Метод полуреакций
(электронно-ионный или метод электронно-ионного баланса)
Этот метод обладает своими достоинствами:
1. В
методе идет речь о реально существующих
ионах,
а не о гипотетических.
В самом деле,
в растворе нет ионов
,
,
,
а есть ионы MnO4–,
Cr2O72–,
CrO42–,
SO42–.
2. В методе полуреакций не нужно знать степени окисления атомов.
3. В этом методе видна роль среды как активного участника процесса.
4. Наконец, при использовании данного метода не нужно знать формулы всех образующихся в результате реакции веществ – они получаются при выводе уравнения.
К недостаткам метода следует отнести тот факт, что область его применения ограничена водными растворами.
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ уравнений ОBP методом полуреакций:
1. К составлению уравнений подходят с позиций теории электролитической диссоциации: формулы восстановителя, окислителя и продуктов их взаимодействия записывают в ионном виде. Формулы неэлектролитов, слабых электролитов, газообразных веществ и практически нерастворимых веществ, записывают в молекулярном виде (в виде формульных единиц).
2. Уравнивают схемы полуреакций по числу атомов, суммарному числу и знаку электрических зарядов в левой и правой частях (о правилах составления схем полуреакций смотри ниже).
3. Подбирают дополнительные множители по числу электронов в полуреакциях окисления и восстановления и на основе равенства числа отданных и принятых электронов.
4. В соответствии с дополнительными множителями суммируют левые и правые части схем полуреакций.
5. После приведения подобных членов получают сокращенное ионное уравнение реакции.
6. Переносят коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, формулы которых отсутствуют в ионном уравнении (т. е. дополняют запись уравнения).
7. Проводят проверку числа атомов элементов (обычно по числу атомов кислорода).
В итоге получается уравнение окислительно-восстановительной реакции.
ОСОБЕННОСТИ СОСТАВЛЕНИЯ СХЕМ ПОЛУРЕАКЦИЙ
Часто ион-окислитель (или восстановитель) и продукт его восстановления (или окисления) отличаются по содержанию атомов кислорода. Здесь возможны случаи:
а) если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся из вещества кислород в виде оксид-ионов [О2–] (а эти ионы не существуют в свободном виде в растворе и потому условно изображены в квадратных скобках) связываются в кислой среде ионами Н+ в воду, а в нейтральной и щелочной среде связываются молекулами воды в гидроксид-ионы:
кислая среда: [О2–] + 2Н+ Н2О
нейтральная или щелочная среда: [О2–] + Н2О 2ОН–
б) если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их компенсируется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов:
кислая или нейтральная среда: Н2О [О2–] + 2Н+
щелочная среда: 2ОН– [О2–] + Н2О
Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту, а для создания щелочной среды – раствор едкого кали или едкого натра.
Применим сказанное выше к конкретным примерам.
Пример 19. Составьте методом полуреакций уравнение реакции окисления нитрита натрия перманганатом калия: а) в кислой среде; б) в щелочной среде; в) в нейтральной среде.
Решение. В кислой среде. Схема процесса:
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Составляем схемы полуреакций окисления-восстановления:
NO2– + H2O NO3– + 2H+
(недостаток кислорода компенсируется за счет молекулы воды, от которой оксид-ион [О2–] переходит в нитрат-ион, и отщепляются два иона Н+).
MnO4– + 8H+ Mn2+ + 4H2O
(для связывания 4-х оксид-ионов в молекулы воды требуется 8 ионов Н+).
Затем уравниваем левую и правую части по числу зарядов и находим сомножители:
окисление: |
NO2– + H2O NO3– + 2H+ + 2е |
5 |
восстановление: |
MnO4– + 8H+ + 5е Mn2+ + 4H2O |
2 |
Суммируем левую часть полуреакции окисления с левой частью полуреакции восстановления, а правую часть полуреакции окисления с правой частью полуреакции восстановления с учетом сомножителей. Баланс по электронам уже достигнут, их в уравнении опускают:
5NO2– + 5H2O + 2MnO4– + 16H+ = 5NO3– + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O.
Приводим подобные члены и получаем сокращенное ионное уравнение:
5NO2– + 2MnO4– + 6H+ = 5NO3– + 2Mn2+ + 3H2O.
По сокращенному ионному уравнению проводим расстановку коэффициентов в уравнении реакции в общем виде:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Далее следует произвести проверку по числу атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
В щелочной среде. Схема реакции:
NaNO2 + KMnO4 + КОН NaNO3 + К2MnO4 + H2O.
Составляем схемы полуреакций и уравниваем их по числу атомов:
окисление: NO2– + 2OH– NO3– + H2O
(недостаток кислорода восполняется за счет гидроксид-ионов);
восстановление: MnO4– MnO42–
(число атомов элементов не меняется, изменяется заряд ионов).
Уравниваем полуреакции по числу зарядов и находим сомножители:
NO2– + 2OH– NO3– + H2O + 2е |
1 |
MnO4– + 1е MnO42– |
2 |
Суммируем полуреакции окисления и восстановления:
NO2– + 2OH– + 2MnO4– = NO3– + H2O + 2MnO42–.
По сокращенному ионному уравнению составляем уравнение в общем виде:
NaNO2 + 2KMnO4 + 2КОН = NaNO3 + 2К2MnO4 + H2O.
Проверка по числу атомов обязательна!
В нейтральной среде. Схема реакции:
NaNO2 + KMnO4 + H2O NaNO3 + MnO2 + KOH.
окисление: |
NO2– + H2O NO3– + 2H+ + 2е |
3 |
восстановление: |
MnO4– + 2H2О + 3е MnО2 + 2OН– |
2 |
3NO2– + 2MnO4– + 7H2О = 3NO3– + 6H+ + 2MnО2 + 8OН–;
вместо 6H+ + 8OН– будет 6H2О + 2OН–.
После приведения подобных членов получаем:
3NO2– + 2MnO4– + H2О = 3NO3– + 2MnО2 + 2OН–;
3NaNO2 + 2KMnO4 + H2O 3NaNO3 + 2MnO2 + 2KOH.
В этих примерах мы видим, что окислителем и восстановителем были одни и те же вещества, но в зависимости от среды получились различные продукты реакции.
Но заучивать наизусть подобные уравнения ни в коем случае не следует. Следует запомнить некоторые правила изменения степеней окисления элементов или превращений веществ в зависимости от среды.
Очень часто используемый в качестве окислителя перманганат-ион претерпевает изменения, которые можно представить в виде схемы:
Часто используемый в реакциях окисления-восстановления пероксид водорода может проявлять окислительно-восстановительную двойственность: он может выступать как окислитель:
Но, встречаясь с очень сильными окислителями (перманганат калия, персульфат аммония), пероксид водорода выступает как восстановитель:
Н2О2 – 2е О2 + 2Н+.
Часто в окислительно-восстановительных реакциях в качестве окислителей используются хроматы и дихроматы, в которых степень окисления хрома равна +6. Хром восстанавливается в таких случаях до иона Cr3+. Не следует забывать о том, что хроматы и дихроматы взаимно переходят друг в друга в зависимости от среды без изменения степени окисления:
– в щелочной среде:
– в кислой среде:
И снова рассмотрим некоторые примеры, на которых объяснение становится более понятным.
Пример 20. Составьте уравнение реакции для процесса:
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 …
Решение. Cr2O72– – окислитель,
SO32– – восстановитель.
Неполная схема процесса:
SO32– + Cr2O72– SO42– + Cr3+ + …
Остальные продукты реакции получим при выводе уравнения реакции.
Уравнения полуреакций:
SO32– + H2O SO42– + 2H+ + 2е |
3 |
Cr2O72– + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
3SO32– + 3H2O + Cr2O72– + 14H+ 3SO42– + 6H+ + 2Cr3+ + 7H2O
3SO32– + Cr2O72– + 8H+ 3SO42– + 2Cr3+ + 4H2O
По сокращенному ионному уравнению восстанавливаем уравнение в общем виде:
3Na2SO4 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O.
Пример 21. Пероксид водорода в кислой среде по отношению к сульфату железа (II) является окислителем. Составьте уравнение реакции методом полуреакций.
Решение. Н2О2 – окислитель, FeSO4 – восстановитель. Согласно условию, среда кислая, значит, включаем в схему реакции формулу серной кислоты:
H2O2 + FeSO4 + H2SO4 …
Fe2+ Fe3+ + 1е |
2 |
H2O2 + 2H+ + 2e 2H2O |
1 |
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ 2Fe3+ + 2H2O
2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 2H2O
Пример 22. Пероксид водорода в кислой среде по отношению к перманганату калия является восстановителем. Составьте уравнение реакции методом полуреакций.
Решение. Н2О2 – восстановитель, KMnO4 – окислитель.
Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 …
H2O2 O2 + 2H+ + 2е |
5 |
MnO4– + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O |
2 |
5H2O2 + 2MnO4– + 6H+ 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5O2 + 2MnSO4 + 8H2O
А вот еще один весьма интересный способ расстановки коэффициентов – метод Гарсиа.