11.4. Методы составления ОВР

11.4.1. Метод электронного баланса

Здесь подсчет числа электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов принятых окислителем. Приведем простейший пример:

___________________________________________

2 Na + Cl2 = 2NaCl

Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).

11.4.2. Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)

Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.

Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:

1.Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2.Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.

3.Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.

184

4.Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

5.Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:

а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;

б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы. Уравнять суммарное число зарядов

вобеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в

левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).

При этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН – в зависимости от характера среды:

5.1. Кислая среда

(в левой или правой части уравнения есть кислота)

Правило 1. В кислой среде в ту сторону уравнения полуреакции, где не хватает атомов кислорода ставиться столько же молекул воды, в другую сторону уравнения ставиться удвоенное число ионов Н+: Н2О = О-2+2Н+

Пример. МnO 4 Mn2+

В левой части 4 атома «О», в правой части нет атомов «О». Разница в 4 атома «О», следовательно, в правую часть уравнения полуреакции ставим столько же (4) молекул воды:

MnO 4 Mn2+ + 4H2O

В другую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воды количество протонов Н+:

Считаем заряды у левой и правой частей. Слева: -1 + 8·(+1) = +7. Справа +2 + 4·0 = +2 (H2O –нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы перейти из +7 в +2 надо добавть 5е (каждый е это -1).

185

Правило 2. Если в правой части образуется кислота, то ее пишут в виде молекулы.

5.2. Щелочная среда

(в левой или правой части уравнения есть основание)

Слева 4 атома «О», справа 2 атома «О». Разница в 2 атома «О». 2 молекулы воды ставим в ту сторону уравнения, где атомов «О» больше, т.е. в левую сторону:

MnO + 2H2O MnO2 4

В правую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воду число групп ОН-, т.е. 4:

MnO + 2 H2O MnO2 + 4OH- 4

Считаем заряды у левой части: -1+2·0 = -1. Считаем заряды у правой части: 0 +4·(-1) = -4 (MnO2 – нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы из -1 перейти в -4 надо добавить 3е:

Это процесс восстановления МnO 4 – окислитель.

Правило 2. Если в щелочной среде атомы «О» уравнены, а атомы «Н» нет, то на каждый лишний атом «Н» добавляется в эту же часть уравнения столько же групп ОН-, а в другую часть уравнения ставиться столько же молекул воды.

Пример. NO 3 NН 3

186

Сначала уравниваем по 1 правилу для щелочной среды. В левой части 3 атома «О», в правой нет атомов «О». В левую часть, где избыток атомов «О», ставим 3 молекулы воды:

В другую часть уравнения ставим в 2 раза больше, т.е 6 ОН- - ионов:

Теперь атомы «О» уравнены, а атомы «Н» нет (справа 6 «Н», слева 9 «Н»). Теперь уравниваем по 2 правилу. На каждый лишний атом «Н» в правой части ставим столько же групп ОН-, т.е. 3:

Считаем заряды в левой и правой частях уравнения. Слева:

-1+6·0 = -1.

Справа 0+9·(-1) = -9. Чтобы перейти из -1 в -9 надо добавить 8е.

6. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и полученных электронов.

7. Найти основные коэффициенты при каждой полуреакции. Для этого полученное в п.6 число (НОК) разделить на число электронов, фигурирующих в данной полуреакции.

8.Умножить полуреакции на полученные основные коэффициенты, сложить их между собой: левую часть с левой, правую – с правой (получить ионно-молекулярное уравнение реакции). При необходимости “привести подобные” ионы и молекулы H2O.

9.Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении

реакции.

187

10.Провести проверку по частицам, не участвующим в ОВР, исключенным из полной ионно-молекулярной схемы (п.3). При необходимости коэффициенты для них находят подбором.

11.Провести окончательную проверку по кислороду.

Пример 1. Кислая среда

Молекулярная схема реакции:

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 MnSO4 + NaNO3 + H2O + K2SO4

Полная ионно-молекулярная схема реакции:

+ H2O

В ходе реакции степень окисления Mn понижается от +7

окислитель; Mn2+ - продукт восстановления. Степень окисления азота повышается от +3 до +5 (азот окисляется), следовательно,

(полное ионно-молекулярное уравнение).

В суммарном уравнении исключаем число одинаковых частиц, находящихся как в левой, так и в правой частях равенства (приводим подобные). В данном случае это ионы Н+ и Н2О .

188

Краткое ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO4 + 5 NaNO2 + 3 H2SO4 = 2MnSO4+5NaNO3 + 3H2O + K2SO4.

Проверим баланс по частицам, которые не участвовали

кислороду: 30 = 30.

Пример 2. Нейтральная среда, но в правой части образуется щелочь, уравниваем по щелочной среде

Молекулярная схема реакции:

Ионно-молекулярная схема реакции:

_________________________________________

189

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: Na+ (3 = 3); K+ ( 2 = 2). Баланс по кислороду: 15 = 15.

Пример 3. Щелочная среда

Молекулярная схема реакции:

KMnO4 + NaNO2 + KOH K2MnO4 + NaNO3 + H2O.

Ионно-молекулярная схема реакции:

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

(краткое ионно-молекулярное уравнение).

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: К+ (4 = 4); Na+ (1 = 1). Баланс по кислороду: 12 = 12.

Пример 4. Роль перекиси водорода в ОВР

Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления -1, поэтому может выполнять роль и окислителя и восстановителя.

H2O2 как окислитель

Кислая среда: H2O2 + 2H+ + 2e- = H2O

Нейтральная или щелочная среда: H2O2 + 2e- = 2OH- Пример 4.1.:

FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

190

2Fe2+ + H2O2 + 2H+ = 2Fe3+ + 2 H2O

2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2 H2O

191