Уравнивание реакций окисления — восстановления

В общих чертах Вы уже знакомы с окислительно-восстановительными реакциями, умеете составлять их уравнения и расставлять коэффициенты, применяя метод электронного баланса. Реакции в растворах отличаются от других реакций этого класса только тем, что и окислитель, и восстановитель могут быть диссоциированы на ионы, также, как и продукты реакции. В этом случае удобнее пользоваться для уравнивания реакции методом электронно-ионного баланса, который будет рассмотрен ниже. В методе электронно-ионного баланса вся реакция разделяется на две полуреакции, одна из которых соответствует процессу восстановления, а другая -окислению. В левой и правой частях полуреакции находятся реально существующие ионы или малодиссоциирующие вещества, записанные в молекулярном виде. Продукты реакции сильно зависят оттого, в какой среде проводится процесс. Так, например, сильный окислитель перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до иона марганца Мп , в нейтральной - до оксида марганца (IV) МпО , а в щелочной - до макгапат-иона МпО (см. табл. 6). [c.141]

Такой способ составления уравнений окисли-тельно-восстановительных реакций основан на уравнивании суммарного повыщения степеней окисления у всех восстанавливающихся в реакции веществ с суммарным понижением степеней окисления у всех окисляемых в реакции веществ. Ведь ясно, что число электронов, отдаваемых при окислении, должно совпадать с числом электронов, приобретаемых при восстановлении. Поэтому, скажем, при составлении уравнения реакции Мп -I- О2 следует уравнять в нем не только число участвующих атомов, но также число электронов, принимающих участие в окислительно-восстано-вительном процессе [c.258]

УРАВНИВАНИЕ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ — ВОССТАНОВЛЕНИЯ [c.322]

Если начальная скорость реакции окисления ноиов Ре + больше скорости начальной реакции восстановления ионов Ре +, то некоторое количество электронов будет передано металлу, который зарядится отрицательно и притянет к своей поверхности катионы. При этом в наружной обкладке двойного слоя отношение концентраций ионов Ре + к Ре + будет больше, чем в растворе, так как трехвалентные ионы будут сильнее притягиваться отрицательным зарядом электрода, чем двухвалентные. Если же начальная скорость реакции восстановления больше, чем реакции окисления, то определенное количество электронов металла израсходуется на восстановление Ре + и металл зарядится положительно. Наружная же обкладка двойного слоя будет в этом случае преимущественно состоять из анионов. Образование ионного двойного слоя и скачка потенциала мелчду металлом и электролитом приведет через некоторое время к уравниванию скоростей окислительной и восстановительной реакций, ибо скачок потенциала будет тормозить более быструю реакцию и ускорять более медленную. [c.148]

Описанную методику уравнивания реакций окисления-восстановления иногда называют методом главных коэффициентов (есть и другие методы). [c.221]

Соотношения (П.9) фактически представляют собой систему уравнений для нахождения коэффициентов стехиометрического уравнения (П.8), причем один из коэффициентов можно выбрать произвольно, скажем г/а = 1. Практически в химии не прибегают к составлению таких систем уравнений, проделывая уравнивание коэффициентов в уме или пользуясь специальными правилами. Так, для реакций окисления — восстановления созданы специальные правила уравнивания коэффициентов, основанные на учете числа электронов, получаемых или отдаваемых каждым из компонентов. Эти правила рассматриваются в школьном курсе химии. [c.167]

Как известно, для уравнивания сложных реакций окисления—восстановления реакция разбивается на два электродных процесса — окислитель- [c.243]

В связи с уравниванием реакций при окислении или восстановлении органического соединения возникает две проблемы. Во-первых, концепция валентности уже не имеет такого значения для этих ковалентных соединений. Во-вторых, почти все реакции окисления и восстановления протекают с участием водорода окисляемое вещество отдает водород, а восстанавливаемое вещество его принимает. Поэтому мы будем использовать Н в качестве основы для уравнивания реакций. [c.510]

При этом следует, конечно, понимать, что три атома Н не образуются и не исчезают и что окисление и восстановление происходят раздельно только на бумаге. Как и все методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций, этот метод является искусственным. Однако с помощью этого метода после небольшой практики можно уравнять любую реакцию независимо от ее сложности. [c.512]

Рассмотренный способ нахождения стехиометрических коэффициентов является общим. Однако во многих простых случаях химики уравнивают коэффициенты, не используя (П.8) и (11.9). При этом практически те же операции в силу их очевидности проделываются в уме. Простые правила уравнивания коэффициентов созданы химиками для реакций окисления — восстановления. Эти правила основаны на учете числа электронов, получаемых или отдаваемых каждым из участников реакции. [c.191]

Применим сначала метод электронно-ионного баланса. В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы если среда щелочная). Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного зфавнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная [c.136]

Если в полуреакциях участвуют кислородсодержащие ионы, то для уравнивания числа атомов кислорода в уравнения полуреакций вводят необходимое число ионов Н+ (если реакция протекает в кислой среде) или молекул И2О и ионов ОН (если реакция протекает в щелочной среде). Таким образом, в уравнениях полуреакций учитывается среда, в которой протекают процессы окисления и восстановления. В окончательном уравнении нолуреакцин в нравом и левой частях должны быть одинаковыми как число атомов каждого элемента, тпк и сумма зарядов. [c.142]

В связи с тем, что органические соединения при окислении образуют наряду с основными ряд побочных продуктов, возникают трудности в уравнивании этих реакций. Поэтому в органической химии сложилась традиция записывать эти реакции в виде схем с обозначением процесса окисления символом [О] (над стрелкой) и процесса восстановления — символом [Н]. [c.310]

Чтобы получить полное уравнение реакции в ячейке, нужно прежде всего умножить обе полуреакции на подходящий численный фактор для уравнивания, в них числа электронов, а затем полуреакцию окисления вычесть из полуреакции восстановления. [c.302]