА

Характеристика общих свойств восстановителей 1. Основная функция восстановителей – отдача электронов; Отдавая электроны, восстановитель образует окисленные формы – окислители; 2. Соединения с минимальной степенью окисления – только восстановители; 3. Все металлы в свободном состоянии – только восстановители, их активность может быть оценена по ряду активности (напряжения) металлов; 4. Более активные металлы, стоящие в ряду активности (напряжения) левее будут вытеснять менее активные (стоящие правее) металлы из их соединений; 5. Фтор (-1) никогда в химических реакциях не бывает восстановителем, только в электрохимических процессах он проявляет восстановительные свойства;

6. Кислород в нулевой степени окисления выступает в роли восстановителя только в реакции с фтором, образуя положительную степень окисления (+2); 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз восстановительные свойства элементов усиливаются; 8. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов ПСЭ восстановительные свойства элементов ослабевают; 9. В чётных рядах больших периодов ПСЭ восстановительные свойства уменьшаются крайне медленно; 10. С увеличением радиусов атомов их восстановительная способность увеличивается; 11. Чем больше отрицательный заряд на частице, тем сильнее восстановительные свойства;

12. Образование нерастворимых или газообразных продуктов восстановления окислителя облегчает процесс приёма электронов, тем самым усиливая окислительные свойства и ослабляя восстановительные; 13. Восстановительные свойства усиливаются в щелочных средах и ослабевают в кислых; 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном пространстве, восстановителей в первую очередь и преимущественно будет реагировать самый сильный; 15. Восстановительные свойства веществ проявляются только в присутствии окислителей; 16. С увеличением температуры восстановительные свойства ослабевают; 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их окислительно-восстановительные свойства;

Характеристика общих свойств окислителей 1. Основная функция окислителей – приём электронов; Принимая электроны, окислитель образует восстановленные формы – восстановители; 2. Соединения с максимальной степенью окисления элемента – только окислители; 3. Самый сильный окислитель в ПСЭ среди простых веществ – фтор; 4. Соединения в средней степени окисления проявляют двойственные редокс-свойства; 5. Сила окислителей – неметаллов может быть оценена по ряду активности (или электроотрицательностей) неметаллов;

6. Более активные неметаллы, стоящие в ряду активности левее могут вытеснять менее активные неметаллы (стоящие правее) из их соединений; 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз окислительные свойства элементов ослабевают; 8. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов ПСЭ окислительные свойства элементов усиливаются; 9. С увеличением радиусов атомов их окислительная способность ослабевает; 10. Чем больше положительный заряд частицы, тем сильнее её окислительная способность; 11. Сила окислителя обусловливается долей «неметалл личности», привнесённой в молекулу или ион ковалентными связями. Чем больше доля «неметалл личности», тем сильнее окислительные свойства.

12. Образование нерастворимых или газообразных продуктов восстановления окислителя облегчает процесс приёма электронов, тем самым усиливая окислительные свойства; 13. Окислительные свойства усиливаются в кислых средах и ослабевают в щелочных; 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном пространстве, окислителей в первую очередь и преимущественно будет реагировать самый сильный; 15. Окислительные свойства веществ проявляются только в присутствии восстановителей; 16. С увеличением температуры окислительные свойства усиливаются; 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их окислительные свойства;

18. Количественно окислительно-восстановительная способность частиц оценивается величиной окислительного потенциала Е,В, который характеризует силу притяжения чужих электронов и одновременно удерживания своих. Чем более положительное значение имеет окислительный потенциал, тем сильнее окислитель. Для восстановителей характерны низкие значения окислительных потенциалов. 19. В кислых средах окислительные потенциалы увеличиваются, в щелочных падают. Перевод элемента-окислителя в осадок или связывание его в комплекс снижает окислительный потенциал. 20. С увеличением температуры окислительные потенциалы возрастают.

СФОРМИРУЕМ РЯДЫ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ АКТИВНОСТЕЙ СЛОЖНЫХ ЧАСТИЦ-ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ В КИСЛЫХ И ЩЕЛОЧНЫХ СРЕДАХ. Окислительная активность в кислой среде в ряду кислородсодержащих окислителей уменьшается слева направо: MnO 4 2- /MnO 2, O 3 /O 2, S 2 O 8 2- /2SO 4 2-, Co 3+/ Co 2+, NaBiO 3 /BiO +, H 2 O 2 /H 2 O, PbO 2 /PbSO 4, NiO 2 /Ni 2+ 2HClO/Cl 2, 2HBrO/Br 2, HClO 2 /Cl -, 2BrO 3 - /Br 2, HClO/Cl - MnO 4 - /Mn 2+, PbO 2 /PbO, ClO 3 - /Cl -, BrO 3 - /Br -, ClO 4 - /Cl -, Cr 2 O 7 2- /2Cr 3+, H 3 VO 4 /VO 2+, VO 4 3- /VO +, MnO 2 /Mn 2+, Fe 3 O 4 /3Fe 2+, SeO 4 2- /H 2 SeO 3, JO 3 - /J -, HJO/J-, HNO 2 /NO, NO 3 - /NO, NO 3 - /NO 2, H 2 SeO 3 /Se

Окислительная активность в щелочной среде в ряду кислородсодержащих окислителей уменьшается слева направо: O 3 /O 2, ClO - /Cl -, HO 2 - /OH -, NO 3 - /NO 2, ClO 2 - /Cl -, Pd(OH) 4 /Pd(OH) 3, H 2 AuO 3 - /Au, ClO 3 - /Cl -, BrO 3 - /Br -, MnO 4 - /MnO 2, MnO 4 2- /MnO 2, ClO 4 - /Cl -, BrO 3 - /Br 2, JO - /J -, NiO 2 /Ni(OH) 2, BrO - /Br 2, ClO - /Cl 2, JO 3 - /J -, Pb 3 O 4 /3PbO, PbO 3 2- /PbO 2 2-, Co(OH) 3 /Co(OH) 2 Для бескислородных окислителей в кислой среде: Co 3+/ Co 2+, Ce 4+/ Ce 3+, PdCl 6 2- /PdCl 4 2-, AuCl 4- /AuCl 2-, Cu 2+/ CuJ, Fe 3+/ Fe 2+, PtCl 6 2- /PtCl 4 2-, Cu 2+/ CuBr, Cu 2+/ CuCl, Fe(CN) 6 3- /Fe(CN) 6 4-

Восстановительная активность в кислой среде в ряду восстановителей уменьшается слева направо: 2HN 3 /3N 2, H 2 /2H -, H 3 PO 2 /P, Hg 2 J 2 /2Hg, HCOOH/HCHO, P/PH 3, Sn 4+/ Sn 2+, SO 2- 4 /H 2 SO 3, HCHO/CH 3 OH, 2NH 4 + /N 2, Hg 2 Cl 2 /2Hg, H 3 PO 4 /H 3 PO 3, SO 4 2- /H 2 S, Fe 3+/ Fe 2+. Восстановительная активность в щелочной среде в ряду восстановителей уменьшается слева направо: H 2 PO 2 - /P, PO 4 3- /HPO 3 2-, CoS/Co, Sn(OH) 6 2- /HSnO 2-, SO42- /SO 3 2-, P/PH 3, SO 4 2- /S, 2NH 4 OH/N 2, HgS/Hg, CuS/Cu, SO 4 2- /S 2-, Fe(OH) 3 /Fe(OH) 2, S/S 2-, SeO 3 2- /Se, Cu(NH 3 ) 4 2+/ Cu, 2Cu(OH) 2 /Cu 2 O, SeO 4 2- /SeO 3 2-, S 4 O 6 2- /2S 2 O 3 2-.

Проследим основные закономерности в полученных окислительных и восстановительных рядах сложных частичек. 1. Окислителей значительно больше, чем восстановителей, что свидетельствует о меньшей устойчивости восстановителей в окружающей среде, где они постоянно подвергаются атаке одного из самых сильных окислителей – кислорода. Восстановителей, которые бы угрожали окислителям в окружающей среде мало – это в основном органические соединения и анион кислорода воды. 2. Группу самых сильных окислителей в основном образуют d-элементы и тяжёлые р-элементы в несвойственных для них высоких положительных степенях окисления. Во второй группе сильных окислителей преобладают неметаллы также в несвойственных для них высоких положительных степенях окисления, а также неустойчивые молекулы в промежуточных степенях окисления.

3. Группу окислителей средней силы составляют в основном переходные металлы (d – элементы) в средних и не очень высоких степенях окисления. 4. Окислители в кислой среде более активны, чем в щелочной. 5. Группу очень сильных восстановителей образуют в основном лёгкие р-элементы в отрицательных степенях окисления; в положительных промежуточных степенях окисления они составляют группу восстановителей средней силы. Слабыми восстановителями являются восстановленные формы переходных металлов (d- элементы); 6. В щелочной среде окислительная активность падает, а в кислой наоборот - возрастает.

Упражнение 1 Используя составленные нами ряды окислительной и восстановительной активностей сложных частиц, составьте уравнения окислительно- восстановительных реакций между выбранными Вами окислителем и восстановителем в заданной Вами же среде. Например: 1. Для кислой среды выбираем пары JO 3 - /J - и P/PH 3 JO H + + nē = J - - окислитель; PH 3 - nē = P + 3H + - восстановитель. 2. Уравниваем атомы и проставляем число принятых и отданных электронов, суммируем полученные полуреакции, учитывая электронный баланс. 1 Ι 3 Ι JO H + + 6ē = J - + 3H 2 O 2 Ι 6 Ι PH 3 - 3ē = P + 3H +

JO H + + 2PH 3 = J - + 3H 2 O +2P + 6H + Cокращаем частицы, одинаковые в левой и правой части уравнения (6Н + ) и получаем ионно-молекулярное уравнение реакции JO PH 3 = J - + 3H 2 O +2P Для составления молекулярного уравнения подбираем подходящий катион для отрицательно заряженных анионов или анион для положительно заряженных катионов. KJO 3 + 2PH 3 = KJ + 3H 2 O +2P РЕЗЮМЕ: Для составления уравнения реакции между выбранными окислителем и восстановителем необходимо определиться со средой, учесть продукты полуреакции каждого участника, помнить, что окислитель вступает в реакцию своей окисленной формой [O], а восстановитель - восстановленной [B]. Соответственно, окислитель превращается в свою восстановленную форму, а восстановитель – в окисленную. :

Для щелочной среды выбираем пары JO 3 - /J - и PO 4 3- /HPO I 2 I JO H 2 O + 6ē = J - + 6OH - 3 I 6 I HPO OH - -2ē = PO H 2 O Уравнивание атомов в полу реакциях производим так, чтобы не только соблюдалось равенство атомов, но и сумм зарядов частиц в левой и правой частях полуреакций с учётом принятых и отданных электронов. Учтите, что не может быть так, чтобы в полу реакциях в щелочной среде присутствовал Н+,свяжите его с дополнительной группой ОН - в воду. Если же Вам нужен водород, возьмите его из молекулы воды и у Вас останется группа ОН -. JO HPO OH - + 3H 2 O = J - + 6OH - + 3PO H 2 O

Сокращаем одинаковые частицы (ОН- и Н 2 О) в левой и правой частях уравнения, после чего подсчитываем число зарядов частиц до и после реакции. Оно должно быть одинаковым (10- и 10+). JO HPO OH - = J - + 3PO H 2 O Для анионов подбираем подходящие катионы и составляем молекулярное уравнение: NaJO 3 +3Na 2 HPO 3 + 3NaOH = NaJ + 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O Самостоятельно сделайте выбор окислителя, восстановителя, среды и, пользуясь составленными рядами окислительной и восстановительной активности, предложите уравнения нескольких окислительно-восстановительных реакций в различных средах.

Упражнения 2 на знание свойств химических веществ и составление уравнений. Условия : даны ряд веществ. Требуется написать уравнения химических реакций, возможные между этими веществами и продуктами их взаимодействия,полученными в виде осадков или выделившихся в виде газов. Определить типы реакций. 1. HBr, NaMnO 4, NaOH, Br 2 ; 2. KMnO 4, H 2 S, MnSO 4, HCl; 3. KMnO 4, H 3 PO 4, K 2 SO 3, H 2 O, KOH; 4. KMnO 4, K 2 SO 3, BaCl 2, HNO 3 (конц), Cu; 5. Br 2, Zn, Na 2 Cr 2 O 7, KOH;

6. FeCl 3, K 2 Cr 2 O 7, KJ, H 2 SO 4, LiOH; 7. FeCl 3, NaJ, Na 2 SO 4, H 2 SO 4, KOH; 8. K 2 CrO 4, HCl, H 2 S, HNO 3 ; 9. HNO 3, Ca, P; 10. HNO 3, Na 2 CO 3, FeCl 3, Na 2 S; 11. HNO 3 (разб.), Mg, N 2, NH 3 ; 12. HNO 3, CuS, Cu(NO 3 ) 2 ; 13. HNO 3 (конц.), Al 2 S 3, HCl, C; Пример решения. Задание HBr + NaOH = NaBr + H 2 O – реакция кислотно- основного взаимодействия (протолитическая); 2. 2NaOH + Br 2 = NaBrO + NaBr + H 2 O – реакция окис- ления-восстановления (диспропорционирования);

ПОДСКАЗКИ ДЛЯ РЕШЕНИЙ Вариант 2 – Возможно написание 9 реакций, 2 из которых относятся к реакциям обмена, а 7 - к окислительно-восстановительным. Реакция сульфата марганца (+2) с соляной кислотой во внимание не принимается, так как она не доходит до конца и нельзя выделить один из продуктов. Напоминаем, что химические реакции считаются реализованными, когда один из продуктов выводится из сферы реакции в виде осадка, газа или малодиссоциирующего слабого электролита (классический пример - молекулы воды).

Вариант 3. Возможно написание 13 уравнений реакций, из них 6 с исходными веществами: 3 – окислительно- восстановительные в разных средах; 1 – реакция обмена или вытеснения; 2- протолитические ( гидролиза и кислотно-основного взаимодействия). Из 7 других реакций 4 протекают между заданными веществами и продуктами первичных реакций исходных веществ: из них 3 –окислительно- восстановительные и 1 – кислотно-основного взаимодействия. Три следующие реакции протекают между исходными веществами и продуктами вторичных реакций: из них 2 реакции образования кислых солей и одна – окислительно-восстановительная. Реакции,продукты которых нельзя разделить во внимание не принимаются.

Вариант 4. Возможно написание не менее 16 –ти реакций, из них 9- между исходными веществами, причём 2 из них с участием 3-х заданных реагентов, а 7 – с двумя реагентами. По типу реакций 6 из них – окислительно-восстановительные (ОВР), 1 - ОВР с последующим осаждением одного из продуктов и 2- реакции обмена (осаждения). С исходными веществами и продуктами первичных реакций можно записать 7 уравнений. Из них 1 – ОВР (соединения), 3 – межмолекулярные ОВР, 1 – реакция обмена между солями и ещё 1 – реакция продукта с двумя исходными веществами. Ещё одна ОВР протекает между исходными веществами и продуктом вторичной реакции. Примечание Чтобы уравнять 2 из возможных реакций необходимо будет представить элемент с полученной степенью окисления в разных формах, например, 2Mn +4 в форме K 2 MnO 3 и MnO 2 или, если не хватает катионов, то часть реагента можно взять в избытке, но этот избыток не задействовать в ОВ- превращении, например, 2S +4 = S +6 и SO 2.

2KMnO 4 + 3Cu = 3CuO + MnO 2 + K 2 MnO 3 2CuCl 2 + 2K 2 SO 3 – Cu 2 Cl 2 + K 2 SO 4 + 2KCl + SO 2 Вариант 5. Возможны не менее 10 реакций, из них 6 между исходными веществами, 5 из которых ОВР ( 1-соединения, 2-диспропорционирования, 1- вытеснения и 1-пассивации металла, с образованием смеси оксидов трёхвалентного хрома и цинка, а также цинката щелочного металла). 6-я реакция – мономеризации аниона- димера. Исходные вещества с продуктами первичных реакций дадут 2 уравнения – одно ОВР и другое – обмена. Исходные вещества с продуктами вторичных реакций дадут ещё 2 уравнения – одно кислотно- основного взаимодействия, другое- ОВР в среде КОН.

Составление уравнений окислительно – восстановительных реакций Методом электронного баланса при количестве участников более 2-х И методами кислородного и водородного балансов

УПРАЖНЕНИЕ 3 : СОСТАВЬТЕ И УРАВНЯЙТЕ РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ЖЕЛЕЗА С РАЗБАВЛЕННОЙ HNO 3, ЕСЛИ ПРИ ЭТОМ ВЫДЕЛЯЮТСЯ NO И NO 2, ПРИЧЕМ КОЛИЧЕСТВО NO 2 В 2 РАЗА БОЛЬШЕ, ЧЕМ NO. Fe + HNO 3(разб) = 2 NO 2 + NO + Fe(NO 3 ) 3 Для подбора коэффициентов составляем электронные уравнения: 5 Fe 0 – 3 e Fe +3 I 3 3 N e 2N +4 I 2 3 N e N +2 I 3 Суммируем электронные уравнения с учетом коэффициентов 5Fe 0 + 9N +5 = 5Fe N +4 +3N +2

Расставляем основные коэффициенты в уравнении, учитывая, что изменили степень окисления 9N +5, но еще кислота требуется на образование соли: 5Fe 0 + HNO 3(разб) = 6 NO 2 + 3NO + 5Fe(NO 3 ) 3 + H 2 O После чего определяем в правой части число атомов азота, ставим коэффициент 24 перед HNO 3, после чего уравниваем водород, ставя перед водой коэффициент 12 5Fe HNO 3(разб) = 6 NO 2 + 3NO + 5Fe(NO 3 ) H 2 O

УПРАЖНЕНИЕ 4 : УСТАНОВЛЕНО, ЧТО ПРИ РЕАКЦИИ ЖЕЛЕЗА С АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ В СМЕСИ НИТРОЗНЫХ ГАЗОВ СОДЕРЖАТСЯ 3 ОКСИДА В СООТНОШЕНИИ NO 2 :NO:N 2 O = 1:2:3 СОСТАВЬТЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ПОДБЕРИТЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ, ИСПОЛЬЗУЯ МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА И УРАВНЯЙТЕ ЕГО. 1. Составляем проект уравнения реакции с учетом соотношения образующихся газов: Fe + HNO 3 = 3 N 2 О+ 2NO + Fe(NO 3 ) 3 + NO 2

2. СОСТАВЛЯЕМ ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ ДЛЯ ЭЛЕМЕНТОВ, ИЗМЕНЯЮЩИХ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ И НАХОДИМ ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ 31 Fe 0 – 3 e Fe +3 I 3 3 N +5 + e N +4 I 1 3 2N e 2N +2 I 6 3 6N e 6N +1 I 24

3. ПРОСТАВЛЯЕМ В УРАВНЕНИЕ ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА 31Fe 0 + HNO 3 = 9 N 2 О+ 6NO +31Fe(NO 3 ) 3 + H 2 O+3 NO 2

4. НАХОДИМ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ МАТЕРИАЛЬНОГО БАЛАНСА. Сначала подсчитываем число атомов азота в правой части уравнения и полученный коэффициент ставим перед формулой азотной кислоты – это 120. Затем ставим коэффициент перед формулой воды, т.к. число атомов водорода в левой части уравнения мы определили – это Fe HNO 3 = 9 N 2 О+ 6NO +31 Fe(NO 3 ) H 2 O+3 NO 2

УПРАЖНЕНИЕ 5 : СОСТАВИТЬ УРАВНЕНИЕ, ПОДОБРАТЬ КОЭФФИЦИЕНТЫ И УРАВНЯТЬ РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ КОНЦ. HNO 3 С СУЛЬФИДОМ МЫШЬЯКА (+3). As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO Составляем уравнения электронного баланса: 3 2As e 2As S e 2S N e 2N +2

3 A 2 S HNO 3 = 6H 3 AO 4 + 9H 2 SO NO Подсчитываем атомы Н справа – их 28, и слева – их 36. Справа не хватает 4 х атомов, поэтому мы дописываем в левую часть уравнения молекулы H 2 O. 3 As 2 S HNO 3 +4 H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO NO

Упражнение 6. Усложним нашу задачу. Руду, содержащую пирит FeS 2 и оксид железа (2+) FeO в соотношении 3:1 разложили азотной кислотой. Установите природу выделившихся газов, их соотношение, составьте суммарное уравнение реакции и уравняйте его.

Составляем реакцию взаимодействия компонентов руды. FeS 2 + HNO 3(конц) Fe( NO 3 ) 3 + NO + H 2 SO 4 Составляем электронный баланс : 3 Fe +2 – 1 e Fe +3 3 S e 2S N e N +2

Проставляем основные коэффициенты для электронного баланса веществ в уравнении, исключая HNO 3, так как она расходуется и на окисление и на образование соли, т.е. её коэффициент учитывает и материальный и электронный балансы атомов в уравнение 3FeS 2 + HNO 3(конц) 3Fe( NO 3 ) NO + 6 H 2 SO 4

Подсчитываем число атомов азота в правой части уравнения и ставим коэффициент перед HNO 3 - это 24 и в правой – 12. Справа не достает 12 атомов Н, поэтому дописываем туда 6 молекул H 2 O. 3FeS HNO 3(конц) 3Fe( NO 3 ) NO + 6 H 2 SO 4 + 6H 2 O

Проведем проверку правильности уравнивания, подсчитывая число атомов кислорода слева и справа – их 72. Составляем схему уравнения реакции окисления FeO FeO+HNO 3 = Fe( NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 O Подбираем коэффициенты и уравниваем уравнение 3 Fe +2 – 1 e Fe +3 1 N e N +4

Коэффициенты для электронного баланса найдены, а суммарный коэффициент HNO 3, учитывающий и электронный и материальный балансы будет равен 4. FeO + 4HNO 3 = Fe( NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 O Уравниваем водород и проверяем правильность коэффициентов по кислороду. FeO + 4HNO 3 = Fe( NO 3 ) 3 + NO 2 + 2H 2 O

Теперь складываем оба полученных уравнения, учитывая соотношение FeS 2 : FeO = 3:1 3FeS HNO 3(конц) 3Fe( NO 3 ) NO + H 2 SO 4 +6 H 2 O FeO + 4HNO 3 = Fe( NO 3 ) 3 + NO 2 + 2H 2 O _____________________________________________________________________________________ 3FeS 2 * FeO +28 HNO 3 4Fe( NO 3 ) NO + 6 H 2 SO H 2 O+ NO 2 Ответ: В составе нитрозных газов будут присутствовать NO и NO 2 в соотношении 15:1

Использование метода кислородного баланса при уравнивании окислительно-восстановительных реакций органических веществ. В реакциях окисления органических веществ одним из участников процесса всегда является окислитель [O]- условный атом кислорода. Поэтому основные коэффициенты определяются его количеством до и после реакции. В реакции восстановления органических веществ вторым участником процесса является восстановитель [H]- условный атом водорода. Поэтому основные коэффициенты удобно определять по водороду

Упражнение 7: Уравняйте реакцию окисления глицерина в сернокислом растворе K 2 Cr 2 O 7 при нагревании, где окисление органического вещества протекает до альдегида. 1. Записываем схему взаимодействия веществ HOCH 2 - CHOH-CH 2 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = HOCH 2 - CHOH-CHO + Cr 2 (SO 4 ) 3 2. Составляем уравнение кислородного баланса, исходя из правил: А) Окислитель – поставщик [O] Б) Восстановитель - акцептор [O] Б) Восстановитель – это акцептор [O].

1 Ι K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 3[O]+ K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) H 2 O 3Ι C 3 H 8 O 3 +[O] = C 3 H 6 O 3 + H 2 O Подбираем коэффициенты так, чтобы число отданных [O] было равно числу принятых [O], суммируем полуреакции окислителя и восстановителя, при этом [O] в левой и в правой части уравнения сокращаются 3C 3 H 8 O 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3 C 3 H 6 O 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Упражнение 8: Теперь уравняем это уравнение методом «водородного баланса», исходя из правил : А) Восстановитель - поставщик [H]. Б)Окислитель – акцептор [H]. Восстановителем всегда является органическое вещество. 1 2 K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 6[H]= K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) H 2 O 3 6 C 3 H 8 O 3 = C 3 H 6 O 3 + [H] Суммируем обе реакции полуреакции, подбирая коэффициенты так, чтобы число принятых [H] было равно числу отданных. При этом [H] в левой и правой части суммарного уравнения должны сократиться.

Примечание: При подборе коэффициентов кислородного баланса вначале уравниваются катионы, затем кислотные остатки, затем атомы кислорода, связанные в воду, и наконец восстановитель [ H]. 3C 3 H 8 O 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 +6[H] = 3 C 3 H 6 O 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O + 6[H] Затем сокращаем [H] слева и справа и получаем : 3C 3 H 8 O 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3 C 3 H 6 O 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Упражнение 9: Предлагаем самостоятельно для закрепления материала методами кислородного и водородного балансов уравнять следующие реакции: Окисление CH 3 C(CH(CH 3 ) 2 ) = CHCH(OH)CH 3 дихроматом калия в сернокислой среде. Окисление симм-диизопропил этилена в щелочной среде перманганатом калия. Окисление метилэтилизопропилметанола до соответствующих карбоновых кислот и кетона в сернокислой среде оксидом хрома (+6). Решение: Третичный атом углерода, при котором стоит гидроксогруппа содержит радикал метил, окисляющийся до метановой кислоты, радикал этил, окисляющийся до этановой кислоты и радикал изопропил, окисляющийся до ацетона. Сам третичный атом углерода образует метановую кислоту. Итак, схема превращения исходного вещества в продукты выглядит так:

(CH 3 )(CH 5 )( CH(CH 3 ) 2 )COH = 2HCOOH + CH 3 COOH + (CH 3 ) 2 CO ЗАПИСЫВАЕМ СХЕМУ ПРЕВРАЩЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКОГО ВЕЩЕСТВА В БРУТТО-ФОРМУЛАХ С УЧЕТОМ [O] СОГЛАСНО МЕТОДУ КИСЛОРОДНОГО БАЛАНСА, УРАВНИВАЕМ КОЛИЧЕСТВО АТОМОВ В СХЕМЕ СЛЕВА И СПРАВА. ЗАТЕМ СУММИРУЕМ ОБЕ СХЕМЫ, ПОДБИРАЯ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ СХЕМ ТАК, ЧТОБЫ ЧИСЛО [O] В ОБЕИХ СХЕМАХ БЫЛО ОДИНАКОВЫМ. 1 2C 7 H 16 O + 15[O] = 4 CH 2 O 2 + 2C 2 H 4 O 2 + 2C 3 H 7 O 2 + H 2 O 5 2CrO 3 + 3H 2 SO 4 = 3[O] + Cr 2 (SO 4 ) 3 +3 H 2 O 2C 7 H 16 O + 10CrO H 2 SO 4 = 4 CH 2 O 2 + 2C 2 H 4 O 2 + 2C 3 H 7 O H 2 O + 5 Cr 2 (SO 4 ) 3

Метод кислородного баланса удобно использовать для составления окислительно – восстановительных реакций сложных объектов, когда затруднительно бывает установить степени окисления элементов в объекте. Примером может служить процесс растворения золотой руды в царской водке. Схема процесса :: Au 2 O 3 * Au 2 S 3 + HCl + HNO 3 H [AuCl 4 ] + NO 2 + H 2 SO 4 + H 2 O 1 Au 2 O 3 * Au 2 S HCl + 12[O] =4 H [AuCl 4 ] + 3H 2 SO 4 + 3H 2 O 12 2HNO 3 = [O]+ NO 2 + H 2 O Au 2 O 3 * Au 2 S HCl + 24HNO 3 4H[AuCl 4 ] +24 NO 2 + 3H 2 SO H 2 O Резюме: В основе всех методов уравнивания посредством баланса реагирующих частиц лежит закон сохранения количества этих частиц ( атомов, электронов, нуклонов), принимающих участие в реакциях.