Задание по данной теме предполагает уравнивание окислительно-восстановительных реакций с известными продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при протекании которых изменяется степень окисления элементов. Степень окисления – это условный заряд, которым обладал бы данный атом в химическом соединении, если бы это соединение состояло из ионов.
Степень окисления атомов в простых веществах (например, Fe, N2, O3) равна нулю.
Многие атомы в химических соединениях имеют постоянную степень окисления:
Li Be
Na Mg
K Ca Zn
Rb Ag +1 Sr Cd +2
Cs Ba
Fr Ra
Al +3 F –1
Водород (H) в большинстве соединений имеет степень окисления +1; в гидридах (соединения водорода с активными металлами, например, NaH, CaH2) атомы водорода имеют степень окисления –1.
Кислород (O) в большинстве соединений имеет степень окисления –2; в пероксиде водорода (H–O–O–H) и других пероксидах атомы кислорода имеют степень окисления –1.
Определим, например, степень окисления хрома в K2Cr2O7. Каждый атом калия имеет степень окисления +1, а каждый атом кислорода – степень окисления –2. Обозначим степень окисления каждого атома хрома через х:
+1 х –2
K2Cr2O7
Сумма зарядов всех атомов в данном соединении будет равна нулю, т.к. K2Cr2O7 – нейтральная частица: 2∙(+1) + 2∙Х + 7∙(–2) =0.
Решая это уравнение, находим Х = +6.
Пример расчёта степени окисления марганца в перманганат-ионе MnO4–: обозначим степень окисления атома марганца через х; степень окисления каждого атома кислорода равна –2. Т.к. перманганат-ион имеет заряд –1, то сумма зарядов всех атомов в ионе MnO4– должна быть равна –1:
х –2
[MnO4]–
1∙х + 4∙(–2) = –1
Из этого уравнения находим х = +7.
Атом, который принимает электроны – окислитель; окислитель в ходе реакции восстанавливается. Атом, который отдаёт электроны – восстановитель, он окисляется.
Существуют два основных способа уравнивания окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса рассматривает изменение степени окисления атомов:
4 Fe + 3 O2 ® 2 Fe2O3
Fe ® Fe3+ + 3e– (× 4)
O2 + 4e– ® 2 O2– (× 3)
Ионно-электронный метод (второе название этого метода – метод полуреакций) учитывает те реальные частицы, которые имеются в растворе, и именно этот метод используется при изучении последующих химических дисциплин – аналитической, физической и коллоидной химии. Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следует придерживаться определённой последовательности действий:
1) определить, какие элементы изменяют степень окисления;
2) записать схему реакции в ионно-молекулярном виде (сильные электролиты при этом записываются в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул) и выяснить, таким образом, в виде каких реальных частиц участвуют в окислительно-восстановительной реакции атомы этих элементов; записать процесс превращения исходных веществ в конечные продукты;
3) уравнять с помощью коэффициентов, если это требуется, число атомов, меняющих степень окисления, в левой и правой частях составляемого уравнения (при этом количество атомов кислорода и водорода может оказаться неуравненным);
4) уравнять число атомов кислорода и водорода, используя водород- и кислородсодержащие частицы, имеющиеся в водном растворе – H2O, H+, OH–; для уравнивания атомов кислорода и водорода существуют определённые правила (см. ниже примеры реакций);
5) уравнять суммы зарядов ионов в левой и правой частях уравнений процессов окисления (восстановления), добавляя в ту или иную сторону требуемое число электронов;
6) составить ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, предварительно уравняв число отданных и принятых электронов;
7) записать уравнение реакции в молекулярном виде.
Ниже этот порядок действий рассматривается на конкретных примерах.
Пример 3.1 K2Cr2O7 + N2H4 + H2SO4 ® N2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
1) Cr+6 ® Cr+3 N–2 ® N0
2) 2K++Cr2O72–+N2H4+2H++5SO42– ® N2+2Cr3++SO42–+2K++SO42–+H2O
3) Число атомов хрома в левой и правой частях превращения Cr2O72–®2 Cr3+ уравнено с помощью коэффициента; число атомов азота в превращении N2H4 → N2 не требует уравнивания:
Cr2O72– ® 2 Cr3+
N2H4 ® N2
4) В правой части реакции восстановления Cr2O72– ® 2 Cr3+ недостатаёт семи атомов кислорода, который можно устранить, добавив вправо 7 H2O, а в левую часть 14 H+ (реакция протекает в присутствии H2SO4, т.е. в кислой среде):
Cr2O72– + 14 H+ ® 2 Cr3+ + 7 H2O
Ниже приводится правило для уравнивания атомов кислорода для любой полуреакции, протекающей в кислой среде.
Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения следует записать соответствующее число молекул Н 2 О, а в другую часть – в два раза большее число ионов Н +.
Для составления ионно-электронного уравнения, соответствующего превращению гидразина (N2H4) в азот, необходимо в правой части схемы N2H4 ® N2 компенсировать недостаток четырёх атомов водорода. Это можно сделать, дописав в правую часть этой схемы 4 иона H+:
N2H4 ® N2 + 4 H+
Правило для уравнивания атомов водорода в кислой среде:
Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов водорода, то в эту часть уравнения следует записать соответствующее число ионов Н+.
5) Далее необходимо уравнять заряды в левой и правой частях полученных уравнений. Суммарный заряд в левой части уравнения Cr2O72–+14 H+® 2 Cr3+ + 7 H2O
равен +12 (14 ионов H+ и один ион Cr2O72–), суммарный заряд в правой части этого уравнения равен +6 (2 иона Cr3+; молекулы воды – нейтральные частицы, их заряд равен нулю). Для уравнивания зарядов следует добавить в левую часть уравнения 6 электронов (электрон – отрицательно заряженная частица):
Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– ® 2 Cr3+ + 7 H2O
В левой части уравнения N2H4 ® N2 + 4 H+ находится одна молекула N2H4, следовательно, заряд левой части этого уравнения равен нулю; заряд в правой части равен +4 (он определяется четырьмя ионами H+). Для уравнивания зарядов следует записать в правую часть этого уравнения 4 электрона:
N2H4 ® N2 + 4 H+ + 4 e–
6) Далее следует уравнять число электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления. Для этого каждое слагаемое первого уравнения следует умножить на 2, а второго уравнения – на 3 (в этом случае число и принятых, и отданных электронов будет равно 12):
 |
Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– ® 2 Cr3+ + 7 H2O ´ 2
N2H4 ® N2 + 4 H+ 4e– ´ 3
 |
2 Cr2O72– + 3 N2H4 + 28 H+ ® 4 Cr3+ + 3 N2 + 12 H+ + 14 H2O
Сокращая ионы Н+ и молекулы Н2О в левой и правой частях, окончательно получим:
2 Cr2O72– + 3 N2H4 + 16 H+ ® 4 Cr3+ + 3 N2↑ + 14 H2O
7) Для получения уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде необходимо каждый ион из ионно-молекулярного уравнения «привязать» к соответствующему противоположно заряженному иону согласно условию задания, записав каждое участвующее в реакции вещество в виде молекул.
2 K2Cr2O7 + 3 N2H4 + 8 H2SO4 ® 3 N2 + 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 14 H2O
Пример 3.2 KMnO4 + NH3 ® N2 + MnO2 + KOH + H2O
1) Mn+7 ® Mn+4 N–3 ® N0
2) и 3) K+ + MnO4– + NH3 ® N2↑ + MnO2 + K+ + OH– + H2O
MnO4– ® MnO2
2 NH3 ® N2
4) Если в уравнении реакции присутствует сильное основание (в данном примере – KOH в правой части уравнения), уравнивание атомов кислорода и водорода рекомендуется выполнить с помощью ионов OH– и молекул H2O, т.е. по правилам для щелочной среды. Составляемое ионно-электронное уравнение процесса восстановления MnO4– ® MnO2 требует уравнивания атомов кислорода. Ниже приводится правило для уравнивания атомов кислорода в щелочной среде.
Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения на каждый недостающий атом кислорода следует записать два иона OH–, а в другую часть уравнения – одну молекулу H2O.
Согласно этому правилу в правую часть схемы превращения MnO4– ® MnO2, где недостаёт 2 атома кислорода, запишем 4 иона OH–, а в левую часть уравнения 2 молекулы H2O:
MnO4– + 2 H2O ® MnO2 + 4 OH–
Ионно-электронное уравнение окисления аммиака (2 NH3 ® N2) требует уравнивания числа атомов водорода.
Правило уравнивания атомов водорода в щелочной среде:
Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется избыток атомов водорода, то в эту часть уравнения на каждый избыточный атом H следует записать один ион OH–, а в другую часть уравнения – одну молекулу Н2О.
В левой части схемы превращения 2 NH3 ® N2 – шесть избыточных атомов H. Следовательно, в левую часть составляемого уравнения нужно добавить 6 ионов OH–, «связав» тем самым 6 атомов H в 6 молекул воды, которые следует записать вправо:
2 NH3 + 6 OH– ® N2 + 6 H2O
5) Уравнивание зарядов в левой и правой частях уравнений полуреакций.
MnO4– + 2 H2O + 3 e– ®MnO2 + 4 OH–
2 NH3 + 6 OH– ® N2 + 6 H2O + 6 e–
6) MnO4– + 2 H2O + 3e– ® MnO2 + 4 OH– 2
2 NH3 + 6 OH– ® N2 + 6 H2O + 6e– 1
 |
2 MnO4– + 4 H2O + 2 NH3 + 6 OH– ® 2 MnO2 + N2 + 8 OH– + 6 H2O
2 MnO4– + 2 NH3 ® 2 MnO2 + N2 + 2 OH– + 2 H2O
7) 2 KMnO4 + 2 NH3 ® 2 MnO2 + N2 + 2 KOH + 2 H2O
Если при составлении какого-нибудь ионно-электронного уравнения, например, CH3CHO ® CO2 потребуется уравнять число и атомов H, и атомов O, необходимо последовательно применить уже рассмотренные правила уравнивания: сначала уравнять число атомов кислорода, а затем число атомов водорода. Ниже рассматривается применение правил уравнивания атомов кислорода и водорода для схемы превращения CH3CHO ® CO2 в кислой среде:
CH3CHO ® 2CO2
баланс по атомам кислорода: + 3H2O + 6H+
баланс по атомам водорода: + 4H+
 |
CH3CHO + 3H2O ® 2CO2 + 10H+
уравнение полуреакции: CH3CHO + 3H2O ® 2CO2 + 10H+ + 10e–
Аналогичный пример для уравнивания атомов и водорода и кислорода в схеме превращения Cr(OH)3 ® CrO42– по правилам для щелочной среды:
Cr(OH)3 ® CrO42–
баланс по атомам кислорода: + 2OH– + H2O
баланс по атомам водорода: + 3OH– + 3H2O
 |
Cr(OH)3 + 5OH– ® CrO42– + 4H2O
уравнение полуреакции: Cr(OH)3 + 5OH– ® CrO42– + 4H2O + 3e–
Полезно также иметь в виду, что если в составляемом уравнении полуреакции, протекающей в щелочной среде недостаёт одинакового числа и атомов H, и атомов O, то в соответствующую часть схемы превращения следует добавить соответствующее число ионов OH–:
1) Zn ® [Zn(OH)4]2– 2) P ® H2PO2–
Zn + 4OH–® [Zn(OH)4]2– P + 2OH–® H2PO2–
Zn + 4OH–® [Zn(OH)4]2– + 2e– P + 2OH–® H2PO2– + e–
Если ни в правой, ни в левой частях уравнения реакции нет ни кислот, ни оснований (т.е. среда нейтральная), то полуреакции можно составить по правилам либо для кислой, либо для щелочной среды; в любом случае получается правильный результат.
