«Метод полуреакций в подборе коэффициентов в овр»

Вид материала

Лекция

Содержание Некоторые окислители-акцепторы ē Слабые электролиты

Подобный материал:

• Методика исследования 4 Штатно-номенклатурный метод 4 Метод расчета коэффициентов насыщенности, 831.9kb.
• С. В. Фёдоров, Н. А. Середа Обосновывается теоретико-расчётный метод определения, 90.27kb.
• Содержатся предложения по определению числовых значений коэффициентов трения в стадии, 58.42kb.
• Соединение кораблей и подразделений Охраны водного района (овр) главной военно-морской, 4252.86kb.
• Statistical modelling of reliability, 84.06kb.
• А. В. Буряк метод финансовых коэффициентов как инстурмент оценки эффективности деятельности, 122.42kb.
• 97. Анализ и оценка финансовых коэффициентов рыночной устойчивости, 22.75kb.
• Классы кредитоспособности клиентов. Вопросы по задаче: Как оценивается рост и снижение, 55.91kb.
• Классы кредитоспособности клиентов. Вопросы по задаче: Как оценивается рост и снижение, 34.84kb.
• Анализа коэффициентов Корнеева Елена Финансовый директор группы компаний Carlo Pazolini, 153.55kb.

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

«СЯСЬСТРОЙСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №2»

ВОЛХОВСКОГО МУНИЦИПАЛЬНОГО РАЙОНА

ЛЕНИНГРАДСКОЙ ОБЛАСТИ

Лекция для учащихся 9 классов

по теме «Метод полуреакций в подборе коэффициентов в ОВР»


Подготовил:

учитель химии

высшей категории

Бочкова И.А.

г.Сясьстрой

2010г.

I Цель:

показать суть метода, которая состоит в двух утверждениях:

а) в этом методе рассматривают переход электронов от одних частиц к другим с обязательным учётом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная);

б) при составлении уравнения электронно-ионного баланса записывают только те частицы, которые реально существуют в ходе протекания данной ОВР – в виде ионов записываются реально существующие катионы или анионы; вещества малодиссоциирующие, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме.


II. План лекции.

1. Основные понятия
   
2. Некоторые окислители-акцепторы электронов
   
3. Некоторые восстановители – доноры электронов
   
4. Метод полуреакций, правила оформления ОВР протекающих:
   
   1. в кислотной среде
      
   2. в щелочной среде
      
   3. в нейтральной среде.
      

III.ОВР – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления, и изменяются степени окисления элементов.


Процесс отдачи ē – окисление.

Процесс принятия ē – восстановление.


Частица, отдающая ē – восстановитель.

Частица, принимающая ē – окислитель.


Число отдаваемых ē восстановителем равняется количеству ē, принимаемых окислителем.


Элемент, имеющий максимальную с.о., может быть только окислителем.


N⁺⁴

+1ē N⁺³

+2 ē N⁺²

+3ē

HN⁺⁵O₃ +4 ē N⁺¹ N⁺⁵ - окислитель

+5ē

+8ē N₂⁰

N^-3


Элемент имеющий минимальную с.о может быть только восстановителем.


S⁰

-2ē

H₂S^-2 -6 ē S⁺⁴ S^-2 - восстановитель

-8 ē

S⁺⁶


Элемент, имеющий промежуточную с.о., может быть и окислителем и восстановителем.


S^-2 окислитель

+2ē

S⁰ -4ē S⁺⁴

-6ē }восстановитель

S⁺⁶

Некоторые окислители-акцепторы ē

I HCl⁺¹O, и соли (гипохлориты)

хлорноватистая


HCl⁺³O_2, и соли (хлориты)

хлористая


HCl⁺⁵O₃, и соли (хлораты) Г ^-1 , например

хлорноватая HCl^-1, HBr ^-1, KCl^-, KBr-




HBr⁺⁵O_3, и соли (броматы)

бромноватая


HCl⁺⁷O₄ , и соли (перхлораты)

хлорная


Но! 2HI⁺⁵O₃, и соли (иодаты) I₂⁰

иодноватая


II. Азотная кислота HN⁺⁵O₃

№	Концентрация HNO3	Восстановители	Продукт восстановления
1	Очень разбавленная (2-3%)	Na; Al; Ca; Mg; Zn	N-3H3; (N-3H4)+
2	Среднеразбавленная, активные Ме	K; Ca; Mg; Zn; Al	N2+1O; N20
3	Среднеразбавленная, средне активные Ме	Fe; Cr; N; Bi	N+4O2; N+2O; N2+1O
4	Среднеразбавленная, неактивные Ме	Pb; Cu; Hg; Ag	N+2O
5	Концентрированная (30%)	Ca; Mg; Zn	N+2O
6	Концентрированная (30%)	S; C; P; I2; B; Sb; Sn; Pb; Cu; Hg; Ag; (Al, t0)	N+4O2
Не реагируют на холодное: Al; Cr; N; Fe Пассивируются: Au; Pt; Os; Ir

III. Концентрированная серная кислота H₂S⁺⁶O₄





+Активные Ме (Mn; Zn; K …) H₂S^-2

+ активные Ме (Mn; Zn …) S⁰

H₂S⁺⁶O₄ (k) +Малоактивные Ме (Cu; Sb …) S⁺⁴O₂ }

+неметаллы (C; P; S;) S⁺⁴O₂

+HBr S⁺⁴O₂


могут образовываться одновременно в разных соотношениях.

4. Перманганат калия KMn⁺⁷O₄
   

в кислотной среде (H⁺) Mn²⁺

KMn⁺⁷O₄ в щелочной среде (OH^-) MnO₄^2-

в нейтральной среде (H₂0) Mn⁺⁴O₂


(Mn⁺⁶O₄)^2- H⁺ Mn²⁺ + H₂O


Mn⁺⁴O₂ H⁺ Mn²⁺ + H₂O

4. Соединение хрома:
   

Cr₂O₇^2- В кислотной среде Cr³⁺

Cr³⁺ В щелочной среде CrO₄^2-

4. Азотистая кислота (нитриты, нитраты)
   

2H⁺ + (N⁺³O₂)^- N⁺²O (всегда) + H₂O

Ho! NH₄NO₂ t⁰ N₂⁰ + 2H₂O




Na⁺⁵(NO₃)^- ( щ.с. OH^-) акт. Ме (Zn) N^-3H₃

акт. Ме (Zn) (N⁺³O₂)^-

4. Пероксид водорода.
   

H₂O₂^-1 +2H⁺ + 2ē 2H₂O

+2ē 2OH^-


Некоторые восстановители – доноры ē.

1. Me: Al; Ca; K; Mg; Na
   
2. неМе: C (kokc); H₂; S; Si; Se; P
   
3. Бинарные соединения неМе: галогеноводороды, халькогеноводороды, гидриды, сульфиды, нитриды, фосфиды, галогениды, бориды, селениды, телуриды, арсениды, силициды.
   

Анионы могут окислять до с.о. 0 или высшей положительной с.о.: например нитрид


2N^-3 - 6 ē N₂⁰

N^-3 - 8 ē N⁺⁵

4. Некоторые металлы в щелочной среде (OH^-)
   

Zn^o - 2 ē ^OH- ZnO₂^2- (Na₂ZnO₂ цинкат Na или Na₂[Zn(OH)₄] тетрагидроксоцинкат Na)


Al⁰ - 3 ē ^OH- [Al(OH)₄^-]^- (Na[Al(OH)₄^-] тетрагидроксоаллюминат Na)


Pb⁰ - 2 ē OH^- [ Pb(OH)₃]^- (K⁺[Pb(OH)₃]^- тригидроксоплюмбат (II) калия )

5. Тиосульфат ион S₂O₆^2-
   

На воздухе (H⁺; H₂O) SO₄^2- + S⁰

S₂O₃²- + Сильный окислитель 2SO₄^2-

+ I₂ S₄O₆^2- (Тетратионат анион)

6. Пероксид водорода
   

H₂O₂^-1 - 2 ē O₂ + 2H⁺




H₂O₂^-1 + 2OH^- - 2 ē O₂ + 2H₂O (восстановительный распад)


Сила окислителей увеличивается в кислотной среде, а восстановителей – в щелочной среде.

Запись сильных и слабых электролитов.


Сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) – в водных растворах полностью дисоциируют на ионы, поэтому в ионных уравнениях и полуреакциях их записывают в виде ионов.


Кислоты: HClO₄; HClO₃; HNO₃; H₂SO₄; H₂SeO₄; HCl; HBr; HI; HBrO₃; HBrO₄; HIO₃; HIO₄; HNCS; HMnO₄; H₂Cr₂O₇; H₃PO₂


Щелочи: LiOH; NaOH; KOH; RbOH; Sr(OH)₂; Ba(OH)₂; Ca(OH)₂


Соли: почти все


Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. В ионных уравнениях, а также в полуреакциях формулы слабых электролитов, оксидов, веществ в твердом и газообразном состоянии записывают в молекулярном виде.


Кислоты: HClO₂; HClO; HNO₂; H₂SO₃; H₂CO₃; H₂SiO₃; H₃PO₄; H₃PO₃; HPO₂; HBO₃; HIO₆; HIO; H₂S; HCN; HF; HBrO; CH₃COOH


Основания: Fe(OH)₂; Fe(OH)₃; Cu(OH)₂; NH₄OH; Al(OH)₃; Zn(OH)₂; Cr(OH)₃, все амфотерные гидроксиды.


Органические вещества.

Вода: H₂O.


Подбор коэффициентов методом электронно-ионного баланса.

(метод полуреакций)


При подборе коэффициентов методом ЭМБ отпадает необходимость нахождения степеней окисления элементов, легко определяются стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении.


Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

1. Записать схему реакции. Определить молекулы или ионы, которые участвуют в процессе окисления и восстановления.
   
2. Записать в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые электролиты, твердые и газообразные вещества записываются в молекулярном виде.
   
3. На основании закона сохранения массы и энергии при составлении уравнений полуреакций следует соблюдать баланс веществ и баланс зарядов.
   

Для уравнивания числа атомов кислорода в ту часть полуреакции, где он в избытке, добавляют столько катионов водорода Н⁺, чтобы, связавшись с атомами кислорода, образовались молекулы Н₂О. В противоположную часть добавляют молекулы Н₂О.

Уравнять кислород, затем водород, затем уравнивают электроны.

4. Балансируют (уравнивают) число отданных и принятых ē в полуреакциях.
   
5. Суммируют сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.
   
6. Подчеркивают и сокращают одинаковые ионы и молекулы.
   
7. Добавляют недостающие катионы или анионы. Количество добавляемых ионов в левую и правую части ионного уравнения должно быть одинаковым. Результат – молекулярное уравнение.
   

Например:

1	Схема уравнения	S0+HNO3- H2SO42- + NO0
2	1-я полуреакция	1 S0 + 4H2O0 -6ē SO42- + 8H+ 2 NO3- + 4H+ + 3ē NO0 + 2H2O0
3	2-я полуреакция
4	Суммарное ионное уравнение	S + 4H2O + 2NO3- + 8H+ SO42- + 8H+ + 2NO + 4H2O S + 2NO3- SO42- + 2NO
5	Добавляемые ионы	2H+ = 2H+
6	Итоговое молекулярное уравнение	S +2HNO3 = H2SO4 + 2NO

1.

KNO₂^- + HClO₃^- KNO₃^- + HCl^-


3 NO₂^- + H2O⁰ - 2ē NO₃^- + 2H⁺

1 ClO₃^- + 6H⁺ + 6ē Cl^- + 3H₂O⁰




3NO₂^- + 3H₂O + ClO₃^- + 6H⁺ 3NO₃^- + 6H⁺ + Cl^- + 3H₂O

3NO₂^- + ClO₃^- 3NO₃^- + Cl^-

3K⁺ + H⁺ = 3K⁺ + H⁺


3KNO₂ + HClO₃ = 3KNO₃ + HCl


2.

KI^- + KNO₂^- + H₂SO₄ I₂⁰ + NO⁰ + K₂SO₄ + H₂O


1 2I^- - 2ē I₂⁰

2 NO₂^- + 2H⁺ + 1ē NO⁰ + H₂O




2I^- + 2NO₂^- + 4H⁺ I₂ + 2NO + 2H₂O

2K⁺ + 2K⁺ + 2SO₄^2- = 4K⁺ + 2SO₄^2-


2KI + 2KNO₂ + 2H₂SO₄ = I₂ + 2NO + 2K₂SO₄ + 2H₂O


3.

HCl^- + HClO₃^- Cl₂⁰ + H₂O


5 Cl^- - 1ē Cl⁰

1 ClO₃^- + 6H⁺ + 5ē Cl⁰ + 3H₂O




2Cl^- + ClO ₃^-+ 6H⁺ 5Cl⁰ +Cl⁰ + 3H₂O




5HCl + HClO₃ = 3Cl₂ + 3H₂O

4.

KMnO₄^- + Fe²⁺SO₄ + H₂SO₄ Mn²⁺SO₄ + Fe₂³⁺(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O


2 MnO₄^- + 8H⁺ +5ē Mn²⁺ +4H₂O⁰

5 2Fe²⁺ - 2ē 2Fe³⁺




2MnO^4- +16H⁺ + 10Fe²⁺ 2Mn²⁺ +8H₂O + 10Fe³⁺

2K⁺ + 8SO₄^2- +10SO₄^2- = 2SO₄^2- +2K⁺ + SO₄^2- + 15SO₄^2-


2KMnO₄ + 8H₂SO₄ +10FeSO₄ = 2MnSO4 + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O


5.

K₂Cr₂O₇^2- + H₂S^2- + H2SO4 S⁰ + Cr₂³⁺(SO₄)₃ + K2SO₄ + H₂O




1 Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē 2Cr³⁺ + 7H₂O

3 S^2- -2ē S⁰




Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 3S^2- 2Cr³⁺ + 7H₂O +3S

8H⁺ +16H⁺


2K⁺ + 4SO₄^2- = 3SO₄^2- + 2K⁺ + SO₄^2-


K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ + 3S +7H₂O


6.

KI^- + H₂SO₄^2- I₂⁰ + H₂S^2- + K₂SO₄ + H₂O




4 2I^- -2ē I₂⁰

1 SO₄^2- + 8H⁺ +8ē S^2- +4H₂O



8I^- + SO₄^2- + 8H⁺ 4I₂ + S^2- +4H₂O

8K⁺ + 2H⁺ + 4SO₄^2- = 2H⁺ +8K⁺ + 4SO₄^2-




8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4K₂SO₄ +4H₂O


7.

Сa⁰ + HNO₃^- Ca²⁺⁽NO₃)₂ + N₂O⁰ +H₂O


4 Сa⁰ - 2 ē Ca²⁺

1 2NO^3- +10H⁺ + 8 ē N₂O⁰ +5H₂O





4Сa + 2NO₃^- +10H⁺ 4Ca²⁺ + N₂O +5H₂O

8NO₃^- = 8NO₃^-


4Сa + 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O +5H₂O

8.

K₂Cr₂O₇^2- + KNO₂^- + H₂SO₄ Cr₂³⁺(SO₄)₃ +KNO₃^- + K₂SO₄ +H₂O




1 Cr₂O₇^2- + 14H⁺ +6 ē 2Cr³⁺+7H₂O

3 NO₂^- + H₂O -2 ē NO₃^- + 2H⁺




Cr₂O₇^2- +14H⁺ + 3NO₂^- + 3H₂O 2Cr₂³⁺ + 7H₂O +3NO₃^- + 6H⁺

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3NO₂^- 2Cr₂³⁺ +4H₂O +3NO₃^-

2K⁺ + 4SO₄^2-+3K⁺ = 3SO₄^2- +3K⁺ + 2K ⁺ +SO₄^2-


K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄+ 3KNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ +3KNO₃ + K₂SO₄ +4H₂O


9.

Pb⁰ + HNO₃^- Pb²⁺(NO₃)₂ + NO₂⁰ +H₂O




1 Pb⁰ -2 ē Pb²⁺

2 NO₃^- + 2H⁺ +1 ē NO₂⁰ +H₂O




Pb + 2NO₃^- + 4H+ Pb²⁺+ 2NO₂ +2H₂O

2NO₃^- = 2NO₃^-


Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O


10.

NaBr ^- + NaBrO₃^- +H₂SO₄ Br₂⁰ + Na₂SO₄ +H₂O




5 Br ^- -1 ē Br⁰

1 BrO₃^- +6H⁺ +5 ē Br⁰ + 3H₂O




5Br ^- +BrO₃^- +6H⁺ 5Br⁰ + Br⁰ +3H₂O

5Na⁺ + Na⁺ +3SO₄^2- = 6Na⁺ + SO₄^2-


5NaBr + NaBrO₃^- + 3H₂SO₄ = 3Br₂⁰ + 3Na₂SO₄ +3H₂O

Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в щелочной среде

1. Чтобы уравнять число атомов водорода и кислорода, добавляют воду в ту часть полуреакции, где избыток атомов кислорода, а в противоположную часть – удвоенное число гидроксид анионов.
   
2. Перед Н₂О ставят коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в левой и правой частях полуреакций, а перед ОН^- - его удвоенный коэффициент. Получается так, что восстановитель присоединяет кислород из гидроксид анионов.
   

1.

MnO₂⁰ + KClO₃^- + KOH K₂MnO₄^2- + KCl^- + H₂O




3 MnO₂⁰ + 4OH^- -2 ē MnO₄^2- + 2H₂O

1 ClO₃^- +3 H₂O +6 ē Cl^- + OH-




3MnO₂ + 12OH^- + ClO₃^- + 3H₂O 3MnO₄^2- + 6H₂O + Cl^- + 6OH^-

3MnO₂ + 6OH^- + ClO₃^- 3MnO₄^2- + Cl^- + 3H₂O

6K⁺ + K⁺ = 6K⁺ + K⁺


3MnO₂ + 6KOH + KClO₃ = 3K₂MnO₄ + 3H₂O + KCl


2.

I₂⁰ +KOH KI^- + KIO₃^- +H₂O




5 I⁰ + 1 ē I^-

1 I⁰ +6OH^- -5 ē IO₃^- + 3H₂O




5I⁰ + I⁰+6OH^- 5I^- + IO₃^- + 3H₂O

6K⁺ = 5K⁺ + K⁺


3I₂ + 6KOH = 5KI + KIO₃ + 3H₂O


3.

MnO₂ + KNO₃ + KOH K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O


1 MnO₂⁰ + 4OH^- -2ē MnO₄^2- + 2H₂O⁰

1 NO₃^- + H₂O + 2ē NO₂^- + 2OH^-





MnO₂ + 4OH^-+ NO₃^- +H₂O MnO₄^2- + 2H₂O + NO₂^- + 2OH^-

MnO₂ + 2OH^- + NO₃^- MnO₄^2- + H₂O + NO₂^-

2K⁺ + K⁺ = 2K ⁺ + K+


MnO₂ + 2KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + H₂O + KNO₂


4.

Na₂SO₃^2- + KMnO₄^- + KOH Na₂SO₄^2- + K₂MnO₄^2- +H₂O


1 SO₃^2- + 2OH^- -2ē SO₄^2- + H₂O⁰

2 MnO₄^- +1ē MnO₄^2-




SO₃^2- + 2OH +2MnO₄^- SO₄^2- +H₂O + 2MnO₄^2-

2Na⁺ + 2K⁺ + 2K⁺ = 2Na⁺ + 4K⁺


Na₂SO₃ + 2KOH + 2KMnO₄ = Na₂SO₄ +H₂O + 2K₂MnO₄


5.

NaCrO₂^- + Br₂⁰ + NaOH Na₂CrO₄^2- + NaBr^- + H₂O




2 CrO₂^- + 4OH^- -3ē CrO₄^2- + H₂O⁰

3 Br₂⁰ + 2ē 2Br ^-




2CrO₂^- + 8OH^- + 3Br₂ 2CrO₄^2- + 4H₂O + 6Br^-

2Na⁺ + 8Na⁺ = 4Na⁺ + 6Na⁺


2NaCrO₂ + 8NaOH + 3Br₂ = 2Na₂CrO₄ + 4H₂O +6 NaBr


6.

Mn²⁺SO₄ + Br₂⁰ +NaOH Na₂MnO₄^2- +NaBr ^- + Na₂SO₄ +H₂O


1 Mn²⁺ + 8OH^- - 4ē MnO₄^2- + 4H₂O⁰

2 Br₂⁰ + 2ē 2Br ^-




Mn²⁺ + 2Br₂ + 8OH^- MnO₄^2- +4Br ^- + 4H₂O

SO₄^2- +Na⁺ = 2Na⁺ + 4N⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺


MnSO₄ +8NaOH + 2Br₂ = Na₂MnO₄ +4H₂O +4NaBr + Na₂SO₄


7.

SO₂⁰ + KMnO₄^- +KOH K₂SO₄^2- +MnO₂⁰ +H₂O




3 SO₂⁰ + 4OH^- - 2ē SO₄^2- + 2H₂O⁰

2 MnO₄^- +2H2O + 3ē MnO₂ +4OH^-




3SO₂ + 12OH^- + 2MnO₄^- +4H₂O 3SO₄^2- +6H₂O +2MnO₂ +8OH^-

3SO₂ +4OH^-+ 2MnO₄^- 3SO₄^2- +2H₂O +2MnO₂

4K+ +2K⁺ = 6K+


3SO₂ + 4KOH + 2KMnO₄ = 3K₂SO₄ + 2H₂O + 2MnO₂


8.

Cr³⁺(NO₃)₃ + H₂O₂⁰ + NaOH Na₂CrO₄^2- + NaNO₃ + H₂O




2 Cr³ + 8OH^- - 3ē CrO₄^2- + 4H₂O⁰

3 H₂O₂⁰ + 2ē 2OH^-



2Cr³⁺ + 3H₂O₂ + 16OH^- 2CrO₄^2- + 8H₂O + 6OH^-

2Cr³⁺ + 10OH^-+ 3H₂O₂ 2CrO₄^2- +8H₂O

6NO₃^- + 10Na⁺ = 4Na⁺ + 6Na⁺ +6NO₃^-


2Cr(NO₃)₃ + 10NaOH + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 8H₂O + 6NaNO₃


9.

Cr(OH)₃⁰ + Cl₂⁰ + NaOH Na₂CrO₄^2- + NaCl^- +H₂O




2 Cr(OH)₃⁰ + 3H⁺ + 8OH^- -3ē CrO₄^2- + 4H₂O

3 Cl₂⁰ + 2ē 2Cl^-




2Cr(OH)₃ + 6H⁺ + 16OH^- + 3Cl₂ 2CrO₄^2- +8H₂O + 6Cl^-

6H₂O +10 OH^-

2Cr(OH)₃ + 10OH^- + 3Cl₂ 2CrO₄^2- +2H₂O + 6Cl^-

10 Na⁺ = 4Na⁺ + 6Na⁺


2Cr(OH)₃ + 10NaOH + 3Cl₂ = 2Na₂CrO₄ + 2H₂O + 6NaCl


10.

Na₂SO₃^2- + Ag⁺NO₃ + NaOH Na₂SO₄^2- + Ag⁰ + H₂O + NaNO₃


1 SO₃^2- +2OH^- - 2ē SO₄^2- + H₂O

2 Ag⁺ + 1ē Ag⁰




SO₃^2- + 2OH^- + 2Ag⁺ SO₄^2- + H₂O + 2Ag⁰

2Na⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ = 2Na⁺ + 2Na⁺ + 2NO₃^-


Na₂SO₃ + 2NaOH + 2AgNO₃ = Na₂SO₄ + H₂O + 2Ag + 2NaNO₃

Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в нейтральной среде.

1. среду нейтральной считают условно. На самом деле вследствие гидролиза соли среда может быть слабокислотной (рН = 6-7) или слабощелочной (рН = 7-8), поэтому полуреакции можно оформить двумя способами:
   
   1. ) без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, то в левые части полуреакций добавляют воду. Тогда одну полуреакцию рассматривают как для кислотной среды, а другую, как для щелочной среды.
      
   2. ) если по схеме реакции можно определить среду, то полуреакцию оформляют соответственно или, как для кислотной, или, как для щелочной среды.
      

1.

Na₂SO₃^2- + KMnO₄^- + H₂O MnO₂⁰ + Na₂SO₄^2- + KOH




3 SO₃^2- + H₂O -2ē SO₄^2- + 2H^-

2 MnO₄^- + 2H₂O + 3ē MnO₂ + 4OH^-




3SO₃^2- + 3H₂O +4H₂O + 2MnO₄^- 2MnO₂ + 6H⁺+ 8OH^- + 3SO₄^2-

7H₂O 6H₂O +2OH^-


3SO₃^2- + H₂O + 2MnO₄^- 3SO₄^2-+ 2MnO₂ + 2OH^-

6Na+ + 2K+ = 6Na+ + 2K+


3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ +2MnO₂ + 2KOH


2.

Na₂S₂O₃^2- + HOCl^- + H₂O H₂SO₄^2- + NaCl^- + HCl


1 S₂O₃^2- + 5H₂O⁰ - 8ē 2SO₄^2- + 10H⁺

2 OCl^- + H₂O⁰ + 2ē Cl^- + OH^-




S₂O₃^2- + 5H₂O +4H₂O + OCl^- 2SO₄^2- + 4Cl^- + 10H⁺ +8 OH^-

9H₂O 8H₂O +2H⁺


S₂O₃^2- + H₂O + 4OCl^- 2SO₄^2- + 4Cl^- + 2H⁺

2Na⁺ + 4H⁺ = 4H⁺ + 2Na⁺


Na₂S₂O₃ + H₂O + 4HOCl = 2H₂SO₄ + 2NaCl + 2HCl


3.

SO₂⁰ + HClO₄^- + H₂O H₂SO₄^2- + HCl^-


4 SO₂⁰ + 2H₂O0 - 2ē SO₄^2- + 4H+

1 ClO₄^- + 4H₂O + 8ē Cl^- + 8OH^-




4SO₂ + ClO₄^- + 8H₂O +4H₂O 4SO₄^2- +16H⁺ + 8OH^-+ Cl^-

12H₂O 8H₂O +8H⁺


4SO₂ + ClO₄^- + 4H₂O 4₂SO₄^2- + Cl^- + 8H⁺

H⁺ = H⁺


4SO₂ + 4H₂O + HClO₄ = 4H₂SO₄ + HCl


4.

I₂⁰ + HClO^- + H₂O HIO₃^- + HCl^-


1 I₂⁰ + 6H₂O0 - 10ē 2IO₃^- + 12H+^-

5 ClO^- + H₂O + 2ē Cl^- + 2OH^-




I₂ + 5H₂O + 6H₂O + 5ClO^- 2IO₃^- +12H⁺ + 10OH + 5Cl^-

11H₂O 10H₂O +2H⁺


I₂ + H₂O + 5ClO^- 2IO₃^- + 2H + 5Cl^-

5H⁺ = 2H⁺ + 3H⁺


I₂ + H₂O + 5HClO = 2HIO₃ + 5HCl


5.

I₂⁰ + Cl₂⁰ + H₂O HIO₃^- + HCl^-


1 I₂⁰ + 6H₂O - 10ē 2IO₃ + 12H⁺

5 Cl₂⁰ + 2ē 2Cl^-




I₂ + 6H₂O + 5Cl₂ 2IO₃^- +10Cl^- + 12H⁺


2H⁺ 10H⁺


I₂ + 6H₂O + 5Cl₂ = 2HIO₃ + 10HCl


6.

SO₂⁰ + HBrO₃^- + H₂O H₂SO₄^2- + Br₂⁰


5 SO₂⁰ + 2H₂O⁰ - 2ē SO₄^2- + 4H⁺

1 2BrO₃^- + 6H₂O +10ē Br₂⁰ + 12OH^-





5SO₂ + 10H₂O +6H₂O + 2BrO₃^- 5SO₄^2- + Br₂ +20 H⁺ +12OH^-

16H₂O 12H₂O + 8H⁺

5SO₂ + 2BrO₃^- + 4H₂O 5SO₄^2- + Br₂ +8H⁺

2H⁺ = 2H⁺


5SO₂ + 4H₂O + 2HBrO₃ = 5H₂SO₄ + Br₂


7.

Au³⁺Cl₃ + Se⁰ + H₂O H₂SeO₃^2- + HCl + Au⁰

4 Au³⁺ + 3ē Au⁰

3 Se⁰ + 3H₂O - 4ē SeO₃^2- + 6H⁺




4Au³⁺ + 3Se⁰ + 9H₂O 4Au⁰ + 3SeO₃^2- + 18H⁺

6H⁺ + 12H⁺

12Cl^- = 12Cl^-


4AuCl₃ + 3Se + 9H₂O = 4Au + 3H₂SeO₃ + 12HCl


8.

P₂O₃⁰ + Ag⁺NO₃ +H₂O H₃PO₄^3- + HNO₃ +Ag⁰


1 P₂O₃⁰ + 5H₂O - 4ē 2PO₄^3- + 10H⁺

4 Ag⁺ + 1ē Ag⁰







P₂O₃ + 4Ag⁺ +5H₂O 2PO₄^3- +4Ag⁰ + 10H⁺

6H⁺+4H⁺

4NO₃^- = 4NO₃^-


P₂O₃ + 4AgNO₃ + 5H₂O = 2H₃PO₄ + 4HNO₃ +4Ag⁰


9.

H₂S⁰ + K₂CrO₇^2- + H₂O S⁰ + KOH + Cr(OH)₃⁰




3 H₂S⁰ - 2ē S⁰ + 2H⁺

1 CrO₇^2- + 7H₂O + 6ē 2Cr(OH)₃ + 8OH^-




3H₂S + 7H₂O + CrO₇^2- 3S + 6H⁺ +8OH^- + 2Cr(OH)₃

6H₂O + 2OH^-


3H₂S + CrO₇^2- + H₂O 3S + Cr(OH)₃ + 2OH^-

2K⁺ = 2K⁺


3H₂S + K₂CrO₇ + H₂O = 3S + Cr(OH)₃ + 2KOH


10.

K₂S^2- + KMnO₄^- + H₂O S⁰ + MnO₂⁰ + KOH




3 S^2- - 2ē S⁰

2 MnO₄^- + 2H₂O⁰ + 3ē MnO₂⁰ + 4OH^-




3S^2- + 2MnO₄^- + 4H₂O 3S⁰ + 2MnO₂ + 8OH^-

6K⁺ + 2K⁺ = 8K+


3K₂S + 2KMnO₄ + 4H₂O = 3S + 2MnO₂ + 8KOH

Литература.

1. Дзудцова Д.О., Бестаева Л.Б. Окислительно – восстановительные реакции. – М.: Дрофа, 2007.
   
2. Хомченко Г.П. , Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1978.
   
3. Глинка Н.Л. Общая химия. Ленинград : «Химия», Ленинградское отделение. 1984.