Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
При составлении ОВР решаются две задачи: 1) написать возможные продукты реакции и 2) уравнять реакцию. Для решения первого вопроса необходимо определить окислитель и восстановитель, знать возможные с.о. элементов-участников ОВР и предположить, до какой с.о. может пройти окисление и восстановление. Для того, чтобы уравнять реакцию, используют метод баланса. Будем использовать метод электронного баланса.
Рассмотрим алгоритм написания ОВР на примере простой реакции, в которой участвуют два вещества – окислитель и восстановитель.
Al + O2 →
На первом этапе определим окислитель и восстановитель. Для этого выясним исходные с.о. элементов. В нашей реакции участвуют простые вещества, следовательно, с.о. алюминия и кислорода – 0. Алюминий – металл, для металлов 0 – минимальная с.о., значит алюминий – восстановитель. Кислород – окислитель. Алюминий повысит свою с.о. До какой? Для ответа на этот вопрос, необходимо знать характерные с.о. элементов. В случае алюминия – все просто: в соединениях он проявляет постоянную с.о., равную +3 (это можно определить, рассмотрев электронную конфигурацию атома алюминия по таблице Менделеева). Кислород понизит свою с.о. до -‑2 (наиболее характерная с.о. кислорода). Т.о., можем записать продукт реакции – оксид алюминия Al2O3:
Al + O2 → Al2O3.
Составим электронный баланс уравнения. Для этого выпишем отдельно окислитель и восстановитель и процесс отдачи и принятия электронов:
Al0 -3e- → Al3+
O2 + 4e- → 2O2-
Для нахождения коэффициентов ставим рядом с продуктами число электронов таким образом, чтобы электроны, которые принял окислитель, оказались у восстановителя, а электроны восстановителя – у окислителя, т.е. крест-накрест:
| Al0 -3e- → Al3+ | |
| O2 + 4e- → 2O2- |
Полученные коэффициенты запишем в уравнение реакции:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
В сложных реакциях помимо окислителя и восстановителя участвует вещество, выполняющее роль среды в растворе: кислота, щелочь или вода. Образование тех или иных продуктов в реакции часто зависит от среды (см. табл. 1).
Таблица 1. Продукты восстановления некоторых ионов в различных средах
| Исходный ион | Среда | Продукт | Наблюдаемый эффект |
| перманганат-ион MnO4- (темно-фиолетовый) | Н+ | Mn2+ | обесцвечивание раствора |
| Н2О | MnO2 | выпадение бурого осадка | |
| ОН- | MnO4-2 | темно-зеленый раствор | |
| дихромат-ион Cr2O72- (оранжевый) | Н+ | Cr3+ | зеленый раствор |
| хромат-ион CrO42- (желтый) | ОН- | Cr3+ | зеленый раствор |
Рассмотрим реакцию
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 →
Для того, чтобы написать продукты реакции действуем следующим образом.
1) Определяем окислитель и восстановитель, проставив с.о. элементов в соединениях. В перманганате калия у марганца с.о. +7 – максимальная с.о. марганца, значит перманганат – окислитель. В нитрите натрия азот – в промежуточной с.о. +3, в данном случае – восстановитель. Серная кислота выполняет роль среды в растворе – кислая среда.
2) Определяем продукты реакции. Согласно таблице 1 перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до Mn2+. Для того, чтобы написать продукт в молекулярном виде, воспользуемся ионами из среды. В нашем случае, среда - серная кислота, значит продукт будет содержать сульфат-ионы – MnSO4. Нитрит натрия NaN+3O2, будучи восстановителем, окисляется, повышает свою с.о. до максимальной (для азота это +5), значит продукт – нитрат натрия, NaNO3. Все неиспользованные ионы соединяем с сульфат-ионами, H+ дает воду. Т.о., можем записать уравнение реакции:
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O
3) Уравниваем реакцию. Сначала с помощью электронного баланса определяем коэффициенты окислителя и восстановителя и записываем их в уравнение:
| Mn+7 +5e- → Mn2+ | |
| N3+ -2e- → N5+ |
2KMnO4 + 5NaNO2 + H2SO4 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + H2O
Дальнейшее уравнивание осуществляем в следующем порядке:
К+ → SO42- → H+.
В конце − проверка по О в левой и правой частях уравнения.
Окончательно имеем:
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
Электрохимические процессы
Простейшей окислительно-восстановительной системой является пластинка металла, погруженная в раствор соли этого металла. На границе металл-раствор происходит реакция:
Ме0 – ne- → Men+
Ионы металла с поверхности переходят в раствор, пластина заряжается отрицательно. За счет электростатического притяжения на границе металл-раствор концентрируются положительно заряженные ионы, т.е. образуется двойной электрический слой. Т.о. на границе металл-раствор возникает скачок потенциала или электродный потенциал.
Рассмотрим систему, состоящую из цинковой пластины в растворе ZnSO4 и медной пластины в растворе CuSO4. Металлические пластины называются электродами.
На цинковом электроде идет реакция окисления (цинк достаточно активный металл, легко окисляется – см. ряд напряжения металлов, он составлен в порядке уменьшения активности металла, способности окисляться):
Zn − 2e- → Zn2+
Цинковая пластина заряжается отрицательно. На границе металл –раствор возникает потенциал j(Zn2+/Zn).
На медной пластине идет реакция восстановления ионов из раствора (т.к. медь – пассивный металл, трудно окисляется, но легко восстанавливаются ионы меди):
Cu + 2e- → Cu2+
Медная пластина заряжается положительно. На границе металл –раствор возникает потенциал j(Cu2+/Cu).
Вопрос, какие из металлов окисляются либо восстанавливаются при контакте с растворами своих солей решается исходя из их электрохимической активности (см. ряд напряжения металлов). Чем выше находится металл в ряду напряжений, тем он более электрохимически активен, т.е. тем легче окисляются его атомы, но труднее восстанавливаются его ионы.
При соединений пластин металлическим проводником, а растворов – пористой перегородкой, в системе начинает протекать электрический ток. А полученная система есть простейший химический источник тока – гальванический элемент. Медно-цинковый элемент носит название элемент Даниэля-Якоби.
Гальванический элемент (г.э.) – устройство, в котором энергия окислительно-восстановительных реакций на электродах превращается в электрическую энергию. Получение полезной электрохимической работы в гальваническом элементе возможно за счет пространственного разделения процессов окисления и восстановления. Процессы в г.э. протекают самопроизвольно.
Электрод, на котором идет процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором идет процесс восстановления, называется катодом.
Если элемент Даниэля-Якоби присоединить к внешнему источнику тока, подать на цинковый электрод отрицательный потенциал, а на медный электрод положительный потенциал, то на электродах будут протекать процессы, противоположные самопроизвольным:
Zn2+ + 2e- → Zn
Cu - 2e- → Cu2+
В этом случае электрохимическая цепь будет называться электролитической ячейкой, и в ней будет протекать электролиз.
Электролиз – окислительно-восстановительная реакция на электродах, протекающая под действием внешнего источника электрического тока.
Анод и катод как в гальваническом элементе, так и в электролитической ячейке определяются по процессу, протекающему на электроде. Знаки же электродов в гальваническом элементе и при электролизе меняются на противоположные. Это легко увидеть на схемах электрохимических цепей. Слева обычно записывают анод. После разделительной черты указывают ион и его концентрацию (С1) в прианодном пространстве. Далее двойная вертикальная черта, после нее концентрация иона (С2) в прикатодном пространстве и материал катода.
| Схема гальванического элемента | Схема электролитической ячейки |
| А(-) Zn|Zn2+(C1)||Cu2+(C2)|Cu K(+) | A(+) Cu|Cu2+(C1)||Zn2+(C2)|Zn K(-) |