4. Правила складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Для складання рівнянь окисно-відновних процесів викори­стовують різні методи. Але найчастіше застосовують два методи:

метод електронного балансу;

метод напівреакцій або йонно-електронний метод.

Правильно складене рівняння окисно-відновної реакції є виразом фундаментальної закономірності будь-яких процесів у природі - збереження (збереження енергії, збереження числа атомів, збереження числа електронів, збереження суми зарядів у правій і лівій частинах хімічного рівняння).

Всі хімічні реакції можна класифікувати на основі атомно-молекулярної і електронної теорії. Більш повною є класифікація хімічних реакцій на основі електронної теорії. Згідно цій теорії всі хімічні реакції ділять на дві великі групи. До першої групи належать реакції, які протікають без зміни ступеня окислення атомів елементів, що вхо­дять до складу реагуючих речовин,наприклад: Са⁺² С ⁺⁴O₃ ^-2 =Са⁺²О^-2 + C⁺⁴O₂^-2

До другої групи відносяться реакції,що супроводжуються зміною ступеня окислення атомів елементів реагуючих речовин:2K⁺¹I^-1 + Cl₂=I₂⁰+2K⁺¹Cl^-1. В цій реакції атоми йоду і хлору змінили свій ступінь окислення. Реакції, в результаті яких змінюється ступінь окислення атомів еле­ментів, реагуючих речовин, називаються окислювально-відновними.

Так, як зміна ступеня окислення атомів елемента зв’язана з від­тягуванням або притягуванням електронів, то окислювально-відновними реакціями можна назвати такі реакції, при яких відбувається перехід електронів від одних частинок ( атомів,молекул чи йонів) до других.

Для складання рівнянь окислювально-відновних реакцій застосо­вують різні методи, серед яких заслуговують уваги слідуючі:

1. Метод електронного балансу;

2. метод напівреакцій або йонно-електронний метод. Але любим методом правильно складене рівняння з виразом закону збе- реження маси речовини. Тому число атомів одних І тих же елементів у вихідних речовинах І в продуктах реакції повинно бути однаковим. Сума, зарядів вихідних речовин теж завжди повинна бути різною сумі зарядів продуктів реакції.

При складанні рівнянь окислювально-відновних реакцій домовимося для зручності дотримуватись послідовності написання формул вихідних речовин:

на першому місці формула відновника;

на другому-формула окисника;

на третьому - формула середовища (якщо треба).

Для продуктів реакції (права частина рівняння):

на першому місці пишеться формула окисленого відновника,

на другому - формула відновленого окисника,

на третьому - формула солі чи солей,якщо їх кілька, на останньому місці – формула води.

З метою полегшення написання рівнянь окислювально-відновних реакцій методом напівреакції розглянемо деякі загальні правила складання рівнянь реакцій з участю середовища методом електронного балансу.

4 А) метод електронного балансу

В основі методу електронного балансу лежить порівняння ступенів окислення атомів елементів у вихідних і кінцевих речовинах окислювально-відновної реакції. При цьому. треба завжди пам’ятати, що число електронів,які віддає відновник, дорівнює числу електронів, які приймає окисник.

При складанні рівнянь окислювально-відновних реакція з участю середовища слід користуватися слідуючими правилами:

І) Якщо окисник складний кисневмісний,то середовище завжди повинно бути кисле сірчанокисле. Хлороводневу і азотну кислоту як середовище застосовують рідко, бо протікають побічні процеси.

10KI^-1 + 2KMn⁺⁷O₄ + 8H₂SO_{4 =} 5I₂⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + 6K₂SO₄ +8H₂O

_{відновник окисник середовище окислений відновлений сіль вода}

_{відновник окисник}

10 5 I^-1 –1e →I⁰

2 1 Mn⁺⁷ +5e→Mn⁺²

В кислому середовищі Н⁺ - Іон,який має велику поляризаційну дію, сильно деформує Мn0₄^- -Іон, проникає всередину Мn0₄^- , послаблює зв"язок атома Mn з атомами кисню, відтягує 0^2- -Іони, утворюючи молекули Н₂О, "оголяє" Мn⁺⁷ -Іон І полегшує приєднання ним електронів.

Якщо продукти окислення відновника містять більше кисню, ніж вихідні речовини, то недостаючу кількість кисню беруть в кислих і нейтральних розчинах від води ( Н₂О = 0^2- + 2Н⁺) , а в лужних розчинах від гідроксид-іонів ( 2ОН^- = 0^2- + Н₂О).

Наприклад, реакція окислення хрому (Ш) перманганатом калію протікає в кислому середовищі. Рівняння цієї реакції має слідуючий вигляд:

10 Cr⁺³Cl₃ +6KMn⁺³O₄+11 H₂O = 5H₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Mn⁺²Cl₂ + 6KCl+12HCl

10 5 Cr⁺³-3e→Cr⁺⁶

6 3 Mn⁺⁷+5e→Mn⁺²

Окислення сульфіт-іону йодом легко здійснюється в нейтральному розчині.

Na₂S⁺⁴O₃ + I₂⁰ + H₂O = NaS⁺⁶O₄ + 2HI^-1

1 2 S⁺⁴-2e→S⁺⁶

1 2 I₂⁰ – 1e∙2→I^-1

Хром (ІІІ) окислюється пероксидом водню в лужному середовищі.

2 Сr⁺³Cl₃ + 3H₂O₂^-1 + 10NaOH=2Na₂Cr⁺⁶O₄ + 6NaCl + 8H₂O

2 Cr⁺³-3e→ Cr⁺⁶

3. 2O^-1 + 1e∙2 → O^-2

3) Якщо утворені сполуки містять менше кисню, ніж вихідні, то звіль­нений кисень в кислому середовищі зв'язується Н⁺ -Іонами з утворенням молекули води, а в нейтральному молекули води, утворюючи гідроксид-Іони. Наприклад, окислення сульфітів перманганатом калію легко протікає в кислому (сірчанокислому) середовищі, звільнений кисень від окисника зв'язується з H⁺ - Іонами середовища, тобто сірчаної кислоти з утворенням води:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄+ 2Mn⁺²SO₄ +K₂SO₄+3H₂O

5 S⁺⁴- 2e→S⁺⁶

2 Mn⁺⁷ +5→Mn⁺²

Але сульфіти окислюються і в нейтральному середовищі. Звільнений кисень від окисника зв’язується молекулами води з утворенням гідроксид-іонів.

3Na₂S⁺⁴O₃+2KMn⁺⁷O₄+H₂O=3Na₂S⁺⁶O₄+2Mn⁺⁴O₂+2KOH

3 S⁺⁴-2e→S⁺⁶

2 Mn⁺⁷+3e→Mn⁺⁴

4. В кислому і нейтральному середовищі метал-Іони (ступінь окислен­ня +1;+2 ;+3) взаємодіють з кислотними залишками і утворюють солі. Наприклад, при окисленні глюкози перманганатом калію в сірчанокислому середовищі звільняються K⁺ і Mn^2+-Іони, які зв'язуються кислот­ними залишками сірчаної кислоти I утворюють сульфати:

5C₆⁰H₁₂O₆+24KMn⁺³O₄+36H₂SO₄=30C⁺⁴O₂+24Mn⁺²SO₄+12K₂SO₄+66H₂O

5 6C⁰- 4e∙6→C⁺⁴

24 Mn⁺⁷+5e→Mn⁺²

5. Iони металів, що утворюють нерозчинні гідроксиди; в лужному середовищі, утворюють відповідні гідроксиди. Наприклад, при окисленні сульфідів дихроматом у лужному середовищі хром (VІ) відновлюється до хрому (ІІІ), який випадає в осад у вигляді гідроксиду хрому (ІІІ).

3(NH₄)₂S^-2 + K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 7H₂O=3S⁰ + 2Cr⁺³(OH)3↓ +6NH₄OH + 2KOH

3 6 S^-2-2e →S⁰

1 2 2Cr⁺⁶+3e∙2→Cr⁺³

6)Іони металів ступіть окислення +2,+3,+4), які утворюють амфотерні гідроксиди, утворюють в сильно лужному середовищі гідроксосолі.

3(NH₄)₂S^-2+K₂Cr₂⁺⁶O₇+7H₂O+4KOH=3S⁰+2K₃[Cr⁺³(OH)₆ ] +6NH₄OH

3 6 S^-2-2e→S⁰

1 2 2Cr⁺⁶+3e∙2→Cr⁺³