Подобрать коэффициенты уравнениях методом полуреакций

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Метод полуреакций — составление уравнений ОВР

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух «половинок» — в ходе ОВР идут два процесса — процесс окисления вещества-восстановителя и процесс восстановления вещества-окислителя. Оба эти процесса могут быть описаны соответственными ионными уравнениями, которые потом можно суммировать и получить итоговое общее ионное уравнение реакции, а потом записать молекулярное уравнение.

В качестве примера составим уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде методом полуреакций. Ранее это уравнение было составлено методом электронного баланса.

В ходе реакции происходит разложение молекул сероводорода на серу и водород, о чем свидетельствует постепенное помутнение раствора перманганата калия (сера выпадает в осадок). Процесс окисления сероводорода запишем в виде уравнения полуреакции окисления:

Поскольку в левой и правой частях схемы кол-во атомов серы и водорода равно, то стрелку можно заменить на знак равенства, уравняв предварительно число зарядов в исходном веществе и продуктах реакции:

Параллельно с помутнение раствора идет и смена его окраски — из малинового раствор становится бесцветным,что объясняется переходом ионов MnO₄ — , имеющих малиновую окраску, в практически бесцветный катион марганца Mn 2+ . Эта полуреакция восстановления выражается схемой:

А куда же делся атом кислорода? — обязательно спросит внимательный читатель. В кислой среде атом кислорода, входящий в состав иона, соединяется с атомами водорода, выделяющимися в ходе полуреакции окисления, образуя молекулу воды, при этом, поскольку из одного иона освобождается аж 4 атома кислорода, то для их связывания требуется 8 атомов водорода:

Чтобы уравнять заряды в левой и правой части схемы, в левую часть надо добавить 5 электронов (в левой части сумма зарядов +7, а в левой +2):

Для получения суммарного уравнения реакции, необходимо почленно сложить две полуреакции, предварительно уравняв кол-во отданных и полученных электронов, по аналогии с методом электронного баланса:

Проверяем кол-во атомов и заряды в левой и правой частях суммарного уравнения, они равны, значит уравнение составлено правильно (водорода — по 16 атомов; серы — по 5; марганца — по 2; кислорода — по 8; заряды — по +4).

Чтобы перейти от ионного уравнения к молекулярному, надо в левой части подобрать к катионам и анионам их «пары» — анионы и катионы соответственно, после чего подобранные ионы записать и в правую часть уравнения, после этого ионы объединяются в молекулы, и получается молекулярное уравнение.

Результат аналогичен уравнению, полученному методом электронного баланса.

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций

• На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
• Сильные электролиты записываются в виде ионов.
• Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок — в виде молекул.
• Продукты реакции между восстановителем и окислителем устанавливаются по справочникам или по «шпаргалке», приведенной на странице «Определение продуктов ОВР» (это самый сложный этап для начинающих).
• Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
• Что делать с кислородом:
  • Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то «лишний» кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O -2 +2H + =H₂O); в нейтральных растворах — в гидроксид-ионы: O -2 +H₂O=2OH — ;
  • Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то «недостающий» кислород «забирается» из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H₂O=O -2 +2H + ; в щелочных растворах — за счет гидроксид-ионов: 2OH — =O -2 +H₂O.
• В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.

Достоинства метода полуреакций:

• Работают с реально существующими ионами (MnO₄ — ), а не виртуальными (Mn +7 ).
• Нет необходимости знать степени окисления атомов.
• Прослеживается роль среды, в которой происходит взаимодействие веществ.
• Не нужно знать все продукты реакции, они выводятся «сами собой» в процессе составления уравнения.

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Составление уравнения реакции серы с азотной кислотой:

• S+HNO₃
• S 0 → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя.
• NO₃ — → NO — процесс восстановления окислителя.
• Приводим в «порядок» первую полуреакцию окисления:
  • S 0 → SO₄ 2- — отличник должен здесь спросить, откуда справа взялся кислород? Немного терпения, сейчас все станет ясно.
  • в правую часть схемы, где присутствует избыток кислорода, добавляется катион водорода:
    S 0 → SO₄ 2- +H +
  • у внимательного читателя тут же должен возникнуть вопрос — а откуда взялся катион водорода? Отвечаем: из молекулы воды, которая добавляется в левую часть схемы:
    S 0 +H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Вот теперь настало время уравнять в обеих частях схемы кислород, который, теперь понятно, откуда взялся:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Теперь надо уравнять водород:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +8H +
  • С атомами элементов в обеих частях схемы полный порядок, осталось разобраться с зарядами — в левой части заряд нулевой; в правой: (-2)+8(+1)=+6:
    S 0 +4H₂O-6e — → SO₄ 2- +8H +
• Делаем аналогичную работу со второй полуреакцией восстановления:
  • NO₃ — → NO
  • Добавляем водород, в левую часть, где присутствует «лишний» кислород:
    NO₃ — +H + → NO
  • В правую часть добавляем воду:
    NO₃ — +H + → NO+H₂O
  • Уравниваем кислород:
    NO₃ — +H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем водород:
    NO₃ — +4H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем заряды:
    NO₃ — +4H + +3e — → NO+2H₂O
• Уравниваем кол-во электронов, которые были отданы и приняты в двух полуреакциях:
• Суммируем левые и правые части, предварительно умножив на коэффициент (2) члены второй полуреакции:
• Проводим сокращение одинаковых членов в левой и правой частях схемы и добавляем в пару к анионам «нужные» катионы, чтобы образовались молекулы, в нашем случае это будут молекулы азотной и серной кислоты, для этого мы добавим катион водорода (2H + ):
• Суммарное молекулярное уравнение:
  S+2HNO₃ = H₂SO₄+2NO — в результате взаимодействия серы с азотной кислотой получается серная кислота и оксид азота (II).

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

«Фокус» уравнивания кол-ва атомов кислорода и водорода для уравнений ОВР в щелочной среде заключается в следующем:

• Вода (H₂O) добавляется в ту часть полуреакции, в которой присутствует избыток кислорода.
• Соответственно, в противоположную часть уравнения-схемы добавляется удвоенное число гидроксид-ионов (OH — ).
• Перед формулой молекулы воды ставится коэффициент, уравнивающий разницу кол-ва атомов кислорода в левой и правой частях полуреакции.
• Перед формулой гидроксид-иона ставится удвоенный коэффициент.
• Восстановитель присоединяет атомы кислорода из гидроксид-ионов.

• MnO₂+KClO₃+KOH → ?
• MnO₂ → MnO₄ 2- оксид марганца является восстановителем, он будет связывать гидроксид-ионы.
• Поскольку в правой части схемы килорода больше (на 2 атома), то вода добавляется сюда же, перед ее формулой ставится коэффициент 2, соответственно, в левую часть схемы полуреакции добавляют 4 гидроксид-иона:
  MnO₂+4OH — → MnO₄ 2- +2H₂O
• Уравниваем заряды:
  MnO₂+4OH — -2e — → MnO₄ 2- +2H₂O
• ClO₃ — → Cl — — полуреакция восстановления.
• Избыток кислорода (3 «лишних» атома) находится в левой части схемы полуреакции, сюда же добавляем и 3 молекулы воды, а в правую часть 6 гидроксид-ионов:
  ClO₃ — +3H₂O → Cl — +6OH —
• Уравниваем заряды:
  ClO₃ — +3H₂O+6e — → Cl — +6OH —
• Уравниваем в полуреакциях кол-во отданных и принятых электронов (6 и 2 сокращаем на 2), и получаем суммарное уравнение, путем сложения двух уравнений полуреакций:
• Проводим сокращение подобных слагаемых и добавляем катионы калия, чтобы перейти к молекулярной форме уравнения реакции:
• Молекулярное уравнение реакции:
  3MnO₂+6KOH+KClO₃ = 3K₂MnO₄+3H₂O+KCl

Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды

Среду нейтральной можно счситать лишь условно, в любом случае, среда будет либо слабощелочной, либо слабокислотной.

Составляя уравнение ОВР методом полуреакций для нейтральной среды, одну полуреакцию составляют, как для кислотной среды — в левую часть схемы добавляют молекулу воды, в правую — катион водорода), вторую — как для щелочной (в левую часть добавляют молекулу воды, в правую — гидроксид-ион).

• Na₂SO₃+KMnO₄+H₂O
• SO₃ 2- → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя;
• MnO₄ — → MnO₂ — процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃ 2- +MnO₄ — → SO₄ 2- +MnO₂+.
• Составляем уравнения полуреакций:
• Молекулярное уравнение:

Еще один пример:

• S+KMnO4 → ?
• S → SO₄ 2-
• MnO₄ — → MnO₂
• Первую полуреакцию оформляем, как для кислотной среды; вторую — как для щелочной:
• Сокращаем обе части равенства на 8 молекул воды, и добавляем катионы калия:
• Молекулярное уравнение:
  S+2KMnO₄ = K₂SO₄+2MnO₂

Более подробно составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций в различных средах рассмотрено на странице Влияние среды на протекание ОВР.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Правила написания сложных полуреакций. Подбор коэффициентов в ОВР методом полуреакций

Правила составления сложных полуреакций рассмотрим на нескольких примерах нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных превращений. Но прежде – несколько общих замечаний. Метод полуреакций необходимо использовать при описании ОВР, идущих в растворах или расплавах электролитов.[11]

Основная идея метода состоит в том, что ионное уравнение ОВР готовится суммированием двух предварительно составленных ионных полуреакций:

· Полуреакции окисления, в которой атом одного или реже атомы нескольких элементов в составе одного вещества (иона) повышают свою СО. Соответственно, сама полуреакция характеризуется потерей некоторого количества электронов.

· Полуреакции восстановления, в которой атом одного элемента (очень редко двух) понижает свою СО. Для протекания этого процесса необходимо некоторое количество дополнительных электронов.

В ранее рассмотренных гальванических процессах соответствующие полуреакции протекали, пространственно раздельно (на разных электродах), поэтому электроны между ними перераспределялись по внешней цепи. В гомогенных системах (растворах или расплавах электролитов) они могут передаваться от одного участника реакции другому непосредственно в ходе элементарных актов, как правило, многостадийных окислительно-восстановительных превращений. Метод полуреакций не претендует на точное описание механизма реакции, но включает в себя некоторые важные и достаточно очевидные правила:

üЧтобы соблюсти закон сохранения зарядов, суммировать полуреакции необходимо при условии совпадения числа теряемых и присоединяемых в них электронов. Это требует подбора к полуреакциям корректирующих коэффициентов.

üСами полуреакции должны быть составлены с учетом растворимости, степени диссоциации тех или иных электролитов, рН раствора (расплава), т.е. в уравнении должны быть использованы реально существующие в данной системе вещества (частицы).

üВ каждой полуреакции вначале необходимо уравнять число атомов всех элементов, а затем, добавляя или вычитая электроны, уравнять суммарные заряды ионов.

üСреди атомов первыми нужно уравнивать те, которые меняют степень окисления (подбирая необходимые коэффициенты перед соответствующими формулами), а затем в большинстве случаев приходится уравнивать атомы кислорода, поскольку в реакциях с участием кислородсодержащих веществ (ионов) изменение степеней окисления атомов, перераспределение электронов между ними равносильно и перераспределению между ними атомов кислорода. Уравнивать атомы кислорода нужно по-разному, в зависимости от рН раствора (расплава).

При определении среды в системе нужно понимать, что она может создаваться не только за счет диссоциации кислот и оснований, но и в ходе гидролиза солей. Строго нейтральной среда бывает крайне редко, причем в процессе реакции она зачастую все равно меняется (при выборе схемы уравнивания атомов кислорода порой приходится продумывать и такие случаи).

Закрепим эти идеи и правила на нескольких примерах.

Примеры №1-3. Вначале составим необходимые полуреакции и найдем коэффициенты в уравнениях реакций, где формулы всех реагентов и продуктов заранее известны. В теме термодинамика №2 подчеркивалось, что ионные сульфиты при нагревании на воздухе достаточно легко окисляется. В растворах энергия активации подобных реакций уменьшается. Не удивительно, что добавление кристаллического или свежеприготовленного раствора Na₂SO₃ к растворам перманганата калия при любых рН вызывает моментальные изменения:

· в сильнокислой среде раствор обесцвечивается (все продукты бесцветны и растворимы);

· в сильнощелочной среде раствор меняет окраску с малиновой (характерна для MnO₄ — ) на зеленую (MnO₄ 2- );

· в слабощелочной среде, создаваемой за счет гидролиза Na₂SO₃, раствор обесцвечивается, но при этом мутнеет за счет появления темного (почти черного) осадка диоксида марганца MnO₂.

№1 Формулы всех реагентов и продуктов реакции, выполняемой в кислой среде:

K O₄ + H₂SO₄ + Na₂ O₃ → SO₄ + Na₂ O₄ + H₂O + K₂SO₄. (16)

окислитель восстановитель продукт продукт продукт, в состав формула, составленная

восстановления окисления которого попали из ионов, не принимающих

окислителя восстановителя избыточные атомы участия в реакции

Составим вначале полуреакцию восстановления окислителя. Окислитель и продукт его восстановления представляют собой хорошо растворимые в воде ионные вещества, поэтому полностью диссоциированы, и интересующие нас атомы марганца в растворе в составе аниона и катиона соответствующих солей:

Атомов марганца в данной полуреакции поровну, но в левой части имеется четыре «лишних» атома кислорода. Поскольку реакция выполняется в сернокислой среде, то для их уравнивания воспользуемся схемой (14) и «свяжем» их восемью протонами в четыре молекулы воды:

Теперь в левой и правой частях полуреакции по одному атому марганца, по четыре атома кислорода и по восемь атомов водорода. Но суммарный заряд ионов слева составляет +7, а справа +2. Добавим в левую часть полуреакции пять электронов:

итоговая полуреакция восстановления: MnO₄ — + 8Н + + 5ē → Mn 2+ + 4Н₂О. (17)

В полуреакции окисления должны быть представлены меняющие степень окисления атомы серы. Они входят в состав анионов хорошо растворимых солей:

Атомов серы слева и справа поровну, но в правой части полуреакции имеется один «лишний» атом кислорода. Опять же, в соответствие со схемой (14) допишем в правую часть два протона, с помощью которых «свяжем» этот избыточный атом кислорода в молекулу воды (допишем ее в левую часть полуреакции):

Теперь в левой и правой частях полуреакции по одному атому серы, по четыре атома кислорода и по два атома водорода. Сравним суммарные заряды ионов: слева -2, а справа 0. Вычтем из левой части полуреакции два электрона:

итоговая полуреакция окисления: SO₃ 2- + Н₂О — 2ē → SO₄ 2- + 2Н + . (18)

Теперь можно просуммировать полуреакции (16) и (17) с учетом корректирующих коэффициентов:

2 MnO₄ — + 8Н + + 5ē → Mn 2+ + 4Н₂О

Суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

После упрощений коэффициентов перед протонами и молекулами воды получаем:

Теперь остается использовать полученное сокращенное ионное уравнение использовать для расстановки коэффициентов в молекулярном уравнении (16). Перед формулой перманганата калия требуется коэффициент 2, перед формулой кислоты 3,перед формулой сульфита натрия 5. В продуктах: перед солью марганца ставим коэффициент 2, перед формулой воды 3. Что касается ионов SO₄ 2- , то,

во-первых, они представлены в формулах трех сульфатов, и как их распределить, следует решить по количеству соответствующих катионов;

во-вторых, в правой части молекулярного уравнения ионов SO₄ 2- должно быть не 5 (столько их получается в ходе окисления сульфит-ионов), а 8, т.к. дополнительно три сульфат-иона останутся неизрасходованными из состава серной кислоты.

Итак, ионов SO₄ 2- в правой части молекулярного уравнения должно оказаться 8: один в составе MnSO₄, пять в составе Na₂SO₄ и один в составе K₂SO₄:

№2 Формулы всех реагентов и продуктов реакции, выполняемой в щелочной среде:

K O₄ + КОН + Na₂ O₃ ® K₂ O₄ + Na₂ O₄ + H₂O + K₂SO₄. (21)

окислитель восстановитель продукт продукт продукт, в состав формула, составленная

восстановления окисления которого попали из ионов, не принимающих

окислителя восстановителя избыточные атомы участия в реакции

Полуреакция окисления в этом случае выглядит очень просто: атомы марганца входят в состав анионов одинакового состава:

Остается уравнять только суммарные заряды в обеих частях полуреакции:

итоговая полуреакция восстановления: MnO₄ — + ē → MnO₄ 2- . (22)

В полуреакции окисления, как и в разобранном ранее примере №1, поначалу должны быть представлены те же анионы:
SO₃ 2- → SO₄ 2- .

Но, учитывая рН раствора, уравнивать атомы кислорода теперь нужно, используя схему (15):

А для уравнивания суммарных зарядов из левой части полуреакции нужно вычесть два электрона:

итоговая полуреакция окисления: SO₃ 2- + 2ОН — — 2ē → SO₄ 2- + Н₂О. (23)

Подготовим суммирование полуреакций (22) и (23):

2 MnO₄ — + ē → MnO₄ 2-

Суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Полученное ионное уравнение содержит простейшие целочисленные коэффициенты и его можно использовать для расстановки коэффициентов в молекулярном уравнении (21):

№3 Формулы всех реагентов и продуктов реакции, выполняемой в слабо-щелочной среде,

создаваемой за счет гидролиза сульфита натрия:

K O₄ + H₂O + Na₂ O₃ → O_{2 ↓} + Na₂ O₄ + КОН. (26)

окислитель восстановитель продукт продукт как мы убедимся, в ходе

восстановления окисления данной реакции среда становится

окислителя восстановителя более щелочной

Поскольку эта реакция начинается в слабощелочной среде (сульфит натрия гидролизуется по аниону), то полуреакция окисления в данном случае будет выглядеть точно так же, как и в предыдущем примере (воспользуемся полуреакцией (23)).

В полуреакции восстановления атомы марганца в составе реагента находятся в растворе в составе перманганат-иона, а в продукте оказываются в осадке диоксида:

Уравниваем атомы кислорода, руководствуясь схемой (15): в левую часть полуреакции нужно дописать две молекулы воды, а в правую – четыре иона ОН — :

Теперь уравняем суммарные заряды, для этого добавим в левую часть полуреакции три электрона:

итоговая полуреакция восстановления: MnO₄ — + 2Н₂О + 3ē → MnО_{2 ↓} + 4ОН — (27)

Подготовим суммирование полуреакций (23) и (27):

3 SO₃ 2- + 2ОН — — 2ē → SO₄ 2- + Н₂О

Суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

После сокращений коэффициентов перед молекулами воды и гидроксид-ионами получаем:

В итоге молекулярное уравнение принимает вид:

Теперь кратко рассмотрим несколько в той или иной степени необычных примеров, в которых заранее будут известны только основные продукты реакции (те, в составе которых окажутся атомы, меняющие степень окисления).

Пример №4. При добавлении тиосульфата натрия в сильнокислый раствор бихромата калия наблюдается изменение окраски с оранжевой (Cr₂O₇ 2- ) на зеленую (катионные комплексы Cr 3+ ) без появления опалесценции. В этих условиях тиосульфат-ион S₂О₃ 2- окисляется до сульфата. Поскольку в ходе реакции расходуются все анионы, кроме SO₄ 2- , то в продуктах реакции все катионы Cr 3+ , К + и Na + должны быть представлены в составе сульфатов:

Причем важно заранее понимать, что в правой части молекулярного уравнения сульфат-ионов окажется больше, чем их получится в суммарном ионном уравнении при окислении анионов S₂О₃ 2- . Справа должны быть сохранены анионы серной кислоты, которые в этой реакции участия не принимают (как и катионы К + и Na + ). Уравнивание этих ионов потребует дополнительных рассуждений, поскольку они не ионных полуреакциях. Ну и кроме того, в правой части заготовленного уравнения нет атомов водорода. Можно, конечно догадаться, что они окажутся в составе молекул воды, но это станет окончательно ясно после составления ионных уравнений.

Нетрудно придти к выводу, что в данной реакции понижают степень окисления атомы Cr(VI), а повышают – атомы серы в составе иона S₂О₃ 2- (стр. 2) до +VI в ионе SО₄ 2- .

Полуреакция восстановления бихромат-ионов:Cr₂O₇ 2- → Cr 3+ ;

а)вначале нужно уравнять атомы хрома: Cr₂O₇ 2- → 2Cr 3+ ;

б)теперьпо схеме(14) уравняем атомы кислорода (для этого допишем в левую часть полуреакции четырнадцать протонов, а в правую – семь молекул воды):

в) сравним суммарные заряды ионов: слева +12, справа +6; допишем в левую часть полуреакции шесть электронов:

а) вначале уравняем количество атомов серы: S₂O₃ 2- → 2SО₄ 2- ;

б) теперьпо схеме(14) уравняем атомы кислорода: в правой части полуреакции пять избыточных атомов кислорода, поэтому допишем справа десять протонов, а в левую часть – пять молекул воды):

в) сравним суммарные заряды ионов: слева -2, справа +6; в левой части полуреакции нужно вычесть восемь электронов:

Подготовим суммирование полуреакций (30) и (31):

4 Cr₂O₇ 2- + 14Н + + 6ē → 2Cr 3+ + 7Н₂О

Суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

После сокращений коэффициентов перед протонами и молекулами воды получаем:

Молекулярное уравнение имеет вид:

В этой реакции не принимают участие восемь ионов калия, шесть ионов натрия (это объясняет выбор коэффициентов в правой части уравнения перед формулами K₂SO₄ и Na₂SO₄), а также тринадцать ионов SО₄ 2- из состава серной кислоты, поэтому итоговое количество сульфат-ионов в правой части молекулярного уравнения не 6, а 19.

Пример №5. В завершение рассмотрим пример реакции, где степень окисления меняют атомы трех элементов. Горячая концентрированная азотная кислота активно растворяет кристаллический сульфид железа FeS или пирит (дисульфид железа FeS₂). При этом наблюдается выделение бурого газа (NO₂). Атомы железа и серы переводятся в растворимые формы (Fe 3+ ) и (SO₄ 2- ). Составим уравнение окисление пирита:

FeS_{2 ↓} + HNO_{3 (конц)} NO₂ ↑ + Fe 3+ + SO₄ 2- … .

Сделанные выше замечания предоставляют достаточную информацию для написания ионных полуреакций, но нужно понимать, что они могут быть использованы для составления двух вариантов молекулярных уравнений:

· В первом варианте ионы Fe 3+ и SO₄ 2- могут быть объединены в одну формулу – Fe₂(SO₄)₃. Но можно легко понять, что в этой формуле соотношение количеств атомов железа и серы не такое, как в реагенте (в правой части общее число атомов серы должно быть вдвое больше, чем общее число атомов серы). Поэтому кроме формулы Fe₂(SO₄)₃ в правой части молекулярного уравнения нужно будет привести формулу еще одного сульфата. Единственным типом катионов, которые могут быть для этого использованы, остаются протоны. Дело в том, использование концентрированной кислоты подразумевает ее большой избыток и ионы Н + , конечно, не будут израсходованы полностью. Соответственно их можно использовать для составления формул кислот в правой части молекулярного уравнения. Итак:

FeS_{2 ↓} + HNO_{3 (конц)} NO₂ ↑ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ + H₂O (?). (39)

· Во втором варианте можно воспользоваться тем фактом, что ионы Fe 3+ и SO₄ 2- в условиях данной реакции будут плавать отдельно и записать их в состав разных электролитов: для катионов железа использовать в качестве противоионов избыточные анионы NО₃ — , а дял анионов SO₄ 2- – избыточные протоны:

FeS_{2 ↓} + HNO_{3 (конц)} NO₂ ↑ + Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + H₂O (?). (40)

Подготовим оба варианта молекулярных уравнений, но, напомню, что они формально описывают один и тот же ионный процесс, состоящий в окислении осадка дисульфида и восстановлении нитрат-ионов в кислой среде:

Полуреакция окисления дисульфида железа:FeS_{2 ↓} → Fe 3+ + SO₄ 2- ;

а)вначале уравняем атомы серы FeS_{2 ↓} → Fe 3+ + 2SO₄ 2- ;

б)а теперь – атомы кислорода: FeS_{2 ↓} + 8Н₂О → Fe 3+ + 2SO₄ 2- + 16Н + ;

в)сравним суммарные заряды ионов: в левой части ионов нет (заряд 0), а в правой – суммарный заряд составляет +15;

итоговая полуреакция окисления: FeS_{2 ↓} + 8Н₂О — 15ē → Fe 3+ + 2SO₄ 2- + 16Н + . (41)

Полуреакция восстановления нитрат—ионов:NO₃ — → NO₂;

а) уравняем количество атомов кислорода: NO₃ — + 2Н + → NO₂ + Н₂О;

б) уравняем суммарный заряд ионов и получим:

итоговая полуреакция восстановления: NO₃ — + 2Н + + ē → NO₂ + Н₂О. (42)

Подготовим суммирование полуреакций (41) и (42):

1 FeS_{2 ↓} + 8Н₂О — 15ē → Fe 3+ + 2SO₄ 2- + 16Н +

Суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Сокращенное ионное уравнение имеет вид:

Теперь нужно использовать полученное ионное уравнение для расстановки коэффициентов в молекулярных уравнениях (39) и (40). Но для первого из них в правой части необходимо иметь как минимум два иона железа, поэтому в уравнении (43) придется удвоить все коэффициенты:

Теперь в правой части молекулярного уравнения может быть записана формула Fe₂(SO₄)₃. Но в него «попадут» только три из четырех сульфат-ионов. Четвертый, по договоренности (см. стр. 11), должен быть представлен в составе серной кислоты, а для этого необходимо сохранить неизрасходованными для правой части два протона (сверх тех двадцати восьми, которые в итоге попадают в состав молекул воды). Следовательно, в левой части нужно иметь 30Н + , что определяет и коэффициент перед азотной кислотой. Итог:

2FeS_{2 ↓} + 30HNO_{3 (конц)} 30NO₂ ↑ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ + 14H₂O. (39′)

Еще раз отметим, что в данном уравнении не участвующими в реакции остаются те два протона, которые были дополнительно включены для того, чтобы была возможность составить формулу серной кислоты в правой части.

Для написания уравнения (40) мы заранее договорились ионы Fe 3+ и SO₄ 2- представить в формулах разных электролитов: Fe(NO₃)₃ и H₂SO₄. Но для этого нужно сохранить неизрасходованными дополнительно три нитрат-иона и четыре протона. Соответственно, в левой части ионного уравнения коэффициенты перед этими ионами нужно увеличить до 18NO₃ — и18Н + , что и определит коэффициент перед формулой азотной кислоты. Итог:

FeS_{2 ↓} + 15HNO_{3 (конц)} 30NO₂ ↑ + Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 7H₂O. (40′)

Оба молекулярных уравнения можно считать верными, но оба менее точно описывают смысл взаимодействия, чем ионное уравнение (43).

[1] Предполагаю, что читателю в общих чертах известно, что такое степень окисления и он умеет рассчитывать ее значение по формулам различных соединений. Поэтому в данном разделе коротко будут затронуты лишь некоторые идеи и, в том числе, особые случаи.

[2] Только в молекуле F₂ при связывании с «себе подобными» атомами связь F–F оказывается неполярной, а поэтому атомы остаются нейтральными, их степень окисления равна нулю. Аналогично, в составе любого простого вещества: Cu o , S₈ o , N₂ o , P₄ o и т.п. Исключение составляет молекула озона О₃, в составе которой атомы кислорода неравноценны (есть центральный атом, связанный с двумя концевыми). Экспериментально установлено, что молекула О₃ имеет слабый дипольный момент, что объясняется с точки зрения теории ковалентной связи частичной ионизацией центрального атома (центральному атому приходится приписать степень окисления +I, а крайним, соответственно – по -½).

[3] Соответственно, окислитель – это вещество или ион, в составе которого тот или иной атом присоединяет электроны и понижает свою степень окисления. И наоборот, восстановитель – это вещество, в составе которого тот или иной атом (атомы) теряет электроны и повышает степень окисления.

[4] Встречаются среди них и достаточно низкоплавкие вещества (Т_пл (Cs) = 28.5°C, Т_пл (Ga) ≈ 29.8°C…) и даже жидкость
(Т_пл (Hg) ≈ -40°C).

[5] Трехзарядные катионы могут быть получены только дальнейшим окислением ионов М 2+ .

[6] Пояснения использованных обозначений: n – число электронов, перераспределяемых между окислителем и восстановителем в ОВР (находится при подготовке суммирования полуреакций); F – константа Фарадея (

96.5 Кл/моль); ε – ЭДС окислительно-восстановительной реакции.

[7] Подробней см. лекцию по теме «Гидролиз солей».

[8] Многие d-металлы (кроме Cu, Zn, Hg… и благородных Ag, Au, Pd, Pt…), а также Al имеют на своей поверхности достаточно стабильные оксидные пленки. При контакте к концентрированными кислотами-окислителями на холоду (при температурах вблизи комнатной) взаимодействие происходит только по поверхности и приводит к утолщению слоя оксида. Этот процесс называют пассивацией металлов. При этом визуально никаких изменений не наблюдается. Активное растворение таких металлов (Al, Cr, Fe, Ni…) начинается только при нагревании (в кипящих растворах кислот-окислителей).

[9] Найдите самостоятельно другие похожие примеры.

[10] Закономерности изменения степени и кислотно-основного характера диссоциации водородных соединений см. в лекции по теории диссоциации молекулярных соединений. Для подтверждения справедливости качественных рассуждений приведены стандартные редокс-потенциалы равновесий Г₂ + 2ē ⇄ 2Г — . Кроме того они позволяют сравнить восстановительные свойства галогенид-ионов с данными, представленными в ряде напряжений металлов.

[11] Если окислительно-восстановительная реакция протекает в твердой или газовой фазах и, соответственно, не сопровождается электролитической диссоциацией, то коэффициенты к такому уравнению находят или методом подбора, или методом электронного баланса (т.е. по степеням окисления атомов элементов).

[12] Последние комментарии в очередной раз подтверждают тот факт, что молекулярные уравнения гораздо менее информативны и точны и наоборот, именно сокращенные ионные уравнения передают смысл как «обменных», так и окислительно-восстановительных взаимодействий в растворах электролитов (сравните уравнения (19) и (20)).