Метод полуреакций

9 заданий

Полуреакции в кислой среде

В растворе окислитель и восстановитель превращаются в другие частицы, обмениваясь электронами. Метод полуреакций, или ионно-электронный метод, позволяет уравнять эти превращения по отдельности, а затем составить общее уравнение реакции. В отличие от метода электронного баланса, он сразу учитывает участие кислоты, воды или щёлочи и не требует предварительно определять степени окисления атомов в сложных частицах.

Полуреакцией называют уравнение превращения окислителя или восстановителя, в котором указаны принятые или отданные электроны. Для кислой среды полуреакцию составляют в следующем порядке:

Сначала записывают частицы, реально существующие в растворе: например, \(\ce{MnO4-}\), а не \(\ce{Mn^{+7}}\).
Затем уравнивают атомы всех элементов, кроме кислорода и водорода.
На сторону, где не хватает кислорода, добавляют \(\ce{H2O}\), а недостаток водорода восполняют ионами \(\ce{H+}\).
Электроны добавляют на ту сторону, суммарный заряд которой больше. После этого заряды обеих сторон должны совпасть.
Полуреакции умножают на такие коэффициенты, чтобы число принятых и отданных электронов стало одинаковым, а затем складывают.

edit_noteРеакция перманганата с железом(II)

В кислой среде перманганат-ион восстанавливается, а ион железа(II) окисляется. Вторую полуреакцию умножают на пять, чтобы при сложении электроны сократились: \(\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}\) ×1 \(\ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}\) ×5 Получается ионное уравнение реакции:

\[\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}\]

Проверка заряда подтверждает результат: слева \(-1 + 10 + 8 = +17\), справа \(+2 + 15 = +17\).

По такому же правилу составляют полуреакции восстановления других окислителей в кислой среде.

scienceПолуреакции восстановления окислителей в кислой среде

\(\ce{Cr2O7^2- + 14H+ + 6e- -> 2Cr^3+ + 7H2O}\) — при восстановлении дихромат-иона оранжевая окраска сменяется зелёной.
\(\ce{NO3- + 4H+ + 3e- -> NO + 2H2O}\) — при восстановлении нитрат-иона разбавленной азотной кислоты образуется оксид азота(II).
\(\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O}\) — пероксид водорода восстанавливается до воды и является окислителем.
\(\ce{PbO2 + 4H+ + 2e- -> Pb^2+ + 2H2O}\) — диоксид свинца способен окислять даже \(\ce{Mn^2+}\) до \(\ce{MnO4-}\).
\(\ce{NaBiO3 + 6H+ + 2e- -> Bi^3+ + Na+ + 3H2O}\) — висмутат натрия применяют для обнаружения марганца.

Нейтральная и щелочная среда

При переходе к нейтральной или щелочной среде меняется не только способ уравнивания полуреакций: у одного и того же окислителя могут образоваться разные продукты восстановления. Поэтому прежде, чем составлять уравнение, нужно определить среду реакции.

В полуреакциях для щелочной среды ионы \(\ce{H+}\) не используют. На каждый недостающий атом кислорода на эту сторону добавляют \(\ce{2OH-}\), а на другую — \(\ce{H2O}\). И наоборот: на каждый лишний атом кислорода добавляют \(\ce{H2O}\), а на другую сторону — \(\ce{2OH-}\). После уравнивания атомов заряды, как и в кислой среде, уравнивают электронами. В нейтральной среде добавленной щёлочи нет, но ионы \(\ce{OH-}\) могут образоваться в ходе реакции.

edit_noteВосстановление перманганата в трёх средах

В кислой среде перманганат восстанавливается до ионов марганца(II): \(\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}\) — разбавленный раствор выглядит почти бесцветным. В нейтральной среде образуется бурый осадок: \(\ce{MnO4- + 2H2O + 3e- -> MnO2 v + 4OH-}\). В сильнощелочной среде образуется зелёный манганат: \(\ce{MnO4- + e- -> MnO4^2-}\).

Следующие уравнения показывают, как состав продуктов зависит от условий реакции. В последнем уравнении щёлочь не добавляют: реакция идёт в нейтральной среде.

scienceРеакции окисления в щелочной и нейтральной средах

\(\ce{2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH -> 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O}\) — при окислении зелёного хромита в щелочной среде образуется жёлтый хромат.
\(\ce{2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH -> 2Na2CrO4 + 8H2O}\) — пероксид водорода в щелочной среде окисляет хром(III) до хромата.
\(\ce{2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH -> 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O}\) — в щелочной среде перманганат восстанавливается до манганата.
\(\ce{2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O -> 2MnO2 v + 3K2SO4 + 2KOH}\) — в нейтральной среде перманганат восстанавливается до диоксида марганца.

boltПризнаки среды по составу продуктов

В итоговом уравнении реакции, протекающей в кислой среде, не оставляют ионы \(\ce{OH-}\). При восстановлении перманганата в такой среде образуется \(\ce{Mn^2+}\), а при восстановлении хрома(VI) — \(\ce{Cr^3+}\). В итоговом уравнении реакции в щелочной среде не оставляют ионы \(\ce{H+}\). Хром(III) в щелочном растворе образует \(\ce{[Cr(OH)6]^3-}\); формулу \(\ce{CrO2-}\) используют для хромита. Ионы амфотерных металлов в щелочной среде могут образовывать гидроксокомплексы.

От ионного уравнения к молекулярному

Ионное уравнение показывает превращения частиц в растворе. Чтобы записать молекулярное уравнение, нужно также указать состав взятых веществ и образующихся продуктов. Для этого к ионам подбирают противоионы из исходных веществ, составляют формулы соединений и проверяют сохранение атомов.

При выборе исходных веществ особенно важно учитывать среду. Для реакции перманганата в кислой среде используют серную кислоту.

errorВыбор кислоты для подкисления

Перманганат подкисляют серной кислотой. При использовании соляной кислоты хлорид-ионы окисляются до хлора: \(\ce{2KMnO4 + 16HCl -> 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O}\). Азотная кислота сама является окислителем и может повлиять на результат. Это особенно важно при перманганатометрии — титровании раствором перманганата.

edit_noteМолекулярное уравнение реакции перманганата с железом(II)

Ионное уравнение уже составлено: \(\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}\). Исходные вещества содержат противоионы \(\ce{K+}\) и \(\ce{SO4^2-}\). Удвоим ионное уравнение, чтобы получить целое число формульных единиц \(\ce{Fe2(SO4)3}\):

\[\ce{2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 -> 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O}\]

history_eduВозникновение перманганатометрии

Титрование перманганатом для определения железа предложил француз Фредерик Маргерит в 1846 году. Отдельный индикатор не нужен: пока в растворе есть восстановитель, малиновая окраска перманганата исчезает. Первая лишняя капля окрашивает раствор в розовый цвет.

Перманганатом определяют и другие восстановители. В следующих реакциях по расходу раствора перманганата находят содержание определяемого вещества.

scienceОпределения веществ с помощью перманганата

\(\ce{2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 -> 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 ^ + 8H2O}\) — при установлении титра по щавелевой кислоте реакцию ускоряют образующиеся ионы \(\ce{Mn^2+}\); это автокатализ.
\(\ce{2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 -> 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O}\) — по расходу перманганата определяют содержание нитритов.
\(\ce{2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 -> 2MnSO4 + 5O2 ^ + K2SO4 + 8H2O}\) — по расходу перманганата определяют содержание пероксида водорода.

push_pinГлавное

Метод полуреакций позволяет отдельно уравнять превращения окислителя и восстановителя, а затем сложить их, сократив электроны. Кислород и водород уравнивают с учётом среды: в кислой среде используют воду и ионы \(\ce{H+}\), а в щелочной — \(\ce{H2O}\) и \(\ce{OH-}\); заряд уравнивают электронами. Продукт восстановления перманганата также зависит от среды: в кислой образуется \(\ce{Mn^2+}\), в нейтральной — \(\ce{MnO2}\), в сильнощелочной — \(\ce{MnO4^2-}\). При переходе к молекулярному уравнению учитывают состав исходных веществ. Для подкисления при титровании перманганатом используют серную, а не соляную кислоту, поскольку хлорид-ионы окисляются.

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.