Часто бувають випадки, коли в рівнянні є сполуки, до складу яких не входять елементи, що змінюють ступінь окиснення. У цьому разі коефіцієнти перед такими сполуками ставлять в останню чергу. Розгляньмо випадок взаємодії міді з концентрованою нітратною кислотою:

У цьому разі змінюють ступені окиснення Купрум і Нітроген. Складемо для них електронний баланс:

У цьому разі перед сполуками, до складу яких

входить Купрум (Cu і Cu(NO3 )2 ) , стоїть коефіцієнт 1, а перед сполуками з Нітрогеном (HNO3 та NO2) — 2. Але, як видно з рівняння, не всі атоми Нітрогену змінюють ступені окиснення: частина їх без змін входить до складу купрум(ІІ) нітрату й для обчислення коефіцієнта перед нітратною кислотою їх також треба враховувати. Оскільки перед атомами Купруму коефіцієнт одиниця, то для утворення однієї «молекули» купрум(ІІ) нітрату витрачається два атоми Нітрогену. До цього слід додати ще два атоми Нітрогену, які витрачаються на утворення нітроген діоксиду, й тоді перед HNO3 треба поставити коефіцієнт 4. Після цього обчислюємо коефіцієнт перед Н2О. Серед реагентів Гідроген входить тільки в нітратну кислоту. З урахуванням коефіцієнта перед нею в реакції беруть участь 4 атоми Гідрогену, отже перед водою має стояти коефіцієнт 2. Виходячи із цього, одержуємо:

Cu +4HNO3 → Cu(NO3 )2 +2NO2 +2H2O.

Якщо після всіх міркувань ви все ж таки маєте сумнів у правильності розставлених коефіцієнтів, то їх можна перевірити за допомогою так званої контрольної суми. Зазвичай таку перевірку проводять за числом атомів Оксигену, тому що він входить до більшості сполук: сума атомів Оксигену у всіх реагентах має дорівнювати сумарному числу атомів Оксигену в продуктах реакції. У цьому разі і в реагентах, і в продуктах реакції сума атомів Оксигену дорівнює 12, отже, коефіцієнти розставлені правильно.

Окрімтого,слідсказатищепрооднуособливість складання рівнянь окиснення та відновлення. Часто серед продуктів або реагентів зустрічаються прості речовини, які складаються з двохатомних молекул (O2, Cl2, Br2 тощо). Тільки в цьому випадку в рівняннях окиснення й відновлення ці речовини записують у вигляді молекул. Наприклад, розгляньмо взаємодію етилену з киснем:

У цьому разі ступені окиснення змінюють атоми Карбону й Оксигену. Однак оскільки в реакції бере участь кисень, то в напівреакції відновлення слід записувати молекулу кисню. Але індекс при атомі Карбону в етилені при складанні напівреакції окиснення не враховується. У підсумку одержуємо:

ному рівнянні необхідно враховувати, що в молекулу етилену входять два атоми Карбону. Окрім того, у продуктах реакції атоми Оксигену входять

в обидва продукти, отже коефіцієнт перед Н О

2

ставлять за залишковим принципом: перед CO2, виходячи із сумарного рівняння, необхідно поставити коефіцієнт 4, отже, на карбон діоксид витрачається 8 атомів Оксигену, тоді на воду зали-

шається 6 і перед Н О ставлять коефіцієнт 6:

2

2C2H6 +7O2 →4CO2 +6H2O.

Звісно ж, розглянуті приклади є досить простими й у наведених рівняннях реакцій коефіцієнти можна розставити й без застосування електронного балансу, але існує досить багато реакцій, в яких без балансу розставити коефіцієнти складно.

електроліз розчинів та розплавів електролітів

Сукупність ОВР, які протікають на елек­ тродах у розчинах та розплавах електролітів при пропусканні через них електричного струму, називають електролізом. На підставі етимології слова можна сказати, що електроліз (від елект­ ро… і грец. лізіс — розклад) — це розклад під дією електричного струму.

При проведенні електролізу на електроди накладається зовнішнє електричне поле, під дією якого відбуваються реакції. Під час електролізу електрична енергія перетворюється в хімічну.

На катоді джерела струму відбувається процес передачі електронів катіонам з розчину або розплаву, тому катод є відновником. На аноді відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є окисником.

Під час електролізу як на аноді, так і на катоді можуть відбуватися конкуруючі реакції. При проведенніелектролізузвикористаннямінертного (який не витрачається) електрода (наприклад, графіту або платини), як правило, у розчинах конкуруючими є два окисних і два відновних процеси: на аноді — окиснення аніонів і гідроксид-іонів,

ана катоді — відновлення катіонів солей та йонів Гідрогену H+.

При проведенні електролізу з використанням активних (що витрачаються) електродів процеси ускладнюються: на аноді відбувається, окрім окиснення аніонів та гідроксид-іонов, також окиснення матеріалу анода (анодне розчинення); на катоді, окрім відновлення катіонів солей та йонів H+, відбувається відновлення катіонів металу, що утворилися при розчиненні анода.

Для того щоб вибрати найбільш імовірний процес, необхідно виходити з тези, що протікає та реакція, яка вимагає найменшої затрати енергії. Це означає, що відновлюються найбільш активні окисники,

аокиснюються найбільш активні відновники.

електроліз розплавів солей

Розгляньмо на прикладі розплаву натрій хлориду. У розплаві натрій хлориду наявні йони натрію Na+ і хлорид-йони Cl—. Йони Натрію прямують до негативно зарядженого катода, на якому протікає реакція:

Na+ +e →Na0.

У свою чергу, хлорид-іони прямують до позитивно зарядженого анода, на якому віддають свої електрони, унаслідок чого протікає реакція:

Сумарне рівняння реакції

2NaCl = 2Na0 +Cl20.

Електроліз розплавів використовують для добування високоактивних металів, які неможливо отримати за допомогою електролізу розчинів. Також широко розповсюджений електроліз алюміній оксиду, за допомогою якого в промисловості добувають алюміній:

Al2O3

↓

2Al2O3 = 4Al0 +3O20 .

електроліз розчинів електролітів

Електроліз розплавів енергетично менш вигідний порівняно з електролізом розчинів, тому що більшість електролітів плавляться при високих температурах. Тому частіше користуються електролізом розчинів.

При електролізі розчинів, на відміну від електролізу розплавів, може протікати велика кількість конкуруючих реакцій, тому при електролізі розчинів електролітів з інертним електродом дотримуються таких правил:

1. При електролізі розчинів, що містять аніони F— , SO24− , NO3− , PO34− , відбувається окиснення гідроксид-іонов, які завжди в тій або іншій кількості є у воді:

4OH− −4e →O2 +2H2O.

2.При окисненні галогенід-іонів утворюються вільні галогени:

2Hal− −2e →Hal2 ↑.

3.При окисненні аніонів органічних кислот відбувається процес:

2RCOO− −2e →R −R +2CO2 ↑.

4.При електролізі розчинів солей, що містять катіони, розташовані в ряді активності металів лівіше алюмінію, на катоді виділяється водень унаслідок відновлення йонів H+, які завжди є у водних розчинах, у результаті реакції:

2H+ +2e →H2 ↑.

5.При електролізі розчинів солей, що містять катіони, розташовані в ряді активності металів між алюмінієм та воднем, на катоді можуть протікати як конкуруючі процеси відновлення катіонів металів, так і виділення водню:

Katn+ +ne →Kat0.

6.При електролізі розчинів солей, що містять катіони, розташовані в ряді активності металів правіше водню, відбувається відновлення катіонів металів.

Розгляньмо кілька випадків електролізу вод-

них розчинів різних солей. Найбільш простий випадок, коли сіль складається з йонів, які підлягають правилам 2 та 6. Наприклад, купрум(ІІ) хлорид. У цьому разі на катоді відновлюються йони Cu2+, а на аноді — Cl—.

CuCl↓ 2

Сумарне рівняння реакції

CuCl2 = Cu0 +Cl20 .

У результаті електролізу на катоді виділяється металічна мідь, а на аноді — газуватий хлор.

Якщо ж до складу солі входять йони активного металу, наприклад, натрій бромід, то на катоді відновлюються йони H+ (правила 4 та 2):

NaCl↓+ H2O

(—) Катод ←Na+ +H+ +Cl− +OH− → Анод (+)

день, на аноді — хлор, а в розчині залишаються йони Натрію та гідроксид-іони, утворюючи луг