6.1. Подбор коэффициентов окислительно-восстановительных реакций

Наиболее распространенными способами подбора коэффициентов таких реакций являются метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод). Метод электронного баланса универсален и применим ко всем окислительно-восстановительным реакциям – между газообразными, жидкими и твердыми веществами, а также к реакциям в растворах. Однако молекулярные уравнения не полностью отражают ионный характер окисления и восстановления электролитов в водном растворе, и для подбора коэффициентов в уравнениях таких реакций используется метод полуреакций.

При подборе коэффициентов любым методом должны соблюдаться законы сохранения массы и электрических зарядов:

1. Следствие закона сохранения массы: число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

2. Правило электронейтральности: общая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинаковой.

3. Правило эквивалентности: число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

6.2. Метод электронного баланса

При использовании метода электронного баланса:

1. Составляют схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2. Находят элементы, атомы которых изменяют степень окисления.

3. Составляют электронные уравнения отдачи и присоединения электронов, разбивая единый процесс окисления – восстановления на два: окисление и восстановление.

4. Для процессов окисления и восстановления уравнивают правые и левые части равенств по числу атомов и числу зарядов, используя в последнем случае электроны.

5. Находят коэффициенты для окислителя и восстановителя, используя правила эквивалентности.

6. Полученные коэффициенты переносят в молекулярное уравнение.

Рассмотрим применение метода на конкретных примерах.

Пример 1. Окисление сульфида цинка кислородом.

1. Составляют схему реакции: ZnS + O₂  ZnO + SO₂.

2. Находят элементы, изменившие степень окисления. В данной реакции это сера и кислород.

3 – 5. Составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления, используя приведенные выше законы.

Дополнительные множители (2 и 6) в схеме указывают на число атомов в реагирующих веществах и число электронов, участвующих в реакции. В приведенной реакции участвуют два атома серы, шесть атомов кислорода, двенадцать электронов.

6. Коэффициенты из электронной схемы переносят в молекулярное уравнение.

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

Проверяют число атомов каждого элемента в левой и правой частях равенства.

6.3. Метод полуреакций

При использовании метода полуреакций придерживаются определенного порядка действий.

1. Составляют схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов.

2. Записывают ионное уравнение реакции. При этом пользуются правилами составления ионных уравнений. Сильные электролиты записывают в виде ионов. Неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул. Устанавливают атомы, ионы, молекулы, изменившиеся в результате реакции. Записывают схему их изменения в виде полуреакции. В левой части полуреакции помещают частицы, вступающие в химическую реакцию, в правой – продукты их превращения (это должны быть реально существующие в условиях реакции ионы или молекулы).

3. В каждой полуреакции уравнивают число атомов всех элементов (число атомов каждого элемента в правой и левой части полуреакции должно быть одинаковым). При уравнивании числа атомов водорода и кислорода, входящих в состав сложных ионов, используют частицы, характеризующие данную среду: в кислой среде – ионы Н⁺ и молекулы Н₂О, в щелочной среде – ионы ОН^- и молекулы Н₂О. При этом необходимо руководствоваться следующими правилами:

а) в кислой среде недостаток водорода компенсируют ионами Н⁺, а избыток кислорода связывают в воду при помощи ионов Н⁺;

б) в щелочной среде избыток кислорода связывают при помощи воды в ионы ОН^-, а избыток водорода при помощи ионов ОН^- в воду.

4. Уравнивают заряды правой и левой части полуреакции, используя для этого электроны (к этому приступают только после уравнивания числа атомов всех элементов).

5. Подбирают множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Обе полуреакции суммируют с учетом найденных (основных) коэффициентов. При этом получают сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

7. Коэффициенты из сокращенного ионного уравнения переносят в молекулярное уравнение.

8. Проверяют число атомов каждого вида в правой и левой части уравнения окислительно-восстановительной реакции.

Среду считают кислой, если среди реагентов или продуктов реакции присутствует кислота.

Среду считают основной, если среди реагентов или продуктов реакции присутствует основание.

Рассмотрим конкретные примеры подбора коэффициентов в реакциях.

Пример 1. Реакция между перманганатом калия и нитритом натрия в кислой среде.

1. Записываем схему реакции:

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄  MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

2. Записываем ионное уравнение реакции:

K⁺ + MnO₄^- + K⁺ + NO₂^- + 2H⁺ + SO₄^2-  Mn²⁺ + SO₄^2- + K⁺ + NO₃^- + 2K⁺ + SO₄^2- + H₂O.

3. Из ионного уравнения устанавливаем, что из ионов MnO₄^- и NO₂^- образовались ионы Mn²⁺ и NO₃^-, соответственно. Составляем полуреакции для этих превращений:

MnO₄^- ® Mn²⁺;

NO₂^- ® NO₃^-.

Уравниваем количество атомов каждого элемента в правой и левой части этих полуреакций, используя ионы водорода и молекулы воды:

MnO₄^- + 8H⁺ ® Mn²⁺ + 4H₂O;

NO₂^- + H₂O ® NO₃^- + 2H⁺.

4. С помощью электронов уравниваем заряды правой и левой части каждой полуреакции:

MnO₄^- + 8H⁺ + ® Mn²⁺ + 4H₂O;

NO₂^- + H₂O – ® NO₃^- + 2H⁺.

5. Находим основные коэффициенты для окислителя и восстановителя и суммируем обе полуреакции с учетом этих коэффициентов:

6. После приведения подобных членов в обеих частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение реакции:

2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ ® 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O.

7. Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

8. Проверяем число атомов каждого элемента в правой и левой части уравнения.

Пример 2. Реакция в кислой среде между сероводородом и хлорной водой.

1. Записываем схему реакции:

H₂S + Cl₂ + H₂O ® H₂SO₄ + HCl.

2. Составляем ионное уравнение этой реакции:

H₂S + Cl₂ + H₂O ® 2H⁺ + SO₄^2- + H⁺ + Cl^-.

3 – 5. Из ионного уравнения ясно, что первая полуреакция связана с окислением сероводорода до сульфат-иона, а вторая полуреакция – с восстановлением элементарного хлора до хлорид-ионов. При составлении уравнения полуреакции окисления сероводорода исходим из схемы: H₂S  SO₄^2-. В ходе этого процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источником которых служат четыре молекулы воды. При этом освобождается восемь ионов Н⁺; кроме того, два иона Н⁺ высвобождаются из молекулы H₂S. Всего, следовательно, образуется десять ионов водорода:

H₂S + 4H₂O  SO₄^2- + 10H⁺.

Левая часть полуреакции содержит только незаряженные частицы, а суммарный заряд ионов в правой части схемы равен +8. Следовательно, в результате окисления высвобождаются восемь электронов:

H₂S + 4H₂O – ® SO₄^2- + 10H⁺.

Составление полуреакции восстановления хлора не представляет сложности:

Cl₂ + ® 2Cl^-.

6. Поскольку отношение числа электронов, отданных при окислении серы и принятых при восстановлении хлора, равно 4:1, то, складывая уравнения полуреакций окисления и восстановления, надо первое умножить на 1, а второе – на 4:

7. Переносим коэффициенты из сокращенного ионного уравнения в молекулярное:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂SO₄ + 8HCl.

8. Проверяем количество атомов каждого элемента в правой и левой части молекулярного уравнения.

Пример 3. Реакция между перманганатом калия и иодидом калия в щелочной среде.

1. Записываем схему реакции:

KMnO₄ + KI + KOH ® K₂MnO₄ + KIO₃ + H₂O.

2. Составляем ионное уравнение реакции:

K⁺ + MnO₄^- + K⁺ + I^- + K⁺ + OH^- ® 2K⁺ + MnO₄^2- + K⁺ + IO₃^- + H₂O.

3 – 5. Из ионного уравнения устанавливаем, что в результате реакции изменились ионы MnO₄^- и I^-. Продуктами их превращения являются ионы MnO₄^2- и IO₃^-, соответственно. Составляем полуреакции для этих превращений. Кислород уравниваем добавлением ОН^--ионов, а водород – добавлением молекул воды:

С помощью электронов уравниваем заряды правой и левой части каждой полуреакции:

6. Находим основные коэффициенты для окислителя и восстановителя и суммируем обе полуреакции с учетом этих коэффициентов:

7. Коэффициенты из ионного уравнения переносим в молекулярное:

6KMnO₄ + KI + 6KOH ® 6K₂MnO₄ + KIO₃ + 3H₂O.

8. Проверяем количество атомов каждого элемента в молекулярном уравнении.

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем используются реально существующие молекулы и ионы. В самом деле, в растворе нет ионов , а есть ионы . При использовании метода полуреакций не нужно проставлять степени окисления атомов.

Умение составлять полуреакции необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. Этот метод выявляет роль среды как активного участника всего процесса. При использовании метода полуреакций не нужно знать все продукты реакции, они появляются в уравнении реакции при составлении полуреакций. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.