Лекція . Окисно-відновні процеси

ЛЕКЦІЯ VIIІ. ОКИСНО-ВІДНОВНІ ПРОЦЕСИ.

План:

1. Основні поняття окисно-відновних процесів.

2. Окисно-відновні властивості простих речовин та сполук елементів.

3. Типи окисно-відновних реакцій.

4. Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.

5. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

За зміною ступеня окиснення елементів, які входять до складу реагуючих речовин та продуктів їх взаємодії, хімічні реакції ділять на дві групи. До першої групи належать реакції, які перебігають без зміни ступеня окиснення елементів. Продукти реакції у даному ви­падку утворюються внаслідок перегрупування атомів чи іонів. До них належать реакції:

обміну BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

полімеризації 2N0₂ → N₂O₄

комплексоугворення HgI₂ + 2КІ = K₂[HgI₄]

сполучення (деякі реакції) CaO + H₂O = Ca(OH)₂

термічного розкладу MnCO₃ = MnO + CO₂

До другого типу належать реакції, які перебігають зі зміною ступеня окиснення елементів. Такі реакції називають окисно-відновними:

0 +1

Mn + 2 Н₂0 = Mn(OH)₂ + H₂.

У 1905-1914 роках російські хіміки JI. В. Писаржевський, А. І. Михайленко, С. О. Даїн, М. О. Шилов сформулювали теорію окисно-відновних реакцій.

Окисно-відновними називають реакції, які супроводжуються переходом електронів від одних молекул або іонів до інших, внаслідок чого змінюється ступінь окиснення елементів.

1. Основні поняття окисно-відновних процесів. Речовину, яка містить елемент, що віддає електрони, називають відновником.

Процес віддачі електронів атомами, молекулами, простими чи склад­ними іонами, внаслідок якого збільшується ступінь окиснення еле­ментів, називають окисненням. Умовно приймають, що у процесі окис­нення відновник віддає електрони, а у процесі відновлення - окисник їх приєднує, при цьому будову частинок, природу хімічного зв'язку та механізм процесу не враховують.

Речовину, яка містить елемент, що приєднує електрони, назива­ють окисником.

Процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном, який спричиняє зменшення ступеня окиснення елементів, назива­ють відновленням. Наприклад, у реакції: Fe + 2 HCl = FeCl₂ + H₂ Ферум та Гідроген змінюють ступінь окиснення від 0 до +2 ферум і від +1 до 0 гідроген. Ферум є відновни­ком, оскільки у реакції кожен атом Феруму віддає два електрони, внаслідок чого його ступінь окиснення збільшується - відбуваєть­ся процес окиснення Феруму. Окисником у реакції є катіони гідро­гену, які приєднують електрони, зменшують ступінь окиснення від + 1 до 0, внаслідок чого іони гідрогену відновлюються.

Електронні рівняння цих перетворень мають вигляд:

процес окиснення відновника.

процес відновлення окисника.

Процеси відновлення та окиснення елементів перебігають од­ночасно і загальне число електронів, відданих відновником, дорівнює загальному числу електронів, які приймає окисник.

2. Окисно-відновні властивості простих речовин та сполук елементів. Окисно-відновна активність простих речовин залежить від конфігурації валентних електронів їх атомів, тому її визначають за положенням елементів у періодичній системі.

У головних підгрупах елементів періодичної системи із збільшен­ням атомного номера елемента відновні властивості простих речо­вин зростають, а окиснювальні — зменшуються. Це зумовлено збільшенням числа енергетичних рівнів у елементів підгрупи і, відпо­відно, збільшенням їх атомних радіусів, внаслідок чого зовнішні елек­трони атомів утримуються слабше.

У межах періоду із збільшенням порядкового номера елемента зростає число зовнішніх електронів, енергетичний рівень стає більш стійким, тому атоми елементів легше приєднують електрони, ніж віддають. Відповідно відновні властивості простих речовин у межах періоду зменшуються, а окиснювальні — зростають і стають макси­мальними у галогенів, серед яких найбільш активним є фтор. Внаслі­док окисно-відновних реакцій галогени відновлюються до відповідних галогенід-іонів:

2 Fe + ЗС1₂ = 2FeCl₃.

Оскільки метали мають у зовнішньому енергетичному рівні від одного до трьох електронів, їх прості речовини можуть бути лише відновниками. Отже, прості речовини елементів IА, IIА груп, усіх побічних підгруп, лантаноїдів та актиноїдів виявляють лише відновні властивості. Внаслідок реакції вони окиснюються до відповідних катіонів. Тому метали називають елементами-відновниками:

Bi + 4HN0₃ = Bi(NO₃)₃ + NO + 2Н₂0.

Для неметалів характерним є процес приєднання електронів, тому їх називають елементами-окисниками. Однак лише фтор має вик­лючно окиснювальні властивості, він лише приєднує електрони. Інші неметали можуть не лише приймати, але і віддавати електрони та проявляти окиснювально-відновну двоїстість. Як відновники, неме­тали окиснюються до сполук, в яких мають позитивні ступені окис­нення:

0 +2

2С + O₂ = 2СО,

0 +5 +3 +4

В + 3HNО₃ = H₃BO₃ + 3NО₂,

+4 0 +2 +1

MnO₂ +H₂ = MnO + H₂O.

Однак відновні властивості неметалів проявляються слабше, ніж окиснювальні. Як окисники, неметали відновлюються до сполук, в яких проявляють негативні ступені окиснення.

Таким чином, залежно від положення елементів у періодичній системі їх окисно-відновні властивості змінюються від вира­жених відновних у лужних металів до окиснювальних у галогенів.

У елементів середніх груп періодичної системи мало виражені окиснювальні та відновні властивості, вони проявляють слабко ви­ражену окиснювально-відновну двоїстість.

Оскільки електронегативність елементів характеризує неметалічні властивості їх простих речовин, за значенням електронегативності можна оцінювати окиснювально-відновні властивості простих речо­вин елементів. Елементи-окисники мають велике значення електро­негативності: Е_н = 3,5-4,0. Елементи-відновники мають електроне­гативність меншу за одиницю Е_н<1. Елементи, які в однаковій мірі проявляють окиснювальні та відновні властивості, мають значення електронегативності Е_н = 2, що відповідає поділу елементів на метали та неметали.

Катіони металів у вищому ступені окиснення мають лише окис­нювальні властивості, оскільки атоми цих елементів уже віддали валентні електрони і тепер спроможні лише приймати їх. Найбільші окиснювальні властивості мають катіони малоактивних металів. Це катіони Cu²⁺, Ag⁺, Au³⁺, Pb⁴⁺, Sn⁴⁺, які відновлюються внаслідок ре­акції до атомів відповідних елементів або катіонів у нижчому сту­пені окиснення.

Катіони лужних і лужноземельних металів - слабкі окисники. У нижчому ступені окиснення катіони металів мають окисню­вально-відновну двоїстість, з більш вираженими відновними власти­востями. Так, катіони Fe²⁺, Cu⁺, Mn²⁺, Cr²⁺, Sn²⁺ є сильними відновниками, вони здатні віддавати електрони і утворювати катіо­ни у вищому ступені окиснення.

Залежно від ступеня окиснення елементів, складні речовини проявляють відновні або окиснювальні властивості. Якщо елемен­ти (метали або неметали) знаходяться у сполуці у вищому ступені окиснення, то сполука або іон має лише окиснювальні властивості та відновлюється внаслідок реакції до сполуки, яка містять елемент у нижчому ступені окиснення. Так, оксиди Mn₂O₇, N₂O₅, CrO₃, Cl₂O₇, PbO₂ є сильними окисниками. Аніони солей або кислот, які містять елемент (метал або неметал), у вищому ступені окиснення проявля­ють сильні окиснювальні властивості. Наприклад, сполуки, які містять SO₄^2-, NO₃^-, Cr₂O₇^2-, MnO₄^- - іони є сильними окиснювачами, здатними окиснювати малоактивні метали та неме­тали:

Cu + 2H₂SO_4(k) = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂0,

As + 5HNO₃ = H₃AsO₄ + 5NO₂ + Н₂O.

Якщо до складу сполук входять елементи, які знаходяться у проміжному ступені окиснення, то такі речовини проявляють окис­нювально-відновну двоїстість. Пероксид водню H₂O₂, нітрит натрію NaNO₂, сульфіт натрію Na₂SO₃, оксид мангану MnO₂, оксид хрому(Ш) Cr₂O₃ у реакціях виявляють окиснювально-відновну двоїстість. На­приклад, H₂O₂ у реакції з KMnO₄ є відновником, а при взаємодії з KI проявляє окиснювальні властивості:

5Н₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂O,

2КІ + H₂O₂ = I₂ + 2КOН.

Найважливіші окисники та відновники

Відновники	Окиснена форма відновника
Метали	У кислому середовищі утворюють катіони: У нейтральному середовищі утворюють оксиди і гідроксиди: У лужному середовищі утворюють гідроксокомплекси:
Неметали з малим значенням електронегативності	у формі у формі у надлишку кисню та у формі у лужному середовищі у формі у кислому середовищі дією сильних окисників
Катіони металів у нижчому ступені окиснення	Утворюють катіони у вищому ступені окиснення або входять до складу аніонів: у формі у кислому середовищі; у формі CrO4^2- у лужному середовищі Mn^+2 - 2 е = Mn^+4 у формі MnO2 у нейтральному середовищі Mn^+2 - 4 е → Mn^+6 у формі MnO4^2- у лужному середовищі Mn^+^2- 5e = Mn^+7 у формі MnO4^- у кислому середовищі
Аніони неметалів (аніони безкисневш кислот)	2Br^- -2e= Br2 S^-2 - 2 е = S^0 дією KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, O2 S^-2 - 6 е = S^+4 у формі SO2 у надлишку кисню S^-2 - 8 е = S^+6 у формі SO4^2- під дією сильних окисників HNO3, хлорна вода
Молекули та іони, які мають атом неметалу у проміж­ному ступені окис­нення	S^+4 - 2 е = S^+6 у формі SO4^2- дією сильних і середньої сили окисників H2O2 - 2е = O2 + 2Н^+ у кислому середовищі H2O2 окис- нюється до O2 N^+3-e = N^+5 у кислому середовищі NO2^- окиснюєіься до NO3^- S2O3^2- + H2O - 2е= S + SO4^2-+ 2Н^+за недостачею сильних окисників хлорної та бромної води 2S2O3^2^- - 2е = S4O6^2-у реакції із слабкими окисниками I2, FeCl3
Окисники	Відновлена форма окисників
Неметали з великим значенням електро­негативності	Приєднують електрони з утворенням відповідних аніонів: Cl2 + 2е= 2С1^- O2 + 4е = 2O^-2 у формі H2O у кислому середовищі, у фор­мі OH^- у лужному середовищі S + 2 с = S^-2 у присутності сильних відновників
Катіони металів у вищому ступені окиснення	Приєднують електрони та утворюють катіони у нижчому ступені окиснення або атоми відповідних елементів: Fe^+3 +e= Fe^+2 Cu^+2 + 2 е = Cu^0
Іон гідрогену H^+	2Н^+ + 2е = H2 у реакціях з металами, які розміщені в електрохімічному ряді напруг до водню
Іони та молекули, які містять елемент у вищому або висо­кому ступені окис­нення	Елемент приєднує електрони і понижує ступінь окиснення: Cr*^4 + 35 = Cr^t^3 у кислому середовищі у формі солі катіона Cr^3+ Mn^+7 + 5е = Mn^+2 у кислому середовищі у формі солі катіона Mn^2+ Mn^+7 + 3е = Mn^+4 у нейтральному середовищі у формі MnO2 Mn^+7 + е = Mn^+6 у сильно лужному середовищі у формі MnO4^2^- S^+6 + 2e = S^+4 у формі SO2 у реакції концентрованої H2SO4 з неметалами та малоактивними металами Pb, Cu, Hg, Ag S^+6 + 6e= S^0та S^+6 + 8е = S^-2 у реакції з активними металами N^+5 + е = N^+4 у формі NO2 у реакції концентрованої HNO3 з неметалами та малоактивними металами Cu, Hg, Ag N^+5 + 3е = N^+2 у формі NO при взаємодії розведеної HNO3 з малоактивними металами N^+5 + 4е = N^+1 у формі N2O при взаємодії розведеної HNO3 з активними металами N^+5 + 8е = N^-^3 у формі NH4NO3 при взаємодії дуже розве­деної HNO3 з активними металами при нагріванні
Іони та молекули, які містять елемент у проміжному ступені окиснення	H2O2 +2 е = 2ОН^- H2O2 + 2Н^+ + 2е = 2Н20 пероксид водню H2O2 відновлюється до гідроксид-іонів ОН^- у лужному середовищі, до H2O у кислому середовищі N^+3 + 5е = N^+2 у формі NO при взаємодії нітритів у кислому середовищі

3. Типи окисно-відновних реакцій. Розрізняють три основних типи окисно-відновних ре­акцій:

· міжмолекулярний,

· внутрішньомолекулярний,

· диспропорціонування (дисмутації або самоокиснення-самовідновлення).

Міжмолекулярними називають окисно-відновні реакції, в яких елементи, що змінюють ступінь окиснення, входять до складу різних молекул:

5NaN0₂+2KMn0₄+3H₂S0₄=5NaN0₃+2MnS0₄+K₂S0₄+3H₂0.

У наведеному рівнянні реакції змінюють ступінь окиснення Нітроген, що входить до складу нітриту натрію, та Манган, який міститься у молекулі перманганату калію. Елементи, що окисню­ються та відновлюються, входять до складу різних молекул. До міжмолекулярних окиснювально-відновних реакцій також нале­жать реакції між речовинами, які містять один елемент у різних ступенях окиснення. Після реакції цей елемент має однаковий ступінь окиснення:

2 H₂ S + H₂SO₃ = 3S + 3Н₂0,

NaCl + NaClO + H₂SO₄ = Cl₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

Окисно-відновні реакції, внаслідок яких змінюють ступінь окиснення два різних елементи, що входять до складу однієї молекули, називають внутрішньомолекулярними реакціями. Реакції термічного розкладу сполук є внутрішньомолекулярними окисно-відновними реакціями:

(N H₄)₂Cr₂0₇ = N₂+ Cr₂O₃ + 4Н₂0.

У наведеному рівнянні реакції змінюють ступінь окиснення ато­ми двох елементів, що входять до складу однієї молекули: від­новлюється Хром, який зменшує ступінь окиснення від +6 до +3, і окиснюється Нітроген, який збільшує ступінь окиснення від -3 до 0.

До внутрішньомолекулярних окиснювально-відновних реакцій належать також реакції розкладу речовин, які містять атоми одного елемента у різних ступенях окиснення. Після реакції утворюється сполука, у якій цей елемент має однаковий ступінь окиснення:

NH₄NO₂ = N₂ + 2Н₂0,

NH₄NO₃ = N₂O + 2Н₂0.

Реакціями диспропорціонування (дисмутації) називають окисно-відновні реакції, внаслідок яких одночасно збільшується і змен­шується ступінь окиснення одного елемента.Наприклад, внаслідок розкладу пероксиду водню, атоми Оксигену одночасно збільшують ступінь окиснення від -1 до 0 (окиснюються) та зменшують його від -1 до -2 (відновлюються):

2Н₂О₂ = 2Н₂О + O₂.

Уданій реакції окисником і відновником є Оксиген, який вхо­дить до складу молекули H₂O₂ у ступені окиснення -1. Подібні реакції можуть відбуватися в тому випадку, коли речовина містить елемент у проміжному ступені окиснення, тоді його атоми можуть одночасно відновлюватися та окиснюватися.

0 -1 +1

Br₂ + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H₂O,

+5 -1 +7

4NaClO₃ = NaCl + 3NaC1О₄,

+6 +7 +4

3 K₂MnO₄ + 2Н₂О = 2KMnО₄ + MnO₂ + 4КОН

4. Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій. Окисно-відновні реакції відбуваються лише за певних умов:

· кислотності середовища,

· температурі,

· концентрації реагуючих речовин,

· наявності каталізатора.

Окисно-відновні реакції здійснюються у різному сере­довищі:

· кислому (надлишок Н⁺-іонів),

· лужному (надлишок OH^-- іонів)

· нейтральному (водному).

Вплив кислотності середовища у деяких випадках окисно-відновної взаємодії має настільки велике значення, що визначає напрямок перебігу реакції або мож­ливість її здійснення. Наприклад, реакція:

I₂ + H₂O ↔ HI + HIO

у лужному середовищі перебігає праворуч, а у кислому - ліворуч. Сполуки хрому(VІ) проявляють окиснювальні властивості у кис­лому середовищі, а сполуки хрому(ІІІ) - відновні влативості у луж­ному середовищі. Так, хромат калію у нейтральному середовищі не окиснює нітрит натрію навіть при кип'ятінні. При підкисленні цьо­го розчину реакція відбувається при кімнатній температурі:

3NaN0₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂S0₄ = 3NaN0₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4Н₂0.

Залежно від кислотності середовища змінюються продукти ре­акції, тобто процес окиснення або відновлення буде протікати по-різному. Наприклад, перманганат-іон у кислому середовищі віднов­люється до катіона Mn²⁺, у нейтральному до MnO₂, а у лужному середовищі реакція відбувається з утворенням манганат-іона MnO₄^2-.

Для створення кислого середовища використовують розведену сульфатну кислоту, оскільки нітратна кислота будь-якої концент­рації є сильним окисником, а хлоридна - має відновні властивості. Лужне середовище створюють за допомогою розчинів гідроксиду калію або натрію.

Аналогічно на перебіг окисно-відновних реакцій впли­ває температура: деякі реакції відбуваються лише при нагріванні або залежно від температури утворюються різні продукти взаємодії. Наприклад, при кімнатній температурі концентрована нітратна кис­лота не взаємодіє з залізом, хромом, алюмінієм, а концентрована сульфатна із свинцем. При нагріванні реакційного середовища указані реакції перебігають бурхливо. При кімнатній температурі у лужному середовищі галогени диспропорціонують з утворенням сполук із сту­пенем окиснення -1 та +1:

0 -1 +1

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O.

При кип'ятінні реакційної суміші галогени окиснюються силь­ніше, утворюючи сполуки із ступенем окиснення -1 та +5:

0 -1 +5

3С1₂ + 6КОН = 5 KCl + KClO₃ + 3Н₂О.

Вплив концентрації реагуючих речовин на окисно-відновний процес проявляється при взаємодії кислот з металами та неме­талами. Так, розведена сульфатна кислота окиснює іоном гідрогену усі метали, розміщені у електрохімічному ряді напруг до водню:

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н,

та не взаємодіє з металами, які знаходяться у ряді напруг після водню. Концентрована сульфатна кислота окиснює сульфат-іоном малоактивні метали - мідь, ртуть, срібло, розміщені у ряді напруг після водню:

Cu + 2H,SО₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂О.

Неметали легше окиснюються концентрованою нітратною кис­лотою:

S + 6HNО₃ = H₂SO₄ + 6NО₂ + 2Н₂О,

P + 5HNО₃ = H₃PO₄ + 5NО₂ + H₂O.

При взаємодії нітратної кислоти з металами, залежно від її кон­центрації, утворюються різні продукти відновлення нітрат-іона:

3Cu + 8HNО₃ = 3Cu(NО₃)₂ + 2NО + 4Н₂О,

Cu + 4HNО₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NО₂ + 2Н₂О.

При взаємодії нітратної кислоти з активними металами продук­тами відновлення нітрат-іона можуть бути N₂, N₂O, NH₄NO₃.

Вплив каталізатора на окисно-відновну взаємодію роз­глянемо на прикладі реакції диспропорціонування пероксиду вод­ню та взаємодії алюмінію з йодом. Без каталізатора реакція розкла­ду пероксиду водню відбувається повільно. При наявності каталізатора, наприклад, оксида мангану(ІV) MnO₂ реакція відбу­вається миттєво:

MnO₂

2Н₂О₂ = 2Н₂О + O₂.

На взаємодію алюмінію з йодом впливає додавання невеликої кількості води. Без каталізатора реакція практично не перебігає:

H₂O

2А1 + 3І₂ = 2 AlI₃.

5. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій. Для складання рівнянь окиснювально-відновних реакцій необ­хідно знати емпіричні формули речовин, які вступають в реакцію, та продуктів реакції. Продукти реакції визначають експериментально або на основі властивостей елементів.

Окисно-відновна реакція можлива лише у тому випадку, коли реакційне середовище має окисник і відновник, тобто речови­ни, до складу яких входять елементи, здатні зменшувати або збільшу­вати ступінь окиснення.

Щоб вірно записати рівняння окиснювально-відновної реакції, слід дотриматися закону збереження маси речовин. Тобто у лівій та правій частинах рівняння реакції повинно знаходитися однакове число атомів однотипових елементів. Також необхідно дотриматися закону збереження зарядів: у іонному рівнянні реакції сумарний заряд іонів лівої частини рівняння реакції повинен дорівнювати сумарному заряду іонів - продуктів реакції. При цьому сума зарядів іонів кожної частини рівняння може мати позитивне, негативне зна­чення або дорівнювати нулю.

У рівнянні реакції першим записують відновник, а потім окис­ник. Останньою записують речовину, яка утворює реакційне середо­вище. Праворуч у рівнянні реакції спочатку записують продукт окис­нення відновника, потім продукт відновлення окисника. Останніми записують інші продукти, які утворилися внаслідок реакції.

Для визначення коефіцієнтів у рівнянні окисно-відновної реакції використовують два методи:

· метод електронного балансу;

· електронно-іонний метод (метод напівреакцій).

Метод електронного балансу є універсальним, його застосову­ють для знаходження коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій, які перебігають у будь-якому агрегатному стані - твер­дому, газоподібному або у розчині. Цей метод базується на врахуванні зміни ступенів окиснення елементів вихідних речовин і продуктів ре­акції.

Розглянемо використання методу електронного балансу на при­кладі окиснення діоксиду мангану хлоратом калію у присутності гідроксиду калію у випадку, коли суміш твердих речовин взаємодіє при підвищеній температурі у розплаві. Спочатку записують схему реакції, в якій вказують вихідні речовини та продукти взаємодії. Потім обчислюють ступені окиснення усіх елементів і знаходять серед них ті, які внаслідок реакції його змінили. Зазначають ці еле­менти, вказуючи їх ступінь окиснення до та після реакції. Визнача­ють окисник та відновник:

+4 +5 +6 -1

MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + H₂O.

Внаслідок реакції Манган і Хлор змінили ступінь окиснення. Атом Мангану віддав два електрони, за рахунок чого збільшив свій ступінь окиснення від +4 до +6, тому оксид мангану(ІV) - віднов­ник, який окиснюється до манганату калію K₂MnO₄. Атом Хлору приєднав шість електронів, зменшив ступінь окиснення від +5 до -1, тому хлорат калію KClO₃ - окисник, який відновився до хло­риду калію.

Записують електронні рівняння (схеми), які відображають про­цеси окиснення та відновлення елементів:

Mn⁺⁴ - 2e = Mn⁺⁶ | 3

Cl⁺⁵ + 6е = Cl^-1 | 1

Оскільки число електронів, які віддає відновник, повинно дорів­нювати числу електронів, які приєднує окисник, знаходять най­простіші співвідношення числа молів окисника та відновника, які задовольняють цій умові. У наведеному прикладі атом Хлору прий­має шість електронів, які повинні віддати 3 атоми Мангану. Тому праворуч від електронних рівнянь записують співмножники 3 і 1, за допомогою яких урівнюють число електронів, відданих Манга­ном і приєднаних Хлором. Співмножники 3 і 1 є стехіометричними коефіцієнтами для відновника та окисника у рівнянні окиснювально- відновної реакції:

3MnO₂ + KClO₃ + KOH → 3K₂MnO₄ + KCl + H₂O.

Потім знаходять коефіцієнти для інших речовин, які прийма­ють участь у реакції. Спочатку урівнюють число усіх катіонів, крім катіона гідрогену H⁺, потім - число аніонів. Щоб урівняти число катіонів калію, необхідно до реакції взяти шість молекул КОН. Відпо­відно шість іонів гідрогену, які містять молекули гідроксиду калію, утворюють три молекули води:

3Mn0₂ + KClO₃ + 6КОН = 3K₂MnO₄ + KCl + 3Н₂О.

Для перевірки знайдених коефіцієнтів досить обчислити число атомів Оксигену у лівій та правій частинах рівняння. Ліворуч речо­вини містять 6 + 3 + 6 = 15 атомів Оксигену, праворуч 12 + 3 = 15 атомів Оксигену. Переписують рівняння окисно-відновної ре­акції в іонній формі:

3MnO₂ + K⁺ + ClO₃^- + 6К⁺ + 6ОН^- = 6К⁺ + 3MnО₄^2- + K⁺ + Cl^- + 3Н₂О.

Після скорочення однакових іонів у лівій та правій частинах рівняння, одержують скорочене іонне рівняння окиснювально-віднов- ного процесу:

3MnO₂ + ClO₃^- + 6ОН^- = 3MnО₄^2- + Cl^- + 3Н₂О.

Іонно-електронний метод (метод напівреакцій) використову­ють для складання рівнянь окисно-відновних реакцій, які перебігають у розчинах електролітів. Згідно з іонно-електронним методом враховують взаємодію іонів, які реально існують у розчині. За цим методом процеси окиснення та відновлення речовин розгля­дають окремо і записують їх у вигляді іонних напівреакцій. Прості речовини, слабкі електроліти, малорозчинні та газоподібні сполуки записують у рівнянні у вигляді молекул. Потім рівняння напівре­акцій підсумовують у загальне іонне рівняння. При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій за іонно-електронним методом слід дотриматися певних правил.

Розглянемо їх на прикладі складання рівняння взаємодії сірководню H₂S з дихроматом калію K₂Cr₂O₇ у кислому середовищі. Експериментально встановлено, що внаслідок взаємодії оранжевий розчин дихромату калію стає зеленим та утво­рюється осад. Така зміна реакційного середовища свідчить, що дих­ромат-іон відновився до катіона хрому(ІІІ), а сірководень окиснив ся до сірки, яка утворила осад.

При визначенні коефіцієнтів у рівнянні реакції за іонно-елект­ронним методом послідовність дій така ж, як і за методом електрон­ного балансу. Спочатку складають схему реакції, у якій вказують вихідні речовини та продукти взаємодії, обчислюють ступені окис­нення всіх елементів і визначають, які з них внаслідок реакції змінили ступінь окиснення:

-2 +6 0 +3

H₂ S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ +...

Три крапки у схемі реакції свідчать про те, що внаслідок взає­модії утворюються ще інші продукти реакції, які не приймають участь у окисно-відновному процесі.

У даній реакції відновником є сірководень, атом Сульфуру яко­го віддає два електрони і збільшує ступінь окиснення від -2 до 0, а окисником - дихромат калію, атом Хрому якого приймає три елек­трони і зменшує ступінь окиснення від +6 до +3. Складають іонну схему реакції, в якій записують лише ті іони і молекули, які прийма­ють участь у окисно-відновному процесі:

H₂S + Cr₂O₇^2- + H⁺ → S + Cr³⁺ + H₂O.

Дотримуючись закону збереження маси речовин, складають рівняння напівреакцій окиснення відновника та відновлення окис­ника таким чином, щоб число атомів кожного елемента у лівій і правій частинах рівняння було однаковим. Тобто, за допомогою ко­ефіцієнтів урівнюють число атомів усіх, крім Оксигену, елементів у лівій і правій частинах рівняння реакції. Потім урівнюють число атомів Оксигену у лівій та правій частинах напівреакції. Якщо реак­ція перебігає у кислому середовищі, то надлишкові атоми Оксигену зв'язують іонами гідрогену. До тієї частини напівреакції, яка містить більше атомів Оксигену, додають катіони гідрогену. На кожний над­лишковий атом Оксигену додають два іони гідрогену, а у протилеж­ну частину рівняння реакції записують відповідну кількість утворе­них молекул H₂O:

H₂S → S⁰ + 2Н⁺,

Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ → 2Cr³⁺ + 7Н₂О.

Дотримуючись закону електронейтральності, урівнюють сумар­ний заряд іонів лівої та правої частин напівреакції додаванням чи відніманням відповідного числа електронів у лівій частині напівре­акції. Слід зазначити, що у деяких підручниках електрони записують у ту частину напівреакції, де відбувається процес відновлення окис­ника. Однак автори дотримуються таких правил складання рівнянь окиснювально-відновних реакцій, які використовують при наступ­ному вивченні даної теми у курсах аналітичної, органічної та фізич­ної хімії. Сумарний заряд іонів кожної частини напівреакції обчис­люють як алгебраїчну суму їх зарядів.

У напівреакції окиснення сірководню вихідна речовина електронейіральна, тому її заряд дорівнює нулю. Продукти взаємодії у цій напівреакції мають два позитивних заряди 2+, зумовлені наявністю іонів гідрогену 2Н⁺. Щоб дотриматися умови збереження зарядів, слід у ліву частину записати два елекрони із знаком мінус. Потім у рівнянні записують оборотні стрілки, оскільки окисно-відновний процес є термодинамічною рівновагою:

- 2е + H₂S ↔S + 2Н⁺.

У напівреакції відновлення дихромат-іона вихідні іони мають дванадцять позитивних зарядів 12+, а продукти реакції - шість позитивних зарядів 6+, тому ліворуч у рівняння напівреакції дода­ють шість електронів:

+ 6е + Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ ↔ 2Cr³⁺ + 7Н₂0.

Для складання загального іонного рівняння реакції знахо­дять такі співвідношення молекул окисника і відновника, щоб число відданих відновником електронів дорівнювало числу елек­тронів, прийнятих окисником. Для цього знаходять найменше крат­не для числа відданих і прийнятих електронів, та визначають відповідні співмножники, на які у рівняннях напівреакцій пере- множають коефіцієнти біля молекул та іонів. Потім записують іонне рівняння, підсумовуючи іони і молекули лівої та правої частин напівреакцій:

- 2е + H₂S ↔S + 2Н⁺ | 3

+ 6е + Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ ↔ 2Cr³⁺ + 7Н₂О | 1

____________________________________

3H₂S + Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ → 3S + 2Cr³⁺ + 6Н⁺ + 7Н₂0

Скорочують однакові іони і молекули. У даному випадку ліву та праву частини рівняння скорочують на шість H⁺ і одержують ско­рочене іонне рівняння:

3H₂S + Cr₂O₇^2- + 8H⁺ → 3S + 2Cr³⁺ + 7Н₂О.

За Оксигеном перевіряють вірність складеного рівняння: число атомів Оксигену у лівій та правій частинах рівняння дорівнює 7. Заряд іонів правої частини рівняння дорівнює (2-) + (8+) = 6+, відповідно лівої частини 2(3+) = 6+.

На основі іонного записують молекулярне рівняння реакції таким чином: для кожного катіону підбирають аніон, який зна­ходиться у розчині, а для кожного аніона - відповідний катіон. Для указаних іонів дотримуються закону збереження маси, тобто їх число у лівій та правій частинах рівняння повинно бути одна­ковим:

3H₂S + Cr₂O₇^2- + 8Н⁺ ↔ 3S + 2Cr³⁺ + 7H₂О

2K⁺ + 4SО₄^2- ↔ 4SО₄^2- + 2K⁺

^{_____________________________________________________________________________________}

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SО₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂0

Якщо окисно-відновна реакція відбувається у лужному або нейтральному середовищах, то надлишкові атоми Оксигену у лівій або правій частинах напівреакції зв'язують молекулами води, додаючи на кожний надлишковий атом Оксигену молекулу H₂O, а у протилежну частину напівреакції записують вдвічі більше гідроксид-іонів ОН^-. Наприклад, при взаємодії діоксиду мангану з бромом у лужному середовищі забарвлення розчину із оранжевого стає зеле­ним і зникає темно-коричневий осад. Це свідчить про відновлення брому (оранжеве забарвлення) до бромід-іонів (безбарвний розчин) і про утворення сполуки манганат-іона, яка зумовлює появу зелено­го забарвлення розчину.

Записують схему окисно-відновного процесу в молеку­лярному та іонному вигляді:

+4 0 +6 -1

MnO₂ + Br₂ + KOH → K₂MnO₄ + KBr + H₂O,

MnO₂ + Br₂ + OH^- → MnO₄^2- + 2Br^- + Н₂О.

У даній реакції змінюють ступені окиснення Манган від +4 до +6 та Бром від 0 до -1. Тому відновником є MnO₂, а окисником - Br₂.

Записують рівняння напівреакцій окиснення відновника та відновлення окисника:

- 2e + MnO₂ + 4ОН^- ↔ MnO₄^2- + 2Н₂О | 1

+2е + Br₂ ↔ 2Вг^- | 1

________________________________________

MnO₂ + Br₂ + 4ОН^- → MnO₄^2- + 2Br^- + 2Н₂О

У першій напівреакції оксид мангану(ІV) MnO₂ містить лише два атоми Оксигену, а продукт реакції MnO₄^2- - чотири. Тому у праву частину напівреакції додають дві молекули H₂O, а ліворуч записують чотири гідроксид-іони ОН^-. На основі іонного молекулярне рівняння реакції записують так:

MnO₂ + Br₂+ 4ОН^- = MnO₄^2- + 2Br^- + 2Н₂О

4 K⁺ = 2 K⁺ + 2К⁺

^{_______________________________________________________}

MnO₂ + Br₂ + 4КОН = K₂MnO₄+ 2KBr + 2Н₂О

Якщо окисно-відновна реакція відбувається у нейтраль­ному середовищі, наприклад, при взаємодії сульфіту натрію Na₂SО₃ з перманганатом калію KMnO₄, надлишкові атоми Оксигену також зв'язують молекулами H₂O, а у протилежну частину напівреакції записують вдвічі більше гідроксид-іонів:

+4 +7 +6 +4

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

- 2е + SO₃^2- + 2OH^- ↔ SO₄^2- + Н₂О |3

+ 3е + MnO₄^- + 2Н₂О ↔ MnO₂ + 4OH^- | 2

____________________________________

3SO₃^2- + 2MnO₄^- + 6OH^- + 4Н₂О → 3SO₄^2- + 2MnO₂ + 3Н₂О + 8OH^-

Після скорочення молекул H₂O та ОН^- іонів у лівій та правій частинах рівняння реакції, скорочене іонне рівняння окисно-відновного процесу має вигляд:

3SO₃^2- + 2MnO₄^- + Н₂О ↔ 3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OH^-

Ha основі іонного записують молекулярне рівняння реакції:

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.

Дата добавления: 2014-11-16