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

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

2 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;

3 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;

4 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;

5 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 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.

7 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;

8 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.

9 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

10 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-

11 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-.

12 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.

13 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.

14 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 +

15 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. :

16 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

17 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.

18 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;

19 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);

20

21 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).

22 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.

23 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.

24 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.

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

26 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

27 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

28 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

29 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

30 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

31 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

32 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

33 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

34 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.

35 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

36 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

37 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

38 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

39 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

40 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

41 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

42 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].

43 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

44 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.

45 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

46 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:

47 (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

48 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.