Окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений ОВР нужно учесть, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

В химии электрон обозначается его условный заряд принят за «-1» Для подбора стехиометрических коэффициентов можно использовать несколько методов. К наиболее распространенным относятся метод электронного баланса и метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций).

Метод электронного баланса является наиболее универсальным методом и применим для любых окислительно-восстановительных процессов, протекающих в любых системах (растворы, расплавы, газы). В основе метода лежит принцип сравнения степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции с последующим составлением схемы электронного баланса.

Пример 2. Рассмотрим метод электронного баланса для уравнивания ОВ-реакции:

+ + → + + +

Для расстановки коэффициентов выполняем следующие действия.

1. Определяем элементы, атомы которых изменяют степень окисления:

+ + → + + +

2. Находим окислитель и восстановитель в данной ОВР, составляем схему перехода электронов от восстановителя к окислителю и пишем отдельно электронные уравнения процессов окисления и восстановления с учетом того, что количество атомов, входящих в соединение, должно сохраняться. Например, в имеется два атома Cr, следовательно, в уравнении они должны присутствовать:

+6ē

-2ē

+ + → + + +

окислитель восстановитель

2Cr⁺⁶ + 6ē = 2Cr⁺³ (а) - восстановление

S^-2 - 2ē = S⁰ (б) – окисление

3. Уравниваем число электронов в процессе окисления и восстановления (составляем электронный баланс). В приведенной схеме необходимо уравнение (б) умножить на 3, тогда будет принято и отдано по 6 электронов. После умножения уравнения складываются как обычные алгебраические:

2Cr⁺⁶ + 6ē = 2Cr⁺³ 1

+ S^-2 - 2ē = S⁰ 3

2Cr⁺⁶ +3S^-2 = 2Cr⁺³ + 3 S⁰

4. Полученные коэффициенты называют основными. Они переносятся в молекулярную схему реакции и ставятся перед соответствующими веществами. Так как в молекулах K₂Cr₂O₇ и Cr₂(SO₄)₃ содержится по два атома хрома, двойки перед этими веществами опускаются.

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + H₂O

5. Окончательно уравниваем число атомов каждого элемента в обеих частях молекулярного уравнения. Продукты реакции (Cr₂(SO₄)₃, K₂SO₄), имеющие коэффициенты по единице, содержат 4 моль сульфат-ионов (SO₄^2-), которые содержатся в серной кислоте, следовательно, перед ней ставится коэффициент 4. Чтобы количество атомов водорода было одинаково в левой и правой частях уравнения, перед водой ставится коэффициент 7:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O

Проверка количества остальных атомов показывает, что все коэффициенты подобраны.

Метод электронно-ионных уравнений (метод полуреакций). Этот метод основан на составлении уравнений процессов окисления и восстановления с помощью ионов и молекул, реально существующих в растворе. Степени окисления атомов не используют, а учитывают заряды ионов и характер среды (рН), в которой протекает ОВ-реакция. В качестве частиц среды в водных растворах могут принимать участие следующие частицы: Н⁺, ОН^- и Н₂О .

Для написания уравнения в ионно-молекулярной форме следует знать:

1. Сильные кислоты (например, HCl, H₂SO₄, HNO₃) распадаются на ионы H⁺ и кислотный остаток, например, H₂SO₄ ®2H⁺ +SO₄^2-

Слабые кислоты, для которых константа диссоциации К_д<10^-3 (например, H₂S, HCN), практически не диссоциируют на ионы и записываются в молекулярном виде.

2. Сильные основания (например, LiOH, NaOH, KOH) распадаются на катион металла и гидроксид-ион OH^-, например, КОН ®К⁺ +OH^-

Слабые основания, для которых К_д<10^-3 (например, NH₄OH), практически не диссоциируют на ионы и записываются в молекулярном виде.

3. Соли распадаются на катионы металла и кислотный остаток. Например, KBr ®K⁺ +Br^-1 :

K BrО₃ ® K⁺ + BrО₃^-1

K₂Cr₂O₇® 2 K⁺ + Cr₂O₇^2-

4. Оксиды (например, MnO₂, FeO, Fe₂O₃, CO₂, SO₂, NO) не распадаются на ионы.

5. Вода Н₂О (К_д=1,8.10^-16), пероксид водорода Н₂О₂ (К_д=1.10^-25) как слабые электролиты, не распадаются на ионы.

Схема метода ионно-электронных уравнений:

1. Написать уравнение в ионно-молекулярной форме.

2. Определить кислотно-щелочность среды.

3. Определить частицы, изменившие свой заряд или состав, и записать реакции их превращения.

4. Составить материальный баланс для этих превращений, то есть количество атомов каждого из присутствующих элементов в левой и правой частях уравнения должно быть одинаково.

Если исходные вещества содержат большее число атомов кислорода, чем полученные продукты, то в кислой среде каждый атом кислорода можно связать двумя ионами водорода в воду, а в нейтральной и щелочной средах молекулой воды в гидроксид-ионы.

Если исходные вещества не содержат кислорода или содержат меньшее

число атомов кислорода, чем полученные продукты, то недостающее число атомов кислорода можно восполнить в нейтральной и кислой средах за счет молекул воды, а в щелочной – за счет двух ионов ОН^-.

5. Уравнять полученные реакции по зарядам с участием электронов.

6. Составить электронный баланс между полуреакциями, учитывая, что количество принятых электронов должно равняться количеству отданных. Далее просуммировать полуреакции: сложить отдельно левые части и отдельно правые части уравнений. Если в суммарном уравнении имеются одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения, то их сократить.

7. Полученные коэффициенты перенести в молекулярное уравнение и проверить материальный баланс.

Пример 3. Рассмотрим метод электронно-ионных уравнений для уравнивания ОВ-реакций между KMnO₄ и KNO₂ в кислой, нейтральной и щелочной средах.