Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Восстановители

1. Простые вещества. Поскольку металлы могут находиться только в положительной степени окисления, все они будут являться восстановителями. Однако восстановительная активность металлов различна. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочно-земельные металлы, магний, алюминий, цинк; наименее активные восстановители - это медь, серебро, золото, платина. В кислой среде основными продуктами окисления металлов являются соответствующие катионы. Помимо металлов восстановительной способностью обладают и некоторые неметаллы: водород, углерод, фосфор, сера.

2. Бескислородные кислоты и их соли. Данные соединения (HI, HBr, HCl, H₂S, H₂Se и др.), чья восстановительная активность обусловлена анионами, в которых атомы неметаллов находятся в низших степенях окисления, при окислении обычно образуют простые вещества (I₂, Br₂, Cl₂, S, Se и др.).

3. Соединения, содержащие атомы металлов в низких степенях окисления. При окислении этих соединений атомы металлов повышают свою степень окисления (медь от +1 до +2, железо от +2 до +3, таллий от +1 до +3 и т.д.).

Ряд химических соединений обладает окислительно-восстановительной двойственностью. К ним относятся пероксид водорода, азотистая кислота и ее соли - нитриты, йод и некоторые другие вещества. Двойственность свойств этих веществ обусловлена наличием в них атомов элементов, находящихся в промежуточной степени окисления. Так, пероксид водорода (H₂O₂) благодаря кислороду в нехарактерной для него степени окисления -1 в зависимости от свойств реагирующего с ним соединения способен проявлять либо окислительные, либо восстановительные свойства.

H₂O₂ - 2e^- ® O₂ + 2H⁺ ¾¾ окисление

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- ® 2H₂O ¾¾ восстановление

Определение коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях осуществляется на основе принципа: количество электронов отданных восстановителем равно количеству электронов принятых окислителем. Для расстановки коэффициентов используется два основных метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод.

1. Метод электронного баланса. Рассмотрим этот метод на примере реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

а) Определяем элементы, которые изменяют в ходе химической реакции степень окисления:

+2 +7 +3 +2

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Этими элементами будут являться железо и марганец.

б) В ходе реакции атом железа (+2) превращается в атом железа (+3), т.е. окисляется, увеличивая свою степень окисления на 1, а значит и отдает 1 электрон. Атом марганца (+7) в ходе реакции превращается в атом марганца (+2), т.е. восстанавливается, уменьшая свою степень окисления на 5 за счет приема 5 электронов. Запишем это в виде двух полуреакций:

+2 +3

Fe - e^- ® Fe ¾¾ восстановитель

+7 +2

Mn + 5e^- ® Mn ¾¾ окислитель

в) Найдем наименьшее общее кратное для числа отданных и приобретенных электронов (для 1 и 5 это будет 5). Разделим наименьшее общее кратное на число электронов отдаваемых одним атомом восстановителя и на число электронов принимаемых одним атомом окислителя.

+2 +3

Fe - e^- ® Fe 5 ¾¾ восстановитель

+7 +2 5

Mn + 5e^- ® Mn 1 ¾¾ окислитель

Значит на восстановление 1 атома марганца необходимо 5 атомов железа.

г) Расставляем коэффициенты перед соединениями, содержащими атомы железа и марганца:

5FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® 2.5Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Для того, чтобы избежать дробных коэффициентов в правой части уравнения, умножаем все коэффициенты на 2.

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + H₂SO₄ ® 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Затем уравниваем количество атомов металла, не изменяющих свою степень окисления. Поскольку в левой части уравнения два атома калия, значит и в правой тоже должно быть два атома калия.

Далее уравниваем количество кислотных остатков (SO₄^2-). В правой части уравнения 15+2+1=18 анионов, значит и в левой части их тоже должно быть 18:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ ® 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Уравниваем количество атомов водорода. Если в левой части уравнения их 16, то и в правой части тоже должно быть 16 (т.е. 8 молекул воды):

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ ® 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

д) Окончательную проверку верности расстановки коэффициентов проводим подсчитывая число атомов кислорода в обеих частях уравнения:

левая часть: 10×4 + 2×4 + 8×4 = 40 + 8 + 32 = 80

правая часть: 5×4×3 + 2×4 + 4 + 8 = 60 + 8 + 4 + 8 = 80

Поскольку число атомов кислорода одинаково, коэффициенты расставлены верно.

Метод электронного баланса универсален. Он одинаково применим к реакциям, происходящим в газовой, жидкой и твердой фазе, к реакциям протекающим в растворах. Однако в последнем случае метод электронного баланса хоть и позволяет правильно подобрать коэффициенты в реакции, но не дает представления о реальных ионах, принимающих участие в процессах окисления-восстановления.

2. Ионно-электронный метод. Его суть состоит в разделении окислительно-восстановительного процесса на две отдельные полуреакции окисления и восстановления.

Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на 4 основных типа:

1. Межмолекулярное окисление-восстановление. В этих реакциях окислитель и восстановитель - разные вещества, производные разных химических элементов. К таким реакциям относится большая часть окислительно восстановительных процессов:

0 +2 0 +2

Zn + CuSO₄ ® Cu + ZnSO₄

2. Компропорционирование. В реакциях этого типа окислитель и восстановитель - разные вещества, являющиеся производными одного и того же элемента, находящегося в разных степенях окисления:

+4 -2 0

H₂SO₃ + 2H₂S ® 3S + 3H₂O

3. Диспропорционирование. В данных реакциях функции окислителя и восстановителя совмещены в одном и том же веществе, которое является производным элемента, находящегося в промежуточной степени окисления. Причем только этот элемент изменяет свою степень окисления в ходе реакции:

+2 +3 0

3CrO ® Cr₂O₃ + Cr

4. Внутримолекулярное окисление-восстановление. В этих реакциях окислителем и восстановителем является одно и то же вещество. В результате реакции свою степень окисления меняет сразу же несколько элементов, входящих в состав этого вещества. К таким реакциям относятся прежде всего реакции термического разложения.

+5 -2 +3 0

2KNO₃ ® 2KNO₂ + O₂

Дата добавления: 2014-01-07