ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

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 O^2– (× 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⁺+Cr₂O₇^2–+N₂H₄+2H⁺+5SO₄^2– ® N₂+2Cr³⁺+SO₄^2–+2K⁺+SO₄^2–+H₂O

3) Число атомов хрома в левой и правой частях превращения Cr₂O₇^2–®2 Cr³⁺ уравнено с помощью коэффициента; число атомов азота в превращении N₂H₄ → N₂ не требует уравнивания:

Cr₂O₇^2– ® 2 Cr³⁺

N₂H₄ ® N₂

 

4) В правой части реакции восстановления Cr₂O₇^2– ® 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):

 

Cr₂O₇^2– + 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 Cr₂O₇^2–+14 H⁺® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

равен +12 (14 ионов H⁺ и один ион Cr₂O₇^2–), 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):

 

Cr₂O₇^2– + 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):

Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ´ 2

N₂H₄ ® N₂ + 4 H⁺ 4e^– ´ 3

2 Cr₂O₇^2– + 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 Cr₂O₇^2– + 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 ® CrO₄^2– по правилам для щелочной среды:

 

Cr(OH)₃ ® CrO₄^2–

баланс по атомам кислорода: + 2OH^– + H₂O

баланс по атомам водорода: + 3OH^– + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 5OH^– ® CrO₄^2– + 4H₂O

уравнение полуреакции: Cr(OH)₃ + 5OH^– ® CrO₄^2– + 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.