Составление уравнений реакций окисления-восстановления

Установить состав продуктов реакции можно, используя правила стяжения:

1. В кислой и нейтральной среде ионы металлов с зарядами +1, +2, +3, (+4) с кислотными остатками образуют соли.

+1 2- +1

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → K₂SO₄ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

2. Образующиеся в реакциях окисления-восстановления атомы с положительными степенями окисления +4,+5,+6,+7 стягиваются с кислородом и образуют отрицательные ионы кислотных остатков. Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды (PbO₂, CO₂ и др.).

3. Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водорода воду:

О^2– + 2Н⁺ → H₂O.

4. Избыточный кислород в нейтральной среде стягивается с молекулами воды с образованием гидроксидионов:

О^2– + Н₂О → 2OH^– .

5. Ионы водорода в щелочной среде стягиваются с гидроксид-ионами с образованием молекул воды:

H⁺ + OH^– → H₂O.

Применяют два метода составления уравнений для реакций окисления-восстановления: метод электронного баланса и ионно-элек-тронный метод.

По существу, оба они базируются на одних и тех же предпосылках законов сохранения массы и энергии:

1. Количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции.

2. Количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса

Пример 1.

H₂S^–2 + K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H₂SO₄ → S⁰ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

B O

1. Определяем степени окисления всех элементов.

2. Определяем элементы, изменяющие степень окисления.

3. Составляем электронные полуреакции. Термином «полуреакция» обозначают отдельное уравнение (электронное или электронно-ионное), характеризующее процесс «восстановления» или процесс «окисления», т.е. лишь одну стадию единого окислительно-восстано-вительного процесса.

3 S^–2 - 2e^- → S⁰ – окисление; восстановитель.

1 2Cr⁺⁶ + 6e^- → 2Cr⁺³ – восстановление; окислитель.

4. Находим наименьшее общее кратное для числа переданных эле-ктронов – 6. Расставляем эти коэффициенты.

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O.

Подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты – 4.

По числу Н⁺ в левой части находим коэффициент для Н₂О – 7.

5. Уравниваем металлы.

6. Уравниваем кислотные остатки.

7. Уравниваем водород.

8. Правильность уравнивания определяем по кислороду.

Пример 2.

Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстанови-тельной реакции, следует:

1. Написать продукты реакции, руководствуясь схемами перехода, и установить элементы, изменяющие степень окисления в зависимости от среды раствора, например: KMnO₄ + Н₂S + H₂SO₄ , учитывая, что в данной реакции кислая среда Mn⁷⁺ изменит степень окисления до Mn²⁺, а сера S^2- – до S⁰.

Mn⁷⁺ → Mn²⁺.

S^2- → S⁰.

Следовательно, продуктами реакции будут являться сульфат марганца, сульфат калия, свободная сера и вода:

KMnO₄ + Н₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + S⁰ + H₂O.

2. Составить электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель.

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺ 2 окислитель.

S^2- - 2e^- → S⁰ 5 восстановитель.

3. В правую и левую части уравнения поставить коэффициенты:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S + 8H₂O.

Порядок расстановки коэффициентов:

1. Сначала ставят найденные коэффициенты в правую и левую части уравнения перед формулами веществ, в которых элементы изменили степень окисления:

2KMnO₄ + 5Н₂S + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + H₂O.

2. Затем уравнивают металлы и кислотные остатки, если они сохраняются:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + 8H₂O.

3.Уравнивают водород и кислород:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + 8H₂O.

Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым в схеме электронного баланса находят наименьшее общее кратное и коэффициенты перед окислителем и восстановителем например:

Mn⁷⁺ + 5e → Mn²⁺ 10 2

S^2- − 2e^- → S⁰ 10 5

В данном примере для окислителя коэффициент равен 2, а для восстановителя – 5.