Примеры
Рассмотрим в качестве иллюстрации несколько примеров составления уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода электронно-ионного баланса.
Пример 1. Реакция взаимодействия дихромата калия с сероводородом в кислой среде.
1) Запишем молекулярное уравнение реакции:
К2Cr2O7 + H2SO4 + H2S = Cr2(SO4)3 + S + Н2О + К2SO4.
2) Составим полную ионную схему реакции, для чего укажем формулы реагентов и продуктов в ионном виде:
K+ + Cr2O72 + H+ + SO42 + H2S = Cr3+ + SO42 + S + K+ + SO42 + H2O,
(здесь Cr2O72- - окислитель, H2S – восстановитель, Н+ - кислая среда).
3) Составим электронно-ионные уравнения полуреакций:
т
.к.
среда кислая, кислород дихромат-иона
связывается протонами в воду.
Полуреакция восстановления Cr2O72 + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7Н2О 1
Полуреакция окисления H2S 2е = S + 2H+ 3
4) Дополним запись пункта (2), составив ионное уравнение реакции:
Cr2O72 + 14H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7Н2О + 6H+ + 3S.
5) Упростим:
Cr2O72 + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7Н2О + 3S.
-
Составим полное ионное уравнение:
2К+ + Cr2O72 + 8H+ + 4SO42 + 3H2S = 2Cr3+ + 3SO42 + 3S + 7Н2О.
7) Перенесем коэффициенты в молекулярное уравнение:
К2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3S + 7Н2О + К2SO4.
8) Проверку проведем путём подсчёта атомов кислорода в левой и правой части уравнения реакций.
Пример 2. Реакция взаимодействия перманганата калия с нитритом калия в щелочной среде:
1. Запишем молекулярное уравнение реакции:
KMnO4 + KNO2 + KOH = K2MnO4 + KNO3 + H2O.
2. Составим сокращенную ионную схему реакции:
MnO4 + NO2 + OH = MnO42 + NO3 + H2O,
(здесь MnO4 – окислитель, NO2 – восстановитель, OН – щелочная среда).
3. Составим электронно-ионные уравнения полуреакций:
П
олуреакция
восстановления MnO4
+ ē = MnO42
2
Полуреакция окисления NO2 + 2OH 2ē = NO3 + H2O 1
т.к. среда щелочная, в соответствии с правилом, недостаток кислорода восполняется за счёт гидроксид-ионов.
4. Cоставим полное ионное уравнение реакции:
2MnO4 + NO2 + 2OH = 2 MnO42 + NO3 + H2O.
5. Перенесем коэффициенты в молекулярное уравнение:
2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O.
6. Проверку проведем путём подсчёта атомов кислорода в левой и правой части уравнения реакций.
Реальные механизмы овр
В неорганической химии ОВР формально могут рассматриваться как процессы с перемещением электронов от одного атома к другому атому. Механизмы ОВР весьма разнообразны; реакции могут протекать как по гетероциклическому, так и по гомолитическому механизму. Механизмы ОВР в большинстве случаев не связаны с уравнением общей (брутто) реакции, по которой они протекают. Во многих случаях начальная стадия – процесс одноэлектронного переноса. Окисление обычно протекает по положениям с наибольшей электронной плотностью, восстановление – по положению, где электронная плотность минимальна.
Даже, казалось бы, простейшая ОВР Fe'3+(р) + Fe''2+(р) = Fe'2+(р) + Fe''3+(р) протекает по достаточно сложному пути. Непосредственное сближение двух положительных ионов затруднено из-за их отталкивания. Поэтому реакция начинается с образования промежуточного соединения катиона железа (III) с анионами А, присутствующими в растворе:
Fe'3+(р) + А- = Fe'А2+(р).
Образовавшаяся частица далее вступает во взаимодействие с катионом Fe''2+(р):
Fe'А2+(р) + Fe''2+(р) = [Fe'АFe'']4+(р).
Далее в стадии 3 совершается перенос электрона от Fe'' к Fe':
[Fe'АFe'']4+(р) = Fe'2+(р) + АFe''2+(р).
Промежуточный продукт далее распадается:
АFe''2+(р) = Fe''3+(р) + А.
Рассмотрим в качестве примера еще один из процессов – ускорение окислительно-восстановительных реакций добавками катализаторов, меняющих свою степень окисления при взаимодействии с реагентами.
В простейшем случае этот механизм сводится к замене медленной стадии двумя более быстрыми реакциями с участием катализатора. Например, в процессе разложения Н2О2 (окислительно-восстановительная реакция):
в присутствии катализатора, иона меди, осуществляется следующим образом:
При высокой концентрации катализатора могут осуществляться и реакции двухэлектронного переноса.
Более подробно о механизмах ОВР можно прочитать в Интернет. Там же можно найти сведения о кинетике обычных ОВР, и ОВР, протекающих с участием комплексных соединений.
Резюме
Метод электронного баланса универсален, но менее информативен.
Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса заключается в том, что в нём применяются не гипотетические ионы, а реально существующие в растворе. В самом деле, в растворе нет ионов Mn7+, Cr6+, S6+, а есть ионы MnO4, Cr2O72, CrO42, SO42. При методе полуреакций не нужно знать степеней окисления атомов и видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества: они могут появиться в уравнении реакции, как следствие подбора коэффициентов.
Следует предпочтение отдавать методу полуреакций и применять его при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, которые протекают в водных растворах.
Надо иметь в виду, что реальные механизмы ОВР всегда сложнее наших обыденных представлений. Поэтому, подбирая коэффициенты любым методом, нужно помнить, что правила подбора лишь математические. К реальным механизмам методы подбора не имеют никакого отношения.