«Окислительно-восстановительные процессы» (стр. 4 )

Чтобы правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции нужно знать свойства взаимодействующих веществ и на этой основе предугадать продукты, которые могут образоваться в тех или иных условиях. Очень часто в процессах, протекающих в водных растворах,  бывают задействованы молекулы воды, ионы водорода или гидроксильные ионы. В этом случае лучше пользоваться методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций).

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

В этом методе коэффициенты подбираются с помощью электронно-ионных уравнений, которые отличаются от электронных уравнений тем, что в них записываются реально существующие в водных растворах или расплавах ионы. Порядок действий практически такой же, как и в методе электронного баланса.

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции; найти элементы, которые изменяют степени окисления; определить, кто из них является окислителем, а кто – восстановителем.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных веществ и продуктов, которые реально существуют в условиях протекания реакции.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в обеих частях каждой полуреакции с учетом того, что в процессах окисления и восстановления могут участвовать молекулы воды, ионы водорода или гидроксильные ионы.

4. Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой части каждой полуреакции; для чего прибавить (или отнять) необходимое число электронов к левым частям полуреакций окисления и восстановления.

5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отданных при восстановлении, было равно числу электронов, принятых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить остальные коэффициенты в уравнении реакции. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Важно помнить, что  в водных растворах связывание избыточного кислорода из исходных веществ и продуктов происходит по-разному в кислой, нейтральной или щелочной средах.

Так, в кислой среде избыток кислорода в окислителе связывается ионами водорода в молекулы воды:  О2– + 2Н+ = Н2О.

В нейтральной и щелочной среде избыточный кислород связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов: О2– + Н2О = 2ОНЇ.

Присоединение кислорода восстановителем в кислой и нейтральной средах происходит за счет молекул воды, при этом  образуются ионы водорода: Н2О = О2– + 2Н+.

В щелочной среде  атомы кислорода можно взять из гидроксид-ионов, при этом образуются молекулы воды:  2ОНЇ = О2– + Н2О.

Пример 1. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия и иодида калия в кислой среде:

КMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 +H2O.

Чтобы записать уравнение в ионном виде, нужно учесть, что слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы мы записывает в молекулярной форме, только сильные растворимые  в  воде электролиты можно разбить на ионы:

  К+ +  MnO4Ї + K+ + I– + 2H+ + SO42– → Mn2+ + SO42–  + I2о + 2K+  +SO42–  +H2O.

Сократив одинаковые ионы, получим ионную схему реакции:

MnO4Ї + I– + 2H+  → Mn2+ + I2о +  H2O.

Очевидно, что перманганат-ионы являются окислителями и восстанавливаются до  Mn2+, иодид-ионы являются восстановителями и окисляются до I2о.

Составляем полуреакцию восстановления с учетом того, что  исходное вещество содержит в четыре раза больше атомов кислорода, чем продукт реакции, поэтому в  левую часть полуреакции добавляем столько ионов водорода, сколько нужно для связывания избыточного кислорода:

MnO4Ї + 8H+  → Mn2+ + 4H2O

Так как суммарный заряд в левой части уравнения должен быть равен (+2), то наш окислитель будет принимать 5 электронов:

MnO4Ї + 8H+  + 5е– → Mn2+ + 4H2O

Полуреакция окисления в данном случае составляется просто:

2I–  – 2e– → I2о.

На следующем этапе каждую полуреакцию  умножают такой множитель, чтобы число принятых окислителем электронов, было равно числу отданных восстановителем. После этого суммируем обе полуреакции и получаем сбалансированное полное ионно-молекулярное уравнение данного процесса:

2I– – 2e– → I2о  │5

MnO4Ї + 8H+  + 5е– → Mn2+ + 4H2O │2

10 I– + 2MnO4Ї + 16H+  → 5I2о + 2Mn2+ + 8H2O

Полученные коэффициенты переносим в основное уравнение перед соответствующими веществами:

2КMnO4 +10 KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + 8H2O

Коэффициент перед сульфатом калия определяем после подсчета всех атомов калия в левой части уравнения: 2 + 10 = 12. Поделив это значение на два (т. к. в состав вещества входят два атома калия)  получим коэффициент, равный 6.

2КMnO4 +10 KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O.

Пример 2. Уравнять реакцию окисления сероводорода хлорной водой, которая протекает по схеме:  H2S + Cl2 +H2O → H2SO4 + HСl

Уравнение в ионном виде выглядит так:

H2S + Cl2 +H2O → 2H+ + SO42– + H+ + СlЇ

Так как степень окисления хлора понижается, а степень окисления серы повышается, то хлор проявляет в данной реакции окислительные свойства, а сероводород – восстановительные.

Запишем уравнение полуреакции восстановления хлора: Cl2 + 2е– → 2ClЇ

Составляя уравнение полуреакции окисления, будем исходить из схемы: H2S → SO42–. Отсюда видно, что продукт реакции содержит 4 атома кислорода, которые в кислой среде можно получить из четырех молекул воды. При этом образуются восемь ионов водорода Н+, кроме того, молекула сероводорода дает еще два иона Н+; всего в правой части уравнения получается десять ионов Н+:

H2S + 4H2O → 10 H+ + SO42–

Суммарный заряд ионов в правой части уравнения равен +8, поэтому восстановитель в левой части уравнения должен отдать восемь электронов:

H2S + 4H2O – 8e– → 10 H+ + SO42–

Число отданных электронов в четыре раза больше числа принятых электронов, поэтому при сложении уравнений полуреакций восстановления и окисления, первое уравнение умножаем на 4, а второе – на 1:

Cl2 + 2е– → 2ClЇ  │4

H2S + 4H2O – 8e– → 10 H+ + SO42–  │1

4Cl2 + H2S + 4H2O → 8ClЇ + 10 H+ + SO42– 

Теперь можно записать окончательное уравнение в молекулярной форме:

4H2S + Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HСl

Пример 3. Во многих случаях окислитель (чаще всего кислота) выполняет еще и функцию солеобразователя. Например, окисление меди азотной кислотой может протекать по следующей схеме:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + …

Запишем уравнение в ионном виде:

Cuо + H+ + NO3Ї → Cu2+ + 2(NO3)– + NO + …

Степени окисления здесь меняются у атомов меди и азота; восстановителем является медь (Cuо - 2 е– → Cu2+), окислителем выступают нитрат-ионы азотной кислоты (NO3– → NO). Из последней схемы видно, что исходное вещество-окислитель содержит на два атома кислорода больше, чем продукт восстановления; в кислой среде они будут связываться с ионами водорода Н+ и образовывать две молекулы воды:

NO3– + 4Н+ → NO + 2Н2О

Суммарный заряд частиц в левой части равен +3; чтобы заряд обеих частей уравнения был одинаков, необходимо в левую часть добавить три электрона:

NO3– + 4Н+ + 3е– → NO + 2Н2О

Чтобы уравнять число перемещаемых электронов, перед сложением полуреакций, нужно уравнение процесса окисления умножить на три, а уравнение процесса восстановления - на 2:

Cuо – 2e– → Cu2+        │3

NO3– + 4Н+ + 3е– → NO + 2Н2О │2

3Cuо + 2NO3– + 8Н+ → 3Cu2+ + 2NO + 4Н2О

В молекулярном уравнении перед молекулой азотной кислоты нужно ставить коэффициент восемь, так как, только две молекулы кислоты идут на процесс окисления меди, а еще шесть молекул азотной кислоты дополнительно расходуются на образование трех молекул соли – нитрата меди:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О

Пример 4. Рассмотрим случай, когда восстановитель (чаще всего кислота) одновременно выполняет функцию солеобразователя, например, при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой. Процесс идет по следующей схеме:

KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + …

В ионно-молекулярном виде:

K+ + MnO4– + H+ + Cl– → Mn2+ + 2Cl– + Cl2 + …

Восстановителем являются хлорид-ионы: Cl– → Cl2. Естественно, необходимо удвоить число ионов хлора, тогда в сумме восстановителем будет отдано два электрона:

2Cl– – 2e– → Cl2

В процессе восстановления перманганат-ионы в кислой среде переходят в катионы марганца (II): MnO4– → Mn2+. Четыре атома кислорода в левой части нужно связать с восемью ионами водорода; тогда в правой части уравнения получится четыре молекулы воды:

MnO4Ї + 8H+  → Mn2+ + 4H2O

Так как суммарный заряд в левой части уравнения должен быть равен (+2), то наш окислитель будет принимать 5 электронов:

MnO4Ї + 8H+ + 5е– → Mn2+ + 4H2O

Для уравнивания числа отданных и принятых электронов, при суммировании необходимо уравнение процесса окисления умножить на 5, а уравнение процесса восстановления – на 2:

2Cl– – 2e– → Cl2         │5

MnO4Ї + 8H+ + 5е– → Mn2+ + 4H2O  │2

10Cl– + 2MnO4Ї + 16H+ → 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O

Из суммарного ионно-молекулярного уравнения видно, что  из шестнадцати молекул соляной кислоты, десять молекул окисляются перманганат-ионом, четыре – идут на образование двух молей соли MnCl2, еще образуются восемь молекул воды:

  2KMnO4 + 16 HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Наконец, после уравнивания ионов калия, видно, что образуется еще одна соль – хлорид калия:

  2KMnO4 + 16 HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl