Электронный баланс уравнения с марганцем

Химические свойства марганца

Задание 417
Марганец окисляется азотной кислотой до низшей степени окисления, а рений приобретает высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:
а) Марганец взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата марганца (II) оксида азота (II)

3Mn 0 + 2N 5+ = 3Mn 2+ + 2N 2+

б) Рений окисляется азотной кислотой до высшей степени окисления. При этом образуются рениевая кислота HReO₄ и оксид азота (II) NO:

3Re 0 + 7N 5+ = 3Re 2+ + 7N 2+

Задание 418
Хлор окисляет манганат калия К₂MnO₄. Какое соединение при этом получается? Как меняется окраска раствора в результате этой реакции? Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции.
Решение:
При окислении хлором манганата калия образуются перманганат калия и хлорид калия:

2Mn 6+ + Сl₂ 0 = 2Mn 7+ + 2Cl —

Манганат-ионы MnO₄ 2- окрашивают раствор в ярко-зелёный цвет, перманганат-ионы MnO₄ — в красно-фиолетовый. Поэтому при окислении манганата калия хлором раствор изменяет окраску с ярко-зелёного на красно-фиолетовый цвет.

Задание 419
Как меняется степень окисления марганца при восстановлении КМпО₄ в кислой, нейтральной и щелочной средах? Составьте электронные и молекулярное уравнения реакций между КМпО₄ и KNO₂ в нейтральной среде.
Решение:
Степень окисления марганца при восстановлении КМпО₄ в кислой, нейтральной и щелочной средах меняется следующим образом: в кислой среде марганец уменьшает свою степень окисления от +7 до +2 (перманганат-ион MnO₄ — превращается в ион Mn 2+ ); в нейтральной среде марганец уменьшает свою степень окисления от +7 до +4 (ион MnO4- восстанавливается до MnO₂); в щелочной среде марганец уменьшает свою степень окисления от +7 до +6 (ион MnO₄ — превращается в ион MnO₄ 2- ).

Электронные и молекулярное уравнения реакций между КМпО₄ и KNO₂ в нейтральной среде:

2Mn 7+ + 3N 3+ = 2Mn 4+ + 3N 5+

Задание 420
На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции получения манганата калия K₂MnO₄ сплавлением оксида марганца (IV) с хлоратом калия КСlО₃ в присутствии гидроксида калия. Окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
Решение:
При сплавлении MnO₂ со щёлочью ) с хлоратом калия КСlО₃ в присутствии гидроксида калия образуются манганат калия, хлорид калия и вода:

3Mn 4+ + Сl 5+ = 3Mn 6+ + Cl —

Задание 421
Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные, и восстанвительные свойства? Исходя из электронных уравнений, составьте уравнения реакций:
а)МnО₂ + КI + Н₂SO₄ = ; б)МnO₂ + КNO₃ + КОН = .
Решение:
Марганец в MnO₂ находится в своей промежуточной степени окисления +4, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях атом марганца в оксиде марганца (IV) может как увеличивать свою степень окисления, т.е. проявлять свойства восстановителя, так и уменьшать свою степень окисления – проявлять свойства окислителя.

а)МnО₂ + КI + Н2SO₄ =

Mn 4+ + 2I — = Mn 2+ + I₂ 0

б)МnO₂ + КNO₃ + КОН = .

Mn 4+ + N 5+ = Mn 6+ + N 3+

Задание 422
Для получения хлора в лаборатории смешивают оксид марганца (IV) с хлоридом натрия в присутствии концентрированной серной кислоты. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции.
Решение:

Уравнение реакции получения хлора в лаборатории

Примеры ОВР соединений марганца

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

ОВР соединений марганца

Рассмотрим окислительно – восстановительные свойства соединений марганца, проявляемые ими в разных условиях (в кислотной, нейтральной или щелочной). При проведении ОВР для создания в растворе кислотной среды обычно используют серную кислоту . Азотную кислоту используют крайне редко, так как она сама является сильным окислителем; соляную, бромоводородную и йодоводородную кислоты не используют из-за их способности к окислению. Щелочная среда создается добавлением в раствор гидроксидов натрия или калия.

Перманганат калия К MnO ₄ всегда является окислителем. Продукты восстановления зависят от характера среды:

Условия протекания окислительно-восстановительных превращений для соединений марганца можно представить в виде схемы, приведенной на рисунке 2.

Как видно из приведенной на этом рисунке схемы, перманганат-ион, входящий в состав самого популярного в лабораторной практике окислителя, KMnO ₄ , в различных средах восстанавливается по-разному. В наибольшей степени окислительные свойства перманганат калия проявляет в кислотной среде, в несколько меньшей – в нейтральной и в наименьшей степени – в щелочной.

Рассмотрим эти случаи на конкретных примерах.

Пример 1. Составьте уравнение реакции, протекающей при пропускании оксида серы ( IV ) через подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия.

Для составления уравнения воспользуемся методом электронного баланса.

При составлении уравнений ОВР наличием в растворе гидросульфатных ионов обычно пренебрегают. (Наличием ионов HSO ₄ — нельзя пренебрегать при составлении уравнений ОВР типа взаимодействия концентрированной H ₂ SO ₄ с NaBr (среди прочего образуется NaHSO ₄ ), но уравнения этих реакций составляют, используя метод электронного балланса.)

2. После умножения каждого из уравнений полуреакций на соответствующие множители, сложения уравнений и приведения подобных членов получаем ионное уравнение.

2MnO ₄ — + 16 Н + + 5SO ₂ + 10H ₂ O = 2Mn 2+ + 5SO ₄ 2- + 20 H + + 8H ₂ O

3. Добавив в левой части уравнения необходимое количество противоионов и не забывая о них при написании формул продуктов реакции, запишем молекулярное уравнение:

Из уравнения видно, что серная кислота, которая по смыслу задания должна была вступить в реакцию, в действительности в реакцию не вступает, а, наоборот, в процессе реакции выделяется, то есть добавлена в раствор только как средообразователь . Но это скорее исключение, чем правило. Убедимся в этом на другом примере.

Пример 2. Составьте уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором аммиака.

1 . Аммиак – слабое основание, поэтому среда в его водном растворе слабощелочная. Перманганат-ион в этих условиях при восстановлении превращается в диоксид марганца, выпадающий из раствора в виде бурого осадка. В нейтральной и щелочной среде очень мало ионов оксония, поэтому для связывания «лишних» атомов кислорода могут быть использованы лишь молекулы воды. Каждая молекула воды, присоединяя один атом кислорода, превращается в два гидроксид-иона. Аммиак в этих условиях окисляется до азота (ближайшая устойчивая степень окисления – ноль).

2. Ионное уравнение:

2MnO ₄ — + 10H ₂ O + 2NH ₃ = 2MnO ₂ + 8OH — + N ₂ + 6H ₃ O +

3. Так как в одной из полуреакций образуются гидроксид-ионы, а в другой – ионы водорода, что вполне допустимо в нейтральной (или близкой к ней) среде, перед приведением подобных членов в ионном уравнении необходимо учесть, что эти ионы одновременно в водном растворе существовать не могут (пройдет реакция нейтрализации).

После приведения подобных членов получаем ионное уравнение:

2MnO ₄ — + 2NH ₃ = 2MnO ₂ + 2OH — + N ₂ + 2H ₂ O

4. Запишем молекулярное уравнение:

2 KMnO ₄ + 2 NH ₃ = 2 MnO ₂ + 2 KOH + N ₂ + 2 H ₂ O

Пример 3. Составить уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором сульфита калия в присутствии гидроксида калия.

Пример 4. Составить уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором сульфита натрия в присутствии серной кислоты.

Пример 5. Составить уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором сульфита натрия.

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции