2)ВаСОз + NaCI;

3)ВаСОз ^ СаСОз + Н2О.

Решение. 1) Карбонат бария образуется при пропускании углекислого газа через раствор гидроксида бария:

Ва(ОН)2 ^ С02 = BaC03i + Н2О.

2) Это типичная обменная реакция между двумя солями, в

результате которой одна из образующихся солей выпадает в осадок:

ВаС12 + Na2C03 = ВаСОэ1 + 2NaCI.

3) Даштя реакция может протекать при нейтрализации кис¬

лой соли одного из металлов (бария или кальция) гидрокси¬ дом другого металла:

Са(НС03)2 + Ва(ОН)2 = ВаС031 + СаС034 + 2Н20.

ГЛАВА 6. Теория окислительно-восстановительных

процессов

§ 6.1. Основные типы химических реакций

Химические реакции классифицируются различными спо¬

собами.

По типу взаимодействия различают реакции разложения, соединения, замещения и обмена (см. табл. 1.1).

По знаку теплового эффекта Q различают экзотермиче¬

ские (Q > О, АН < 0) и эндотермические (Q < 0, АН > 0) реак¬

ции (глава 4).

По направлению протекания процесса реакции подразде¬

ляют на обратимые и необратимые (глава 5).

Наконец, по изменению степеней окисления все химические

реакции подразделяются на две большие группы:

протекающие без изменения степеней окисления всех элемен¬

тов, входящих в исходные вещества, например

ВаС12 + K2S04 = BaS04i + 2KCI

и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с

изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже

хотя бы одного!) элементов, например:

91

О0+2-2

2Zn + 02 = 2ZnO,

CuO + Н2 = Си + Н20,

+1-2 +4-2 0 +1-2

3H2S + so2 = 3S + зн2о.

§ 6.2. Составление уравнений окислительно¬

восстановительных реакций

восстановительной реакции (ОВР) необходимо определить

восстановитель, окислитель и число отдаваемых и прини¬

маемых электронов.

Окислителем является атом, молекула или ион, прини¬

мающий электроны. Восстановителем является атом, молеку¬

ла или ион, отдающий электроны.

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а вос¬

становитель окисляется.

лекулой или ионом.

Восстановление это процесс присоединения электронов

атомом, молекулой или ионом.

Стехиометрические коэффициенты ОВР подбирают, ис¬

пользуя либо метод электронного баланса, либо метод элек¬

тронно-ионного баланса (последний называют также методом

полуреакций).

В качестве примера составления уравнений ОВР рассмот¬

рим процесс окисление сульфида меди (I) концентрированной

азотной кислотой:

CU2S + HNO^kohu)

Определим возможные продукты реакции. Азотная кис¬

лота сильный окислитель, поэтому сульфид-ион может

быть окислен либо до максимальной степени окисления S6*

(H2S04), либо до S4+ (S02), a Cu1+ до Cu2\ при этом HNO3

может восстанавливаться до N0 или N02 (набор конкретных

продуктов определяется концентрациями реагентов, темпе¬

ратурой и т.п.). Выберем следующий возможный вариант:

Cu2S + НМОз(конц) > Си(ЫОз)2 + S02t + NOt\

92

В левой или правой части уравнения будет находиться

НгО, мы пока не знаем.

1. Применим сначала метод электроннс-ионного баланса.

Суть этого метода в двух очень простых и очень важных

утверждениях. Во-первых, в этом методе рассматривают пере¬

ход электронов от одних частиц к другим с обязательным

учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтраль¬

ная). Во-вторых, при составлении уравнения электронно¬ ионного баланса записываются только те частицы, которые реально существуют в ходе протекания данной ОВР в виде

ионов записываются только реально существующие катионы

или анионы; вещества малодиссоциирующие, нерастворимые

или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме.

При составлении уравнения процессов окисления и вос¬ становления для уравнивания числа атомов водорода и кис¬

лорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и

ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гид¬

роксид-ионы (если среда щелочная).

Рассмотрим для нашего случая полуреакцию окисления.

Молекула CU2S (плохо растворимое вещество) превращается

в ион Си2+ (Си(МОз)г полностью диссоциирует на ионы) и ок¬

сид серы (IV) SO2:

Cu2S -» 2Cu2* + S02t

Чтобы уравнять кислород, в левую часть нужно добавить

Cu2S + 2Н20 -» Cu2+ + S02t + 4Н\

Заряд правой части равен 8+, а левой 0, поэтому Cu2S обязан отдать 8 электронов:

Cu2S + 2Н20 - 8е -» Cu2+ + SOzt + 4Н\

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-

иона:

N03 -> N0.

Для того, чтобы уравнять кислород, в правую часть до¬

бавляем 2 молекулы воды, а в левую 4 нона Н+ :

N03~ + 4Н+ -> NOt + 2Н20.

93

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +3) добавим

3 электрона:

N03" + 4Н+ + Зе -> NOt + 2Н20.

Окончательно имеем:

3Cu2S + 6Н20 + выо3"* 32Н+ =

= 6Cu2+ + 3S02t + 12Н+ + 8NOt + 10Н20

Сократив обе части на 12Н+ и 6Н20, получим итоговое,

сокращенное уравнение ОВР:

3Cu2S + 8N03" + 20Н* = 6Cu2* + 3S02t + 8NOt + 10H20

12N03" 12N03"

Добавив в обе части уравнения соответствующее количе¬

ство ионов N03 ", уравниваем молекулярное уравнение реак¬

ции:

2Cu2S + 20HN03 = 6Cu(N03)2 + 3S02t + 8NOt + 10H20.

Обратите внимание, что дня определения количества от¬ данных и принятых электронов нам ни разу не пришлось опре¬ делять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли

влияние среды и автоматически определили, что Н20 нахо¬

дится в правой части уравнения. Несомненно то, что этот метод имеет большой химический смысл (см. задачу 2).

2. Уравняем данную реакцию методом электронного ба¬

ланса. Процесс восстановления описывается просто:

N5* + Зе -> N2+.

Сложнее составить схему окисления, поскольку окисляют¬

ся сразу два элемента Си и S, имеющие степень окисления

+ 1 и -1 , соответственно. Учитывая, что на два атома меди

приходится один атом серы, запишем

2Cu1* - 2е -> 2Си2*,

S2 -6е~» S4*.

Записываем общий баланс:

94

c2Cu1+ - 2e -> 2Cu2+

S2" - 6e -> S4+

8N5* + 6Cu1+ + 3S2 -> 8N2+ + 6Cu2+ + 3S4+.

С полученным уравнением баланса нужно еще немного

"разобраться" из него видно, что 8 молекул HNO3 идут на

окисление CU2S, и еще 12 молекул HNO3 необходимы для об¬

разования Cu(N03)2:

3Cu2S + 2OHNO3 6Cu(N03)2 + 3S02t + 8NOt.

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть нужно добавить 10 молекул Н20:

3Cu2S + 2OHNO3 = 6Cu(N03)2 + 3S02f + 8NOt + ЮН20.

Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспори¬

мое преимущество при подборе коэффициентов во многих

ОВР, в частности, с участием органических соединений, в ко¬ торых даже процедура определения степеней окисления яв¬

ляется очень сложной.

Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, про¬

исходящий при пропускании его через водный раствор пер¬

манганата калия. В результате этилен окисляется до этилен-

гликоля НО-СН2-СН2-ОН, а перманганат восстанавливается

до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из

итогового уравнения баланса, справа образуется также гид¬

роксид калия:

2 Мп04"+4Н20+ЗС2Н4+60Н~ -> 2Мп024 +80Н"+ЗС2Н602

После проведения необходимых сокращений подобных членов, записываем уравнение в окончательном молекуляр¬

ном виде

ЗС2Н4 + 2КМп04 + 4Н20 = ЗС2Н602 + 2Мп024 + 2КОН.

95