2.3. Методика составления овр

Для составления уравнений ОВР применяют метод электронно-ионного баланса. Те частицы, которые изменяют степень окисления, записывают только в виде ионов. При составлении электронно-ионных уравнений сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул.

Порядок составления уравнений ОВР рассмотрим на примере взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1. Записывают в левой части уравнения формулы исходных веществ, определяют восстановитель и окислитель, (руководствуясь теорией ОВР), подчеркивают и подписывают их:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ =

окислитель восстановитель

В молекуле Na₂SO₃ ион SO является восстановителем, так как в нем сера находится в промежуточной степени окисления +4 и будет повышать её до +6, окисляясь до иона SO . В молекуле KMnO_4­­ ион MnO является окислителем, так как в нем марганец в степени окисления +7 и будет понижать её до степени окисления +2, превращаясь, в катион Mn²⁺ (в кислой, среде).

2. Записывают конечные продукты. руководствуясь тем, что окислители понижают степень окисления, восстановители - повышают.

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na­₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

окислитель восстановитель

3. Составляют схему полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул

MnO → Mn²⁺

SO→SO

4. Уравнивают число атомов в левой и правой частях полуреакций. Кислород уравнивают водой (в кислой, нейтральной среде), высвобождая ионы водорода H⁺ другой части. В щелочной среде кислород уравнивают ионами OH^-, взятыми в удвоенном количестве, в другую часть, записывая молекулы воды.

MnO + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

SO + H₂O → SO + 2H⁺

5. Подсчитывают суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, уравнивают их прибавлением или отдачей необходимого числа электронов к левой части. В первой полуреакции суммарный заряд в левой части +7 (-I +8), в правой части - +2. Во второй полуреакции заряд в левой части - -2, в правой части - 0 (-2 + 2).

MnO + 8H⁺ +5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

SO + H₂O – 2ē → SO+ 2H⁺

6. Подбирают множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, присоединенных окислителем.

2| MnO + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

5| SO + H­₂O – 2ē → SO + 2H⁺

7. Суммируют электронно-ионные полуреакции, предварительно умножив их на коэффициенты и далее приводим подобные.

2MnO + 16H⁺ + 5SO+ 5H₂O → 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO+ 10H⁺

8. Смотрим на исходное уравнение (левая часть) и добавляем в левую часть недостающие ионы, а в правую часть их автоматически дописываем

2К⁺ + 8SO+ 10Na⁺ → 2K⁺ + 8SO+10 Na⁺

9. 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H_2­­SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

В заключение укажем, что к методе электронно-ионного баланса указываются только реально существующие ионы. В водном растворе разобранной реакции есть ионы MnO, SO, SO, Mn²⁺, но нет ионов Mn⁺⁷, S⁺⁴, S⁺⁶.

Окислительно-восстановительная способность у различных окислителей и восстановителей выражена различно. Чем больше у данного атома стремление к приобретению ē, тем ярче выражены окислительные свойства. Количественной характеристикой стремления к присоединению ē служит стандартный окислительно-восстановительный потенциал. Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом называется скачок потенциала на границе «электрод – раствор», при концентрации, окисленной и восстановленной формы, равной 1моль/л. Он характеризует способность данного окислителя к присоединению ē, а восстановителя - к отдаче. Чем больше стандартный окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее данное вещество как окислитель и слабее как восстановитель.

В окислительно-восстановительных реакциях окислителем является то вещество, для которого окислительно-восстановительный потенциал больше, а восстановителем - для которого окислительно-восстановительный потенциал меньше.

Зная величину окислительно-восстановительного потенциала реагирующих систем, можно определить возможность протекания окислительно-восстановительных реакций и их направление, которое определяется направлением самопроизвольного перехода ē с электрода, где их концентрация выше, на электрод, где их концентрация ниже. Реакция возможна в прямом направлении, если электродвижущая сила (ЭДС) > О. ЭДС окислительно-восстановительного процесса определяется:

ЭДС = φ_окис – φ_восст

Рассмотрим пример. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции.

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

Составим электронно-ионные уравнения и запишем их потенциалы

(MnO)^- + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O, φ⁰₁ = + 1,51 B

Cl₂ + 2ē → 2Cl^-, φ⁰₂ = + 1,36 B

Поскольку окислительно-восстановительный потенциал первой реакции φ₁ выше окислительно-восстановительного потенциала второй реакции φ₂, то окислителем будет служить парманганат-ион, а восстановителем - ионы хлора Cl^-, и рассматриваемая реакция будет протекать слева направо. Для рассматриваемой реакции ЭДС будет больше нуля:

ЭДС = 1,51 - 1,36 = 0,15 В

и рассматриваемая реакция идет в прямом направлении.