8.3.2. Метод электронно-ионного баланса

Сведение реакций окисления-восстановления к изменению степеней окисления отдельных атомов сильно упрощает понимание и искажает суть протекающих при этом процессов. Особенно важно учитывать это обстоятельство при рассмотрении реакций, протекающих в растворах. Дело в том, что атомы, меняющие свою степень окисления, входят в состав молекул или ионов, образующихся в результате диссоциации. Именно эти частицы, а не атомы, участвуют в полуреакциях. Поэтому при описании реакций окисления-восстановления, происходящих в растворах, связывать результат реакции следует не с изменением степеней окисления атомов, а с протеканием двух ионно-молекулярных полуреакций окисления и восстановления с участием реальных молекул и ионов, которые существуют в растворе.

Наряду с восстановителем и окислителем в реакциях часто принимают участие молекулы воды или ионы Н⁺ и ОН^, определяющие характер среды. При написании полуреакций, протекающих в кислой среде, используют только катионы Н⁺ или молекулы Н₂О; при написании полуреакций, протекающих в щелочной среде  только анионы ОН^ или молекулы Н₂О. Если же реакция протекает в нейтральной среде, то в левой части уравнения обычно записывают воду, а в правой  ионы Н⁺ и ОН^ в зависимости от продуктов реакции.

В некоторых случаях характер оказывает определяющее влияние на природу продуктов реакции. Так перманганат-ион MnO₄^, проявляющий свойства окислителя, в кислой среде восстанавливается до ионов Mn²⁺:

MnO₄^ + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O;

в нейтральной  до осадка MnO₂:

MnO₄^ + 2H₂O + 3ē = MnO₂ + 4OH^

в щелочной  до манганат-иона MnO₄^2:

MnO₄^ + 1ē = MnO₄^2

Характер восстановления другого сильного окислителя  дихромат-иона Cr₂O₇^2  также сильно зависит от реакции среды раствора:

среда	полуреакция
кислая	Cr2O7^2^ + 14H^+ + 6ē = 2Cr^3^+ + 7H2O
нейтральная	Cr2O7^2^ + 7H2O + 6ē = 2Cr(OH)3 + 8OH^

Уравнивание кислорода в кислой, нейтральной и щелочной средах происходит по-разному.

В кислой и нейтральной среде в ту часть уравнения, где недостаток кислорода, записывают столько молекул H₂O, каков недостаток кислорода, а в противоположную часть полуреакции – соответствующее число ионов H⁺:

AsO₃^ + H₂O AsO₄^ + 2H⁺

В щелочной среде в ту часть уравнения, где кислород в недостатке, записывают вдвое больше ионов гидроксида, чем не хватает кислорода, а в противоположную часть полуреакции – соответствующее число молекул Н₂О:

Cl₂ + 12OH^ 2ClO₃^ + 6H₂O

В нейтральной среде прием уравнивания зависит от продуктов реакции.

Отметим, что если реакция протекает в кислой среде, то недопустимо использование ионов OH^ ни в одной из частей уравнения полуреакции. И наоборот, если реакция протекает в щелочной среде, то нельзя использовать ионы H⁺.

Некоторые наиболее распространенные полуреакции:

1) Окисление:

Fe²⁺  1ē = Fe³⁺

NO₂^ + H₂O  2ē = NO₃^ + 2H⁺

SO₃^2 + H₂O  2ē = SO₄^2 + 2H⁺

H₂S  2ē = S + 2H⁺

S^2 + 4H₂O  8ē = SO₄^2 + 8H⁺

Атомы неметаллов могут быть окислены до оксидов или анионов соответствующих кислот:

С + 2H₂O  4ē = CO₂ + 4H⁺

S + 4H₂O  6ē = SO₄^2 + 8H⁺

P + 4H₂O  5ē = PO₄^3 + 8H⁺

2) Восстановление:

Hal₂ + 2ē = 2Hal^ (Hal  F, Cl, Br, I)

MnO₂ + 4H⁺ + 2ē = Mn²⁺ + 2H₂O

PbO₂ + 4H⁺ + 2ē = Pb²⁺ + 2H₂O

ClO^ + 2H⁺ + 2ē = Cl^ + H₂O

Окислительные свойства проявляют азотная и серная кислоты. В разбавленной серной кислоте окислителем является протон H⁺:

2H⁺ + 2ē = H₂

Это слабый окислитель, способный окислять только металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

0 +1 +2 0

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

В концентрированной серной кислоте окислителем является сульфат-анион SO₄^2. Это более сильный окислитель по сравнению с протоном H⁺, поэтому концентрированная серная кислота окисляет некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода (Cu, Ag). Продукты восстановления сульфат-аниона во многом опреде-ляются природой восстановителя:

восстановитель	полуреакция
щелочные металлы (K, Na)	SO4^2^ + 10H^+ + 8ē = H2S + 4H2O
активные металлы (Zn, Cd)	SO4^2^ + 8H^+ + 6ē = S + 4H2O
малоактивные металлы (Cu) или неметаллы (C, S, P)	SO4^2^ + 4H^+ + 2ē = SO2 + 2H2O

В азотной кислоте окислителем всегда является анион NO₃^, поэтому при взаимодействии с металлами и неметаллами азотная кислота, восстанавливаясь, никогда не выделяет водород. Состав продуктов восстановления HNO₃ зависит от концентрации кислоты и природы восстановителя. Чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:

Некоторые полуреакции восстановления нитрат-иона:

2NO₃^ + 10H⁺ + 8ē = NH₄NO₃ + 3H₂O

2NO₃^ + 10H⁺ + 8ē = N₂O + 5H₂O

2NO₃^ + 12H⁺ + 10ē = N₂ + 6H₂O

NO₃^ + 4H⁺ + 3ē = NO + 2H₂O

NO₃^ + 2H⁺ + ē = NO₂ + H₂O

В пероксиде водорода атом кислорода находится в степени окисления 1 и может как окисляться, так и восстанавливаться:

Окисление:

в нейтральной и кислой среде:	H2O2  2ē = O2 + 2H^+
в щелочной среде	H2O2 + 2OH^  2ē = O2 + 2H2O

Восстановление:

в кислой среде:	H2O2 + 2H^+ + 2ē = 2H2O
в нейтральной и щелочной среде	H2O2 + 2ē = 2OH^

Пример 1. Методом электронно-ионного баланса уравнять окислительно-восстановительную реакцию, протекающую по схеме:

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