Приклад. Для даних окисно-відновних реакцій:

1. MnCO₃+ KClO₃MnO₂+ KCl + CO₂;

2. K₂Cr₂O₇+ H₂S + H₂SO₄Cr₂(SO₄)₃+ H₂O + S + K₂SO₄;

3. KMnО₄+ KBr + H₂SO₄…

написати рівняння і зробити розрахунки відповідно до встановленого завдання.

Розвязання

Схема 1. Підбір коефіцієнтів у схемі реакції виконуємо методом електронного балансу, що складається з наступних етапів.

1. Записуємо формули реагентів і продуктів із зазначенням ступенів окиснення (СО) елементів, що входять до даних сполук; знаходимо елементи, що підвищують або знижують свої СО, і виписуємо їх окремо:

+2 +4 –2 +1 +5 –2 +4 –2 +1 –1 +4 –2

MnCO₃ + KClO₃  MnO₂ + КCl + CO₂;

Cl⁺⁵  Cl⁻¹;

Mn⁺²  Mn⁺⁴.

2. Складаємо рівняння напівреакцій відновлення й окиснення, згідно з законами збереження числа атомів і зарядів у кожній напівреакції:

напівреакція відновлення Cl⁺⁵ + 6ē  Cl^1;

напівреакція окиснення Mn⁺² – 2ē  Mn⁺⁴.

Очевидно, що MnCO₃  відновник, а KClО₃  окисник.

3. Підбираємо додаткові множники для рівнянь напівреакцій так, щоб закон збереження заряду виконувався для реакції в цілому; для цього число прийнятих електронів у напівреакції відновлення повинне бути рівним числу відданих електронів у напівреакції окиснення:

1 Cl⁺⁵+ 6ēCl⁻

3 Mn⁺²– 2ēMn⁺⁴.

4. Визначаємо стехіометричні коефіцієнти в схемі реакції

3MnCO₃ + KClО₃ → 3MnО₂ + KCl + CO₂.

5. Зрівнюємо число атомів тих елементів, які не змінюють свого ступеня окиснення в процесі реакції, і одержуємо підсумкове рівняння реакції

3MnCO₃ + KClО₃ → 3MnО₂ + KCl + 3CO₂.

У результаті реакції окисник KClО₃ відновився до KCl. Розраховуємо його масу з умови, що маса відновника (MnCO₃) дорівнює 690 г (якщо вважати, що надана задача в збірнику розташована, наприклад, під № 690).

М(MnCO₃) = 55 + 12 + 16·3 = 115 г/моль; М(KCl) = 39 + 35,5 = 74,5 г/моль.

1. (MnCO₃)  

ν(MnCO₃) = = 6 молів.

2. ν(KCl)  

Відповідно до рівняння реакції складаємо пропорцію

3 Молі MnCo3 утворюють 1 моль kCl

6 Молів MnCo3 – ν моль kCl

ν(KCl) = 2 молі.

3. m(KCl)  ?

m(KCl) = ν(KCl)M(KCl) = 2·74,5 = 149 г.

Відповідь: m(KCl) = 149 г.

Схема 2. Для визначення коефіцієнтів у схемі окисно-відновної реакції, що відбувається у водному розчині за участю іонів, використовуємо метод електронно-іонного балансу, що складається з наступних етапів.

1. Записуємо схему реакції, де вказуємо вихідні речовини і продукти реакції, визначаємо окисник і відновник розрахунком ступенів окиснення окремих елементів (як у схемі 1):

+6 –2 +3 0

К₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + H₂O + S + K₂SO₄;

Cr⁺⁶ Cr⁺³, тобто Cr₂O₇^2  окисник; S⁻²  S⁰, H₂S − відновник; H₂SO₄  кисле середовище реакції.

2. Записуємо електронно-іонні напівреакції, де вказуємо не лише окисник або відновник у вигляді іонів або молекул, які реально існують у розчині, але й іони Н⁺ (кисле середовище), що беруть участь в окисному і відновному процесах; складаємо матеріальний та електронний баланси; визначаємо коефіцієнти в рівнянні поділенням найменшого загального кратного чисел відданих і прийнятих електронів на кількості електронів у напівреакціях:

напівреакція відновлення 1 Cr₂O₇^2+ 14H⁺+ 6ē2Cr³⁺+ 7H₂O

напівреакція окиснення 3 H₂S – 2ēS + 2H⁺.

3. Записуємо сумарне іонне рівняння, підсумовуючи відповідно ліві й праві частини напівреакцій з визначенням коефіцієнтів у вихідному рівнянні:

Cr₂O₇²⁻+ 8H⁺+ 3H₂S2Cr³⁺+ 7H₂O + 3S.

4. Складаємо повне молекулярне рівняння даної реакції

K₂Cr₂O₇+ 3H₂S + 4H₂SO₄Cr₂(SO₄)₃+ 3S + K₂SO₄+ 7H₂O.

Схема 3. Складання рівняння окисно-відновних реакцій за наданою схемою, в якій не позначені продукти реакції, виконуємо методом електронно-іонного балансу на підставі значень стандартних окисно-відновних потенціалів у наступній послідовності.

1. Визначаємо ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин:

+1 +7 –2 +1 –1 +1 +6 –2

KMnO₄+ KBr + H₂SO₄... .

На підставі цього визначаємо можливу хімічну функцію кожної з них. У даному випадку KMnО₄– окисник, тому що Манган має вищий ступінь окиснення, який дорівнює +7; KBr – відновник, тому що Бром має нижчий ступінь окиснення –1; H₂SO₄забезпечує кисле середовище.

2. За табл.6Д знаходимо потенціали напівреакцій:

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5ē ↔ Mn²⁺ + 4H₂O; ⁰ = 1,507 В;

Br₂ + 2ē ↔ 2Br^; ⁰ = 1,06 B.

Із значень потенціалів випливає, що ⁰ _MnO4^ _{+ 8H}⁺_/Mn²⁺ _{+ 4H2O}⁰ _Br2/2Br^, звідси робимо висновок, що MnO₄^ дійсно окисник, а Br^відновник, а також, що напівреакції мають такий напрямок:

напівреакція відновлення MnО₄^ + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O;

напівреакція окиснення 2Br^  2ē → Br₂⁰.

3. Визначаємо коефіцієнти біля окисника і відновника в напівреакціях після поділення найменшого загального кратного чисел відданих та приєднаних електронів у напівреакціях:

2 MnО₄^ + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

5 2Br^  2ē → Br₂⁰.

4. Записуємо сумарне електронно-іонне рівняння, яке одержуємо при складанні відповідно лівих і правих частин напівреакцій з урахуванням визначених коефіцієнтів:

2 MnО₄^ + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

5 2Br^  2ē → Br₂⁰

2MnО₄^+ 16H⁺+ 10Br^→ 2Mn²⁺+ 8H₂O + 5Br₂.

5. Записуємо підсумкове молекулярне рівняння з коефіцієнтами:

2KMnO₄ + 10KBr + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Br₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O.

Розраховуємо для цього процесу значення Е, G⁰_реак. Для визначення електрорушійної сили процесу використовуємо значення стаціонарних окисно-відновних потенціалів окисника і відновника:

E = ⁰_окис  ⁰_відн = ⁰_MnО4^_/Mn²⁺  ⁰_2Br^_/Br2 = 1,507 – 1,06 = 0,447 B.