Перманганат калия серная кислота уравнение реакции

Жесткое окисление алкенов. Как записать уравнение?

Жесткое окисление алкенов в кислой среде

Данный процесс чаще всего осуществляют, действуя на алкены подкисленным раствором перманганата калия, либо дихромата калия. В качестве средообразователя всегда используют серную кислоту. При таком окислении происходит полный разрыв углеродного скелета по двойной связи, и в зависимости от особенностей строения продуктами окисления могут быть различные вещества.

Давайте сначала разберемся с тем, какие углеродсодержащие продукты образуются при жестком окислении алкенов с различным строением. Представим, что у нас стоит задача определить продукты окисления для следующих двух веществ:

Обратите внимание, что углеродные атомы при двойной связи обозначены разными цветами.

Атом углерода, выделенный красным цветом, является первичным, то есть связан только с одним другим атомом углерода.

Атом углерода, выделенный желтым цветом, является вторичным, то есть связан с двумя другими атомами углерода.

Атом углерода, выделенный зеленым цветом, является третичным, то есть связан с тремя другими атомами углерода.

Жесткое окисление подразумевает разрыв углеродного скелета по месту двойной связи:

Следует запомнить, что первичные атомы углерода (красные) при таком окислении переходят в углекислый газ.
Вторичные атомы углерода (желтые) переходят в состав карбоксильной группы (COOH), то есть образуется карбоновая кислота.
Третичные атомы углерода(зеленые) переходят в состав карбонильной группы, то есть образуется кетон.

Теперь осталось разобраться с остальными продуктами реакции. Если в качестве окислителя используется сернокислый раствор перманганата калия, то продуктами будут также MnSO₄, K₂SO₄ и H₂O. Если же в качестве окислителя взяли сернокислый раствор дихромата калия, продуктами будут Cr₂(SO₄)₃, K₂SO₄ и H₂O.

Давайте разберем все эти случаи. Начнем с реакции пропена с сернокислым раствором перманганата калия.

Пропен + KMnO₄ +H₂SO₄

Исходя из вышесказанного, запишем схему этой реакции:

Осталось расставить коэффициенты. Определим, какие атомы изменили степени окисления. В случае марганца ничего сложного нет: степень окисления его в перманганате была +7, стала равна +2. Также степени окисления меняют те атомы углерода, у которых изменилось окружение. В схеме эти атомы обозначены желтым и красным цветами. Определим степени окисления этих атомов методом блоков. Изолируем друг от друга фрагменты молекулы по углерод-углеродным связям следующим образом:

Далее, условно примем, что заряд каждого выделенного блока равен нулю (как у нейтральной молекулы). Степень окисления водорода в органических веществах всегда равна +1. Обозначим степени окисления «желтого» атома С как х, «красного» — как y:

Далее, учитывая, что заряд каждого блока мы приняли равным нулю, мы можем составить и решить два уравнения:

Аналогично рассчитаем степень окисления «желтого» атома углерода в уксусной кислоте и «красного» в молекуле углекислого газа, учитывая, что степень окисления кислорода в органических веществах всегда равна -2 (кроме органических пероксидов, изучение которых в не входит в программу ЕГЭ):

Далее, аналогично, составим и решим два уравнения, учитывая, что заряд выделенного блока мы приняли равным нулю, а заряд молекулы углекислого газа, как и у любой другой молекулы, также нейтрален.

Таким образом, «желтый» атом углерода имел степень окисления до реакции, равную -1, а после +3.

«Красный» атом углерода изменил свою степень окисления с -2, на +4.

Учитывая, что марганец изменил свою степень окисления с +7 на +2, еще раз запишем схему реакции и составим электронный баланс. «Желтый» и «красный» атомы углерода, очевидно, всегда будут в соотношении 1 к 1, независимо от коэффициента перед органическим веществом, потому запишем их в одной строчке «полуреакции» окисления.

Перенесем коэффициенты из баланса:

Поскольку в левой части схемы мы видим два атома калия, в правой части схемы перед сульфатом калия коэффициент 1, ставить который не нужно. В правой части уравнения мы видим 3 сульфатных остатка, поэтому ставим перед серной кислотой коэффициент 3:

Осталось поставить коэффициент перед водой в правой части. Это можно сделать по кислороду или водороду на выбор. Поскольку мы уравняли число сульфатных остатков в левой и правой частях, то кислород в них можно не учитывать. Считаем только кислород в остальных соединениях. Слева мы видим 8 атомов кислорода (не считая кислород в серной кислоте). В правой части не считая воду — 4 атома кислорода. Поэтому перед водой коэффициент будет равен 4:

Сравнивая количества всех элементов слева и справа, видим, что все коэффициенты расставлены верно.

2-метилпропен + KMnO₄ + H₂SO₄

Аналогично предыдущему примеру рассчитаем степени окисления углеродных атомов, которые изменили свою степень окисления:

Учитывая, что заряд каждого выделенного блока мы приняли равным нулю, составим и решим уравнения:

Аналогично поступим с продуктами окисления:

составим и решим уравнения:

Таким образом, «зеленый» атом углерода до реакции имел степень окисления, равную 0, после +2, «красный» изменил свою степень окисления с -2 на +4.

Далее запишем схему окисления и составим электронный баланс:

Перенесем коэффициенты из электронного баланса в схему:

Далее мы видим, что в левой части схемы 8 атомов калия, потому перед сульфатом калия поставим коэффициент 4.

Теперь можно заметить, что в правой части уравнения 12 сульфатных групп (8 в сульфате марганца, 4 в сульфате калия). Поэтому перед серной кислотой в левой части нужно поставить коэффициент 12:

Осталось поставить коэффициент перед водой. Сделаем это по кислороду. Количество сульфатных групп мы уравняли, потому кислород в них можно не учитывать. Слева мы видим 32 атома кислорода (8*4). В правой части уравнения, не считая воды и сульфатных групп, 15 атомов кислорода (5 в молекуле кетона и 10 в 5 молекулах углекислого газа). Таким образом, перед водой необходимо поставить коэффициент 17.

Посчитав водород слева и справа, мы убеждаемся, что коэффициенты расставлены верно.

Пропен + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄

Состав продуктов будет точно таким же, как и в случае окисления перманганатом, за исключением того, что вместо сульфата марганца (II) образуется сульфат хрома (III). Запишем схему реакции и составим электронный баланс.

Перенесем коэффициенты из баланса в схему:

Далее уравняем калий, поставив коэффициент 5 перед сульфатом калия:

В правой части мы видим 20 сульфатных групп. Следовательно, перед формулой серной кислоты нужно поставить коэффициент 20:

Осталось поставить последний коэффициент перед формулой воды. Сделаем это, как и в двух предыдущих случаях, по кислороду, не считая кислород в сульфатных группах, поскольку их количества уравнены. В левой части мы видим 35 атомов кислорода. В правой части, не считая воды, 12 атомов кислорода (6 в трех молекулах CH₃COOH и 6 в трех молекулах CO₂). Таким образом, перед формулой воды нужно поставить коэффициент 23:

Посчитав водород слева и справа, мы убеждаемся, что коэффициенты расставлены верно.

2-метилпропен + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄

Запишем схему реакции и электронный баланс:

Перенесем коэффициенты из баланса в схему:

Перед сульфатом калия поставим коэффициент 4, чтобы уравнять количества атомов калия в левой и правой частях схемы:

Перед серной кислотой поставим коэффициент 16, чтобы уравнять количество сульфатных групп:

Последний коэффициент перед водой поставим по кислороду, игнорируя сульфатные группы, поскольку их количество уравнено. Слева мы видим 28 атомов кислорода. Справа, не считая воды, 9 атомов кислорода. Таким образом, перед водой необходимо поставить коэффициент 19.

Далее, подсчитав водород в обеих частях уравнения, убеждаемся, что коэффициенты расставлены верно.

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

Окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот

Цель работы: провести окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот.

Оборудование и реактивы: пробирки, пипетки, резиновая груша, стеклянные стаканы, фильтровальная бумага, спиртовка, дистиллированная вода, кристаллический перманганат калия (KMnO₄), концентрированные соляная, серная, азотная кислоты (HCl, H₂SO₄, HNO₃), иодид калия (KI), 0,1Н раствор перманганата калия (KMnO₄), 10% и 0,1Н раствор серной кислоты (H₂SO₄), 10% и концентрированный раствор гидроксида натрия (NaOH), раствор сульфита натрия (Na₂SO₃), гранулы цинка (Zn), медная стружка (Cu), дихромат аммония ((NH₄)₂Cr₂O₇), нитрит натрия (NaNO₂), сульфат марганца (MnSO₄).

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

1) В препараторской насыпали в пробирку небольшое количество кристаллического перманганата калия;

2) Добавили несколько капель концентрированной соляной кислоты (наблюдаем шипение и выделение газа — хлора);

2КMnO₄ + 16HCl 5Cl₂↑ + 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O

(MnO₄) — + 8H + + 5 Mn 2+ + 4H₂O

2Cl — — 2 2Cl 0

2(MnO₄) — + 16H + + 10Cl — 2 Mn 2+ + 8H₂O + 10Cl 0

3) Поднесли к отверстию пробирки смоченную раствором йодида калия фильтровальную бумагу. Выделяющийся из пробирки хлор замещал йодид ион в растворе йодида калия. В результате этого мы наблюдали потемнение фильтровальной бумаги вокруг отверстия пробирки, связанное с выделение йода;

2KI + Cl₂ 2KCl + I₂↓

4) В 3 пробирки налили по 1 мл. 1Н раствора перманганата калия;

5) В первую пробирку добавили 1 мл. 10% раствор серной кислоты;

6) Во вторую пробирку 10% раствор гидроксида натрия;

7) В каждую из трёх пробирок добавили 1Н раствор сульфида натрия;

В первой пробирке (кислая среда):

2КMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

(MnO₄) — + 8H + + 5 Mn 2+ + 4H₂O

SO₃ 2- + H₂O — 2 SO₄ 2- + 2H +

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

Наблюдаем обесцвечение раствора;

Во второй пробирке (щелочная среда):

2КMnO₄ + 2NaOH + Na₂SO₃ Na₂ MnO₄ + K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

(MnO₄) — + 1 (MnO₄) 2-

SO₃ 2- + 2OH — — 2 SO₄ 2- + H₂O

2(MnO₄) — + SO₃ 2- + 2OH — 2(MnO₄) 2- + SO₄ 2- + H₂O

Наблюдаем появление светло – зелёной окраски, из – за появление иона (MnO₄) 2- ;

В третей пробирке (нейтральная среда):

2КMnO₄ + 3Na₂SO₃ + Н₂О 2MnO₂↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

(MnO₄) — + 2H₂O +3 (MnO₂) 0 + 4OH —

SO₃ 2- + 2OH — — 2 SO₄ 2- + H₂O

2(MnO₄) — + 4H₂O + 3SO₃ 2- + 6OH — 2(MnO₂) 0 + 8OH — + 3SO₄ 2- + 3H₂O

Цвет раствора стал бурым, благодаря появлению оксида марганца (IV);

Перманганат – ион проявляет более высокую окислительно – восстановительную активность в кислой среде.

8) Налили в две пробирки по 1 мл. 0,01Н раствора перманганата калия и добавили несколько капель 10% раствора серной кислоты;

9) В первую пробирку добавили добавили 1Н раствор сульфита натрия, а во вторую 1Н раствор йодида калия до появления устойчивой окраски;

Первая пробирка:

2КMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

(MnO₄) — + 8H + + 5 Mn 2+ + 4H₂O

SO₃ 2- + H₂O — 2 SO₄ 2- + 2H +

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

Вторая пробирка:

2КMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KI 5I₂↓ + 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

(MnO₄) — + 8H + + 5 Mn 2+ + 4H₂O

2I — — 2 2I 0

2(MnO₄) — + 16H + + 10I — 2Mn 2+ + 8H₂O + 10I 0

Выделяющийся йод образовывал с избытком иодида калия йодную воду, вследствие чего раствор приобрёл коричневую окраску;

10) В одну пробирку положили несколько гранул цинка, а во вторую – немного медной стружки;

11) Прилили в обе пробирки 10% раствор серной кислоты;

Zn + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂↑ – выделяется водород;

Сu + H₂SO₄ Реакция не идёт, так как медь стоит в ряду активности металлов правее водорода и не способна вытеснить водород из кислоты;

12) Повторили опыт с концентрированной серной кислотой;

Zn + 2H₂SO₄ ZnSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

Zn 0 — 2 Zn 2+

SO₄ 2- + 4H + + 2 (SO₂) 0 + 2H₂O

Zn 0 + SO₄ 2- + 4H + Zn 2+ + (SO₂) 0 + 2H₂O

Cu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

Cu 0 — 2 Cu 2+

SO₄ 2- + 4H + + 2 (SO₂) 0 + 2H₂O

Cu 0 + SO₄ 2- + 4H + Cu 2+ + (SO₂) 0 + 2H₂O

В обоих случаях наблюдаем выделение оксида серы (IV);

13) В две чистых пробирки поместили немного медных стружек;

14) В первую пробирку прилили немного концентрированной азотной кислоты, а во вторую немного разбавленной азотной кислоты;

Сu + 4HNO_{3 (конц.)} Сu(NO₃)₂ + 2NO₂ ↑ + 2H₂O – выделяется бурый газ NO₂;

Cu 0 — 2 Cu 2+

(NO₃) — + 2H + +1 (NO₂) 0 + H₂O

Cu 0 + 2(NO₃) — + 4H + Cu 2+ + 2(NO₂) 0 + 2H₂O

3Сu + 8HNO_{3 (разб.)} 3Сu(NO₃)₂ +2NO ↑ + 4H₂O – выделяется бесцветный газ оксид азота (II)

Cu 0 — 2 Cu 2+

(NO₃) — + 4H + +3 (NO) 0 + 2H₂O

3Cu 0 + 2(NO₃) — + 8H + 3Cu 2+ + 2(NO) 0 + 4H₂O

Перманганат калия, серная и азотная кислоты проявляют сильные окислительные свойства, причём наиболее сильные окислительные свойства перманганат калия проявляет в кислой среде.