Лабораторная работа № 8 Идентификация растворов веществ по их кислотности (определение рН)

Цель работы: ознакомиться с методами определения водородного показателя (рН) водных растворов разной природы

Задание по работе.

Опыт 1: определите цвет кислотной и щелочной формы наиболее часто применяемых кислотно-основных индикаторов: метилового оранжевого, метилового красного, лакмуса и фенолфталеина. Проведите наблюдения в сильнокислой и сильнощелочной среде, чтобы в первом случае рН был заведомо ниже, а во втором – заведомо выше области перехода указанных индикаторов. Какие индикаторы имеют область перехода в кислой среде? В щелочной среде? Вычислите водородный показатель рН в 0,002 н растворе хлороводородной кислоты HCl и в 0,01 н растворе гидроксида натрия NaOH. Опыт 2: сделайте вывод о рН исследуемого раствора и укажите реакцию среды. Проверьте правильность своего вывода у преподавателя.

Методические указания по выполнению работы

Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи кислотно-основных индикаторов.

а) Цвет некоторых кислотно-основных индикаторов в различных средах.

В четыре пронумерованные пробирки внесите по 4 капли 0,1 н раствора хлороводородной (соляной) кислоты, а в другие четыре пробирки с теми же номерами - по 4 капли 0,1 н раствора гидроксида натрия. Пробирки в штативе поставьте в два ряда таким образом, чтобы в левом ряду стояли только пробирки с кислотой, а в правом – пробирки со щелочью. После этого в обе пробирки №1 добавьте по 1 капле индикатора метилового оранжевого, в пробирки №2 – метилового красного, в пробирки №3 – лакмуса, в пробирки №4 – фенолфталеина.

Наблюдения по цвету кислотной и щелочной форм индикаторов запишите по прилагаемой ниже таблице № 1 , где уже указан интервал рН в области перехода каждого индикатора и цвет его в этой области.

38

Таблица 1

Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора.

Для приближенного определения рН удобно пользоваться так называемыми универсальными индикаторами, представляющими собой смеси нескольких индикаторов, изменяющими свой цвет в водных растворах различных веществ в широком диапазоне рН. Бумага, пропитанная универсальным индикатором и высушенная, называется универсальной индикаторной бумагой. К пачке такой бумаги прилагается цветная шкала, показывающая, какой цвет принимает индикаторная бумага (значение рН) при нанесении на неё 1 капли исследуемого раствора. Универсальные индикаторы применяют и в виде растворов. В этом случае готовится серия эталонов в герметически закрытых сосудах с указанием на каждом из них рН, соответствующего цвету эталона – раствора.

Получите у преподавателя раствор, водородный показатель (рН) к о- торого требуется определить. При помощи пипетки нанесите 1 каплю исследуемого раствора на полоску универсальной индикаторной бумаги. Сравните окраску пятна, обра зовавшегося на бумаге, с цветом шкалы, и выберите оттенок, наиболее близкий к цвету полученного пят на. На шкале приводятся цвета, соответствующие целым значениям рН, поэтому в случае необходимости можно по промежуточной окраске пятна ориентир о- вочно оценить десятые доли рН .

39

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы.

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и, хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

H2O ↔ H+ + OH−

Процесс ионизации воды характеризуется константой ионизации (диссоциа-

ции):

Вприведенном уравнении [H2O] (при постоянной температуре) можно считать практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и произведение [H+] · [OH−] – величина постоянная. Её называют ионным произведением воды и обозначают Kw:

Kw: = [H+] · [OH−] (3)

При температуре 25 0С в чистой воде [H+] = [OH−] = 10-7моль/л, следовательно Kw = 10-7·10-7 = 10-14. При повышении температуры Kw быстро увеличивается. Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы не изменялась концентрация ионов H+ и OH−, их произведение [H+] · [OH−] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение, равное 10-14 при 25 0С.

Вместо концентрации [H+] удобнее пользоваться отрицательным десятичным логарифмом из этой величины – водородным показателем (рН).

pH = −ℓg[H+] (4)

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды:

рОН = −ℓg[ОH−], рКw = −ℓgКw,

рКw = рН + рОН.

Вкислых растворах рН < 7, в щелочных растворах рН > 7, в нейтральных растворах рН = 7.

40

Индикаторами называются органические соединения, резко меняющие цвет в зависимости от концентрации катионов водорода (рН) раствора.

Кислотно-основные индикаторы бывают двухцветные и одноцветные. Двухцветными индикаторами являются лакмус, у которого в кислой среде

красный цвет, а в щелочной – синий и метиловый оранжевый, красный цвет которого показывает, что среда кислая, а желтый цвет - щелочная. Одноцветным индикатором является фенолфталеин, бесцветный в кислой и нейтральной среде и окрашивающийся в щелочной среде в малиновый цвет.

Кислотно-основные индикаторы можно рассматривать как слабые кислоты или основания, различие окрасок которых зависит от молекулярного или ионного состояния.

Рассмотрим принцип действия индикатора на примере метилоранжа. Как слабую кислоту его можно представить в виде HInd, диссоциация которой протекает по схеме:HJnd ↔ H + + Jnd −

Недиссоциированные молекулы HInd окрашены в красный цвет, а ионы Ind− - в желтый цвет. Если концентрацию водородных ионов увеличить, то равновесие сдвигается влево, окраска становится красной. Если концентрация водородных ионов уменьшается, то увеличивается концентрация ионной формы индикатора, т.е. равновесие смещается в сторону образования ионов Jnd- , окрашенных в желтый цвет.

Интервал между двумя значениями рН, в пределах которого существуют молекулярная и ионная форма индикатора называется интервалом перехода индикатора. Пользуясь определенными индикаторами, можно определить рН раствора – реакцию среды - кислая, слабокислая, щелочная, слабощелочная или нейтральная.

Вопросы к защите работы

1.Дать определение рН.

2.Какие значения рН в различных средах?

3.Область перехода какого из исследованных индикаторов находится ближе всего к нейтральной среде?

Учебная литература:/3/, с.91-94; /6/, с.79-83.

41

Лабораторная работа № 9 Исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влия-

ющих на гидролиз солей Цель работы: проведение гидролиза некоторых солей, изучение влияния со-

става солей и внешних условий на полноту гидролиза.

Задание по выполнению работы: Опыт 1: Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и укажите вид гидролиза каждой соли (простой одноступенчатый или сложный ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт 2: напишите формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы (ΙΙΙ) по первой ступени.

Опыт 3: напишите уравнения реакций, которые привели к образованию гидроксида алюминия Al(OH)3.

Опыт 4: напишите ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия по I-й ступени. В растворе, какой соли цвет фенолфталеина интенсивнее? В каком растворе концентрация гидроксил ионов ОН – более высокая? Вычислите константу гидролиза каждой соли. Константа гидролиза какой соли больше? Почему?

Сделайте общий вывод о влиянии силы кислоты или основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

Методические указания по выполнению работы.

Опыт № 1. Реакция среды в растворах различных солей.

В семь пробирок внесите по 1 капле лакмуса. В первую пробирку внесите 5 капель дистиллированной воды и оставьте в качестве контрольной, а в остальные внесите по 5 капель растворов солей: во вторую – ацетата натрия (СН3СООNа),– в третью хлорида алюминия (AlCl3), в четвертую – карбоната натрия (Na2CO3), в пятую - карбоната аммония ((NH4)2CO3), в - шестую хлорида калия (КCl), в седьмую – ацетат аммония (СН3СООNH4). Сравните цвет лакмуса в шести пробирках с цветом лакмуса

42

в контрольной пробирке. Укажите рН среды в каждой из пробирок. Полученные результаты свести в таблицу №1.

Таблица 1

Опыт № 2. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли.

Впробирку внесите 3 капли хлорида сурьмы (III) и постепенно по каплям прибавляйте воду до выпадения белого осадка хлорида оксосурьмы SbOCl. Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из Sb(OН)2Cl вследствие отщепления воды.

Опыт № 3. Случаи полного (необратимого) гидролиза соли.

Вдве пробирки внесите по 7 капель раствора хлорида алюминия AlCl3. В одну пробирку добавьте 7 капель раствора сульфида аммония, в другую – карбоната натрия. Отметьте выделение сероводорода (Н2S) в первой пробирке (по запаху) и пузырьков диоксида углерода CO2 во второй пробирке. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.

Подготовьте две пробирки, затем в одну пробирку внесите несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3, в другую – столько же кристалликов карбоната натрия Na2CO3. В каждую пробирку добавьте по 4 капли дистиллированной воды и по 1 капле фенолфталеина.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой (растворителем), приводящее к образованию продуктов слабых электролитов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением реакции среды (рН), называется гидролизом.

43

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид – ионами ОН−или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется слабо диссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: Н2О ↔ Н+ + ОН-. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролизу подвергаются соли образованные:

слабой кислотой и сильным основанием,

сильной кислотой и слабым основанием,

слабой кислотой и слабым основанием

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н+ или ОН- воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей – нейтральная (рН = 7), так как концентрация ионов Н+ и ОН- в их растворах, как и в чистой воде, одинаковая.

Типичные случаи гидролиза солей:

1.Соли, образованные слабой циановодородной (синильной) кислотой HCN и сильным основанием гидроксидом калия KОН, подвергаются гидролизу по аниону:

KCN ↔ K+ + CN−

CN− + НОН ↔ HCN + ОН−

KCN + Н2О ↔ HCN + KОН

Гидролизу подвергаются анионы соли, в результате чего в растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид – ионов ОН−. Поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (рН > 7).

2.Соли, образованные сильной кислотой HCl и слабым основанием

Zn(ОН)2, подвергаются гидролизу по катиону: ZnCl2↔ Zn2+ + 2Cl− Zn2+ + НОН ↔ ZnОН+ +H+

ZnCl2 + Н2О ↔ ZnОНCl + HCl

44

Гидролизу подвергаются катионы соли, в результате в растворе появляется избыток ионов Н+. Среда в растворе ZnCl2 - кислая (рН < 7).

3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, будет протекать одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания (который связывает ионы ОН− из молекулы воды и образует слабое основание) и анионом слабой кислоты (который связывает ионы Н+ из молекулы воды и образует слабую кислоту). Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты СН3СООН и слабого основания NH3·Н2О, которые образуются в результате гидролиза.

Например: СН3СООNH4 ↔ СН3СОО− + NH4+ СН3СОО− + NH4 + + НОН ↔ СН3СООН + NH3·Н2О СН3СООNH4 + НОН ↔ СН3СООН + NH3·Н2О (NH4ОН)

Реакция раствора соли СН3СООNH4 – нейтральная (рН =7), потому что константы диссоциации кислоты и основания имеют одинаковые значения К(СН3СООН)=

К(NH4ОН) = 1,8 · 10−.

Гидролиз соли, образованный слабой кислотой (НСN) и сильным основанием КОН, характеризуется константой гидролиза (Кг):

КГ = [ОН−] [НСN]/ [СN−] = Кw/Ка,

где Кw – ионное произведение воды, Ка – константа диссоциации кислоты,

Аналогично для соли слабого основания (NН3·Н2О) и сильной кислоты НСl:

КГ = [Н+]· [NН3· Н2О]/ [NН4+] = Кw/Кb,

где Кb – константа диссоциации основания.

Степенью гидролиза ħ называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза К Г уравнением, аналогичным выражению закона разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

КГ = ħ2 СМ / (1- ħ)

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. Тогда связь между КГ и ħ выражается более простым

45

______

соотношением: КГ = ħ 2СМ или ħ = √ КГ / СМ.

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше её концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора соли степень её гидролиза возрастает.

Вопросы к защите работы

1.Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2.Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по катиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3.Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионномолекулярном виде.

4.Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

5.Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl2, Na2S, соляной кислоты и твер-

дого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливается, ослабляется, влияния не наблюдается).

6.Как влияет добавление растворов NaОН, Na2CO3, Al2(SO4)3, серной кислоты

итвердого K2SO4 на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влия-

ния не наблюдается).

7. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех ступеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем.

 Учебная литература: /1/, с. 254-258; /2/, с.447-453; /3/, с.234-238.

46

Лабораторная работа № 10 Изучение закономерностей протекания окислительно-восстановительных

реакций

Цель работы: Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Задание по выполнению работы: В опыте 1 напишите уравнения реакций восстановления перманганата калия сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Коэффициенты подберите методом электронно-ионного баланса. При этом необходимо учесть, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски: Mn2+- слабо - розовую окраску, а при малой концентрации практически бесцветен, MnO2 (диоксид марганца) и гидроксид марганца являются труднорастворимыми веществами бурого цвета, MnO42−(манганат-ион) – зеленую окраску.

До какой степени окисления восстанавливается перманганат калия в растворах, имеющих рН < 7, рН = 7, рН > 7? Вычислите молярную массу эквивалента KMnO4 в каждом из этих случаев, зная, что МЭ = M (KMnO4) / nē (число электронов, принятых

1моль окислителя).

Вопыте 2-7 напишите уравнения проведенных реакций. Коэффициенты подобрать методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций), определить окислитель и восстановитель.

Методические указания по выполнению работы

Опыт 1. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия.

Втри пробирки внесите по 4 капли раствора перманганата калия (KMnO4). В 1-

юпробирку добавьте 2 капли 2 н раствора серной кислоты H2SO4, во 2-ю пробирку – 2 капли дистиллированной воды, в 3-ю - 2 капли 2 н раствора щелочи NaOH. В каждую пробирку внесите по несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3 на кончике микрошпателя и тщательно перемешайте растворы до полного растворения соли. Отметьте изменение окраски растворов во всех пробирках. В пробирках протекают следующие реакции:

1. KMnO4 + Na2SO3+H2SO4 → MnSO4+ Na2SO4+ K2SO4+H2O;

47

2.KMnO4 + Na2SO3+ H2O →MnO2 + Na2SO4 +KOH;

3.KMnO4 + Na2SO3 + NaOH → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4+H2O.

Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства атомов р-элементов в промежуточных степенях окисления.

В 1-ю пробирку с раствором дихромата калия (K2Cr2O7), во 2-ю с раствором сульфида натрия (Na2S) внесите по 1 капле 2 н раствора серной кислоты и на кончике шпателя несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3. Как изменилась окраска раствора в 1-й пробирке? Почему помутнел раствор во 2-й пробирке? Окислителем или восстановителем может являться в химических реакциях K2Cr2O7? Na2S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na2SO3?

Опыт 3. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

В предварительно нагретую на электрической плитке фарфоровую чашку поместите горкой несколько микрошпателей кристаллического дихромата аммония (NH4)2Cr2O7. Через несколько секунд наблюдайте бурное разложение соли - «вулкан-

чик»: (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Зеленые окатыши представляют собой Cr2O3 - оксид хрома (III). Атомы какого элемента являлись окислителями? Восстановителями? Как изменилась степень их окисления?

Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства соединений олова (II)

а) взаимодействие хлорида олова (II) с хлоридом железа (III).

Внесите в пробирку3 капли раствора (FeCl3) хлорида железа(III) и 3 капли раствора (K3[Fe(CN)6]) гексацианоферрата (III) калия. Отметьте окраску раствора и добавляйте к нему по каплям раствор (SnCl2) хлорида олова (II) до образования осадка. Окрашивание раствора в интенсивно синий цвет обусловлено появлением катионов Fe2+, образующих с K3[Fe(CN)6] синий осадок (турнбулева синь).

Хлорид олова (II) при этом переходит в хлорид олова (IV).

FeCl3 + SnCl2→ FeCl2 + SnCl4 (уравняйте методом электронного баланса); Качественная реакция на катионы железа (II):

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6 ]→ Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl.

Окислителем или восстановителем является ион Sn2+ в этой реакции?

48

б) взаимодействие хлорида олова(II) с металлическим цинком.

В другую пробирку внесите кусочек цинка и 5 капель раствора хлорида олова (II), наблюдайте на поверхности цинка образование блестящих кристалликов олова. Напишите уравнение реакции взаимодействия хлорида олова (II) с цинком, коэффициенты необходимо подобрать методом электронного баланса. Окислителем или восстановителем является ион Sn2+ в этой реакции?

Опыт № 5. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия.

К 2 каплям раствора иодида калия KI, подкисленному 1 каплей 2н. раствора серной кислоты H2SO4, прибавьте 2 капли раствора пероксида водорода Н2О2. Для какого вещества характерна появившаяся окраска?

Опыт № 6. Органические вещества в окислительно-восстановительных реакциях.

В пробирку с раствором дихромата калия K2Cr2O7 (6 капель) внесите 2 капли концентрированной серной кислотыH2SO4(плотностью 1,84 г/м3) и 5 капель этилового спирта C2H5OH. Отметьте изменение цвета раствора и появление специфического «яблочного» запаха, присущего уксусному альдегиду (ацетальдегид) CH3CHO. Напишите уравнение реакции, учитывая, что хром (VI) перешел в хром (III).

Опыт № 7. Окислительные и восстановительные свойства простых веществ.

Внесите в две пробирки по 4 капли йодной воды (I2+H2O). В первую пробирку добавьте несколько капель хлорной воды (Cl2+H2O), во вторую сероводородной воды (H2S + H2O). Напишите уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первом случае образуются хлороводородная HCl и йодноватая HIO3 кислота; во втором случае помутнение раствора вызвано выделением коллоидной серы, являющейся одним из продуктов реакции. Окислителем или восстановителем являются в этих реакциях йод и хлор?

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания и выполнения работы:

Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительновосстановительными.

49

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Число электронов, смещенных от атома или к атому данного элемента в соединении, называется степенью окисления.

Процесс отдачи электронов называется окислением. Например:

Cu0 – 2ē = Cu+2.

При окислении степень окисления элемента повышается.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Например:

Hg+2+ 2ē = Hg0.

При восстановлении степень окисления элемента понижается. Восстановителями называются атомы, молекулы или ионы, которые отдают

электроны в процессе окисления.

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления.

Общая схема ОВР может быть записана так: nē

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции По окислительно-восстановительным свойствам все вещества делятся на три

группы:

1. Вещества, которые могут быть только окислителями. В молекулах таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в высшей степени окисления.

Атомы с высшими степенями окисления не могут отдавать электроны, а могут только присоединять их (табл.1).

3. Вещества, которые могут быть только восстановителями. В молекулах

50

таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в низшей степени окисления.

Атомы с низшими степенями окисления не могут присоединять электроны, могут только отдавать их (табл.2).

Таблица 2 Важнейшие восстановители

3. Вещества, которые могут быть как восстановителями, так и окислителя-

ми (в зависимости от второго участника реакции). Молекулы таких веществ содержат элементы в промежуточной степени окисления.

Атомы с промежуточными степенями окисления могут и присоединять, и отдавать электроны (табл.3).

Таблица 3 Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность

На границе «раствор электролита - инертный электрод (платина, графит)» происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой возникает скачок потенциала φ.

Абсолютное значение φ не определяется, но измеряется относительное значение к водородному электроду сравнения, φ зависит от природы вещества, от концентрации электролита и от температуры.

Каждая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций. т.е. из двух электрохимическихсистемсэлектродвижущейсилой:

ЭДС=∆φ0 =φ0ОК-ЛЯ–φ0ВОСС-ЛЯ,

51

где φ0 - стандартный электродный потенциал, значения которого приводятся в справочных таблицах.

Окислительно-восстановительные реакции протекают в данном направлении при условии положительногозначенияэ.д.с.(электродвижущаясиласистемы).

Вещество в разных реакциях можетотдавать или присоединять разное число электронов, поэтомуегоэквивалентнаямассаможетиметьразличноезначение.

В соответствии с этим, эквивалентная масса окислителя (восстановителя) равна его молярной массе,деленнойначислоэлектронов,которыеприсоединяетодинмольокислителяиливысвобождаетодинмольвосстановителявданнойреакции:Мэ=М/z[г/моль],гдеzчислоэквивалентности,z= nē(числоэлектронов).

Например, KMnO4 (М=158,0г/моль)взависимостиоткислотностисредывосстанавливается по-разному.Вкислойсредевосстановлениепротекаетпоуравнению:

MnO4- +8H+ +5ē=Mn2+ +4H2O.

Здесьnē=5,z=5,эквивалентнаямассаМэ(KMnO4)=158,0/5=31,6г\моль.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два мето- да:методэлектронногобалансаиионно-электронныйметод(методполуреакций).

1.Метод электронного баланса:

5Na2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 = 5Na2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 3H2O S+4 – 2ē = S+6 5 процесс окисления

Mn+7 +5ē = Mn+2 2 процесс восстановления

2.Ионно-электронный метод.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, удобно использовать ионно-электронный метод (метод полуреакций). Этот метод основан на составлении уравнений полуреакций восстановления иона (молекулы) - окислителя и окисления иона (молекулы) – восстановителя с последующим суммированием этих полуреакций.

5SO32− + 5H2O + 2MnO4− + 16Н+ = 5SO42− + 10Н+ + 2Mn2+ +8H2O

Сложив подобные члены, получают ионное уравнение:

5SO32− + 2MnO4− + 6Н+ = 5SO42− + 2Mn2+ +3H2O,

52