тупенів окиснення елементів у нейтральній молекулі дорівнює нулю, в складному іоні - заряду іона.
Рішення. Щоб розрахувати ступінь окислення елемента в молекулі, слід:
) поставити ступінь окислення над тими елементами, для яких вона відома, а шукану ступінь окислення позначити через х. У нашому прикладі відома ступінь окислення калію (+1) і кисню (- 2):
К2 + 1Сr2хO7-2;
) помножити індекси при елементах на їх ступеня окислення і скласти рівняння алгебри, прирівнявши праву частину до нуля:
К2 + 1Сr2х O7-2; 2 (+1) + 2x + 7 (- 2)=0; x=+ 6.
Ступінь окислювання елемента в іоні визначають також, тільки праву частину рівняння прирівнюють до заряду іона:
(СrхО2? 2) ?; x + 2 (- 2)=- 1; x=+ 3.
Приклад 11.2. Виходячи зі ступеня окислення азоту в сполуках NH3, KNO2, KNO3, визначити, яке з них може бути тільки відновником, тільки окислювачем і яке з них може проявляти і окисні, і відновні властивості.
Рішення. Можливі ступені окислення азоту: - 3, - 2, - 1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. У зазначених з'єднаннях ступеня окислення азоту рівні: - 3 (нижча), +3 (проміжна), +5 (вища). Отже, N - 3H3 - тільки відновник, KN + 3O2 - і окислювач і відновник, KN + 5O3 - тільки окислювач.
Приклад 11.3. Чи можуть відбуватися окислювально-відновні реакції між речовинами: а) HBr і H2S; б) MnO2 і HCl; в) MnO2 і NaBiO3?
Рішення. а) в HBr с.о. (Br)=- 1 (нижча), в H2S с.о. (S)=- 2 (нижча). Так як бром і сірка знаходяться в нижчого ступеня окислення, то можуть проявляти тільки відновні властивості, і реакція між ними неможлива; б) в MnO2 с.о. (Mn)=+4 (проміжна), в HCl с.о. (Cl)=- 1 (нижча). Отже, взаємодія цих речовин можливо, причому MnO2 є окислювачем;
в) в MnO2 с.о. (Mn)=+4 (проміжна), в NaBiO3 с.о. (Bi)=+5 (вища). Взяті речовини можуть взаємодіяти. MnO2 в цьому випадку буде відновником.
Приклад 11.4. Скласти рівняння окислювально-відновної реакції, що йде за схемою
+ KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O.
Визначити окислювач і відновник. На підставі електронних рівнянь розставити коефіцієнти.
Рішення. Визначаємо ступені окислення тих елементів, які її змінюють:
KMn + 7O4 + KN + 3O2 + H2SO4 ® Mn + 2SO4 + KN + 5O3 + K2SO4 + H2O.
ок-ль восст-ль середу
Складаємо електронні рівняння процесів окислення і відновлення, визначаємо окислювач і відновник:
N + 3 - 2? ? N + 5 травня окислення
Mn + 7 + 5? ? Mn +2 2 Відновлення
зрівнюються реакцію методом електронного балансу, суть якого полягає в тому, що загальне число електронів, відданих відновником, дорівнює числу електронів, прийнятих окислювачем. Знаходимо загальне найменшу кратне для відданих і прийнятих електронів. У наведеній реакції воно дорівнює 10. Розділивши це число на 5, отримуємо коефіцієнт 2 для окислювача і продукту його відновлення, а при діленні 10 на 2 отримуємо коефіцієнт 5 для відновника і продукту його окислення. Коефіцієнти перед речовинами, атоми яких не змінюють свої ступені окислення, знаходимо підбором.
Рівняння реакції буде мати наступний вигляд:
KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4=2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.
Приклад 11.5. Скласти рівняння окисно-відновних реакцій, що йдуть за схемами: а) Mg + HNO3 (разб.) ® Mg (NO3) 2 + NH4NO3 + H2O;
б) KClO3 ® KCl + O2; в) К2MnO4 + H2О ® КMnO4 + MnO2 + KOH.
У кожній реакції визначити окислювач і відновник, розставити коефіцієнти, вказати тип кожної реакції.
Рішення. Складаємо рівняння реакцій:
Mg0 + 10HN + 5O3=4Mg + 2 (NO3) 2 + N? 3H4NO3 + 3H2O (1)
в-ль ок-ль, середа
Mg0 - 2? ? Mg + 2 квітня окислення
N + 5 + 8? ? N - 3 1 Відновлення;
2KCl + 5O3-2=2KCl - 1 + 3O20 (2)
ок-ль в-ль
2O - 2 - 4? ? O20 3 окислення
Cl + 5 + 6? ? Cl - 2 січня відновлення;
3K2Mn + 6O4 + 2H2O=2KMn + 7O4 + Mn + 4O2 + 4КОН (3)
в-ль,
ок-ль
Mn + 6 - 1? ? Mn + 7 лютого окислення
Mn + 6 + 2? ? Mn + 1 квітня відновлення.
<...
