Метод электронного баланса

Необходимо помнить основные правила составления уравнений методом электронного баланса:

а) сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями равна сумме электронов, принимаемых всеми окислителями;

б) число одноименных атомов в левой и правой частях уравнения должно быть одинаково.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций легче провести в несколько стадий: 1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции; 2) определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции; 3) определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, и коэффициентов при восстановителях и окислителях; 4) определение коэффициентов при всех исходных веществах и продуктах реакции, исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения.

8Na⁰ + 5H₂⁺S⁺⁶O₄^–2 = 4Na₂⁺S⁺⁶O₄^–2 + H₂⁺S^–2 + 4H₂⁺O^–2

Обратите внимание на то, что при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями (H₂SO_4(к), HNO₃) последние не только восстанавливаются, но и расходуются на образование соли (без изменения степени окисления), поэтому перед формулой кислоты-окислителя ставится суммарный коэффициент. В нашем примере один атом S⁺⁶ восстановился до S^–2, и еще четыре атома S⁺⁶ не изменили степени окисления, поэтому перед формулой H₂SO₄ коэффициент 5.

В тех случаях, когда в ОВР участвуют два восстановителя, входящих в состав одного вещества, и один окислитель или наоборот (несколько окислителей и один восстановитель), то суммируют все «отданные» или все «принятые» электроны, и лишь после этого находят дополнительные множители.

}

3As₂⁺³S₃^–2 + 22H⁺N⁺⁵O₃^–2 = 6H₃⁺As⁺⁵O₄^–2 + 9S⁺⁴O₂^–2 + 22N⁺²O^–2 + 2H⁺₂O^–2

Ионно-электронный метод

Этот метод применяют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций протекающих в растворах электролитов. В его основе лежит составление ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. При составлении ионных уравнений следует пользоваться правилами: формулы сильных электролитов записывать в виде ионов, а слабых электролитов, газов, осадков, – в виде молекул. В краткие уравнения не следует вносить ионы, не изменяющиеся в процессе реакции. Составление уравнений методом полуреакций предполагает учет роли частиц среды, в которой протекает реакция (Н⁺, ОН^–, Н₂О). В приведенной ниже таблице 8.1 показано, какие процессы обычно имеют место в разных средах.

Таблица 8.1

Влияние среды на протекание ОВР

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂⁺³(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂O + K₂SO₄

Напишем схему реакции в кратком ионном виде:

(Cr₂⁺⁶O₇)^2– + SO₃^2– + H₂O → Cr₂³⁺ + SO₄^2– + 2H⁺

Составим уравнения полуреакций с учетом влияния кислой среды (см. таблицу 8.1), найдем коэффициенты:

Сложим почленно части уравнений полуреакций с учетом найденных коэффициентов, сократим одноименные слогаемые:

Допишим к ионнам краткого уравнения имеющиеся в реакции ионы с противоположным знаком:

В результате получим молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + 4H₂O + K₂SO₄

Направление протекания окислительно-восстановительной реакции зависит от того, в какой среде она идет (кислой, нейтральной или щелочной). Так реакции восстановления перманганата марганца в кислой среде протекают с образованием соли марганца (II), в нейтральной среде - оксида марганца (IV), а в щелочной – соли марганцовистой кислоты (H₂MnO₄) – манганата:

Если к подкисленному серной кислотой раствору KMnO₄, имеющему фиолетовую окраску, добавить восстановитель, например, K₂SO₃, то раствор обесцветится, т.к. образующиеся ионы марганца (II) очень слабо окрашены. Реакция выражается уравнением:

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O,

в ионной форме:

2MnO₄^– + 5SO₃^2– + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄^2– + 3H₂O.

В нейтральной среде реакция между этими веществами протекает с образованием бурого осадка оксида марганца (IV) по уравнению:

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂↓ + 3K₂SO₄ + 2KOH,

2MnO₄^– + 3SO₃^2– + H₂O = 2MnO₂↓ + 3SO₄^2– + 2OH^–.

В концентрированном растворе щелочи образуются ионы манганата, которые окрашивают раствор в зеленый цвет:

2MnO₄^– + SO₃^2– + 2OH^– = 2MnO₄^2– + SO₄^2– + H₂O.

8.4. Типы окислительно−восстановительных реакций

Рассмотренные примеры ОВР относятся к реакциям межмолекулярного окисления−восстановления. В этих реакциях имеется вещество окислитель и вещество − восстановитель.

В некоторых случаях один и тот же атом, молекула или ион играет роль и окислителя и восстановителя. Это процесс самоокисления-самовосстановления или диспропорционирования.

2Cl⁺⁴O₂^–2 + H₂⁺O^–2 = H⁺Cl⁺⁵O₃^–2 + H⁺Cl⁺³O₂^–2

В данной реакции хлор претерпевает и окисление и восстановление.

В составе некоторых молекул могут находиться атомы-восстановители и атомы-окислители. Такие молекулы могут претерпевать внутримолекулярное окисление-восстановление.

N^–3H₄⁺N⁺⁵O₃^–2 N₂⁺O^–2 + H₂⁺O^–2

Здесь ион NH₄⁺ окисляется, а ион NO₃^– восстанавливается.

В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. Например, в реакции между цинком и солью меди восстановителем является цинк, он отдает свои электроны положительно заряженным ионам меди, которые являются окислителем. Медь осаждается на поверхности цинка, а ионы цинка переходят в раствор.

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Zn⁰ –2ē = Zn²⁺ (окисление)

Cu²⁺ +2ē = Cu⁰ (восстановление)