Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій за допомогою іонно-електронного методу або методу напівреакцій окиснення й відновлення розглядають як самостійні процеси. Наприклад, для наведеної вище реакції визначають не ступені окиснення відповідних атомів, а заряди іонів, що беруть участь в окисненні та відновленні.

При складанні іонно-електричних рівнянь напівреакцій дотримуються певного порядку:

1) якщо вихідна речовина містить більше атомів Оксиґену, ніж продукт реакції, то у ліву частину напівреакції додають стільки іонів Гідрогену, скільки треба для зв’язування Оксиґену, а у праву частину напівреакції додають відповідне число молекул води;

2) у довідкових таблицях знаходять значення стандартних відновних потенціалів: І₂ + 2e = 2I^–; │ 5 φ^O = + 0,54 В

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4H₂O; │ 2 φ^O = + 0,51 В

Напівреакцію з меншим значенням потенціалу, яка відіграє роль відновника, переписують у зворотному напрямку, а знак потенціалу змінюють на протилежний;

3) число електронів кожної напівреакції повинно дорівнювати сумарній зміні зарядів іонів. Для цього рівняння кожної напівреакції множать на такий множник, щоб зрівняти кількість втрачених і приєднаних електронів;

4) після цього рівняння обох напівреакцій підсумовують і одержують збалансоване іонне рівняння повної реакції:

2I^– + 2e = І₂; │ 5 φ^O = – 0,54 В

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4H₂O; │ 2 φ^O = + 0,51 В______________

10І^– + 2MnO₄^– + 16Н⁺ = 5І₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Позитивне значення ЕРС підтверджує можливість перебігу реакції в цілому. Розглянутий метод базується на законах збереження атомів і зарядів, а також надає можливість оцінювати глибину перетворення на основі стандартних відновних потенціалів напівреакцій.

Питання для самоперевірки

1. Які речовини можуть бути тільки окисниками, а які тільки відновниками, а які можуть виявляти як окисні так і відновні властивості в окисно-відновних реакціях?

2. Які окисно-відновні реакції називаються реакціями диспропорціонування? Наведіть приклади.

3. Які реакції називаються реакціями внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення? Наведіть приклади.

Контрольні завдання

1. Складіть електронні і молекулярні рівняння і вкажіть, який процес – окиснення чи відновлення відбувається в наступних перетвореннях : As³⁺  As⁵⁺; N³⁺  N^3–; S^2–  S⁰.

2. Виходячи зі ступеня окиснення фосфору в сполуках – К₃Р, Н₃РО₄, Н₃РО₃ – визначте, яка з них є тільки окиснювачем, яка тільки відновником, а яка може виявляти як окисні, так і відновні властивості. Чому? Напишіть рівняння реакцій, що підтверджують Ваші міркування.

3. Складіть рівняння напівреакцій окиснення чи відновлення з урахуванням кислотності середовища :

а) кисле середовище: б) нейтральне середовище: в) лужне середовище:

NO₃^–  NO; NO₂^–  NO₃^–; CrO₂^–  CrO₄^2–;

MnO₄^–  Mn²⁺ ; MnO₄^–  MnO₂; Al⁰  AlO₂^–;

2Cr³⁺  Cr₂O₇^2– ; SO₃^2–  SO₄^2–; NO₃^–  NH₃⁰ .

4. Чому азотиста кислота може виявляти як окисні, так і відновні властивості? Закінчити рівняння окисно-відновної реакції: КMnО₄ + КNО₂ + Н₂SO₄  …, склавши схему йонно-електронного балансу. Які властивості нітриту калію виявляються в цій реакції?

5. Складіть іонно-електронні рівняння і підберіть коефіцієнти методом іонно-електронного балансу для наступних окисно-відновних реакцій :

а) К₂Cr₂O₇ + НСl +  …; б) Аu + НNO₃ + НСl  …...

6*. а) Zn + НNO₃  …; б) FeSO₄ + КСlО₃ + Н₂SO₄  ….....

7*. а) NаCrО₂ + Вr₂ + NаOН  …; б) FeS + НNO₃  ….....

8*. а) Р + НСlО₃ + Н₂О  …; б) Н₃AsO₃ + КMnO₄ + Н₂SO₄  ….....

9*. а) КСlО₃ + Nа₂SO₃  …; б) КMnO₄ + НВr  ….....

10*. а) Н₂S + Сl₂ + Н₂О  …; б) К₂Cr₂O₇ + Н₂S + Н₂SO₄  ….....

11*. а) MnO₂ + КІ + Н₂SO₄  …; б) К₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + Н₂SO₄  ….....

12. Скільки грамів сульфіту натрію (Nа₂SO₃) знадобиться для відновлення в присутності сірчаної кислоти 0,05 л розчину перманґанату калію з еквівалентною молярною концентрацією 0,1 моль/л?

Відповідь : 0,315 г.

13. Чи можлива реакція між КСlО₃ і MnО₂ у кислому середовищі, якщо

 ⁰(СlО₃^–/Сl₂) = 1,47 В, а  ⁰(MnО₄^–/MnО₂) = 1,69 В?

_____________________________________________

*Дивіться умову задачі № 5.

14. У якому напрямку перебігатиме реакція: СuS + Н₂O₂ + НСl  СuСl₂ + S+ +Н₂O, якщо ^o(2H⁺ + S/Н₂S) = 0,141 В, а ^o(Н₂О₂/Н₂О) = 1,77 В?

15. Які властивості має азотна кислота? Напишіть рівняння реакцій азотної кислоти з фосфором, магнієм, сріблом.

16. Чим пояснити окисні властивості діоксиду свинцю? Закінчите рівняння реакцій : а) РbО₂ + Mn(NО₃)₂ + НNО₃  НMnО₄ + …; б) РbО₂ + НСl_(конц.)  ….

17. Чим пояснити відновні властивості хлористого олова? Закінчіть рівняння реакцій : а) SnСl₂ + ВіСl₃ + КОН  …; б) SnСl₂ + НgСl₂  ….

18. До підкисленого розчину йодиду калію (КІ) додали 0,04 л розчину нітриту калію (КNО₂) з еквівалентною молярною концентрацією 0,3 моль/л. Обчисліть масу виділеного йоду й об’єм оксиду азоту (ІІ), що утворився (н.у.).

Відповідь : 1,52 м; 0,27 л.

19. Завершіть рівняння окисно-відновної реакції: Н₂S + К₂Cr₂O₇ + Н₂SO₄ , склавши схему йонно-електронного балансу. Визначте еквівалент відновника.

20. Складіть рівняння реакцій диспропорціонування :

а) Н₂MnО₄  MnО₂ + НMnО₄ + Н₂О;

б) КВrО  КВrО₃ + КВr;

в) Сl₂ + NаOН  NаСl + NаСlО + Н₂О.

Приклади виконання завдань

Приклад 1. Скласти рівняння реакції окиснення сульфіту натрію перманґанатом калію в кислому середовищі методом іонно-електронного балансу. Реакція йде за схемою

Nа₂SO₃ + KMnО₄ + H₂SO₄  Nа₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Розв’язання. Для написання ОВР визначають сполуки, у яких атоми елементів змінюють ступені окиснення. Це сірка (+4  +6) і марганець (+7  +2). Сірка в ході реакції окислюється, а марганець відновлюється. Потім виписують молекули та йони, у яких відбуваються зміни ступенів окиснення атомів і пишуть рівняння півреакцій.

Рівняння півреакції окиснення сірки: SО₃^2– + H₂O – 2е^–  SО₄^2– + 2Н⁺.

Нестачу атомів кисню у лівій частині поповнюють за рахунок води, а в правій частині з’являються два протони (надлишковий додатний заряд), що врівноважується відніманням двох електронів у лівій частині.

Рівняння півреакції відновлення: MnО₄^- + 8Н⁺ + 5е^–  Mn²⁺ + 4H₂O.

Міркують аналогічно: надлишковий кисень зв’язується вісьмома йонами Н⁺. Таким чином, додані йони водню перетворюються у чотири молекули води. Сумарний заряд у правій частині дорівнює +7, у лівій – +2. Отже, у підсумку реакції відновлення повинно бути використано 5 електронів. Оскільки відношення чисел електронів, прийнятих при відновленні та відданих при окисненні, становить 5 : 2, то, додаючи рівняння півреакцій окиснення та відновлення, перше з них треба домножити на 5, а друге – на 2.

SО₃^2– + H₂O – 2е^–  SО₄^2– + 2Н⁺. 5

MnО₄^– + 8Н⁺ + 5е^–  Mn²⁺ + 4H₂O. 2

5SО₃^2– + 5H₂O + 2MnО₄^– + 16Н⁺  5SО₄^2– + 10Н⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O.

Скоротивши подібні доданки в обох частинах рівняння, маємо

5SО₃^2– + 2MnО₄^– + 6Н⁺  5SО₄^2– + 2Mn²⁺ + 3H₂O.

Чи у формульному вигляді:

5Nа₂SO₃ + 2KMnО₄ + 3H₂SO₄  5Nа₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Приклад 2. Скласти рівняння реакції окиснення сульфіту натрію перманґанатом калію у нейтральному середовищі методом іонно-електронного балансу. Реакція йде за схемою: Nа₂SO₃ + KMnО₄ + H₂O  Nа₂SO₄ + MnО₂ + КОН.

Розв’язання. У ході реакції окиснюється сірка (+4  +6) та відновлюється марганець (+7  +4). Виписуємо молекули та йони, у яких відбувається зміна ступенів окиснення, і пишемо рівняння півреакцій.

Рівняння півреакції окиснення сірки: SО₃^2– + H₂O – 2е^–  SО₄^2– + 2Н⁺.

Вихідний іон містить менше атомів кисню, і нестачу їх усувають за рахунок води, надлишковий водень у правій частині подано у вигляді катіонів водню, а у лівій частині виявляються два надлишкових електрони.

Рівняння півреакції відновлення: MnО₄^– + 2H₂O + 3е^–  MnО₂ + 4ОН^–.

Вихідний іон містить більше атомів кисню, ніж продукт реакції, тому вивільнюваний кисень зв’язують двома молекулами води до гідроксид-іонів. Сумарний заряд у правій частині дорівнює (–1), а в лівої – (– 4). Отже, у підсумку реакції відновлення повинно бути використано 3 електрони. Оскільки відношення чисел електронів, прийнятих при відновленні та відданих при окисленні, становить 3 : 2, то, при додаванні рівнянь півреакцій окиснення та відновлення, перше множимо на 3, а друге – на 2.

SО₃^2– + H₂O – 2е^–  SО₄^2– + 2Н⁺. 3

MnО₄^–+ 2H₂O + 3е^–  MnО₂ + 4ОН^– . 2

3SО₃^2– + 3H₂O + 2MnО₄^– + 4H₂O  3SО₄^2– + 6Н⁺ + 2MnО₂ + 8ОН^–.

Скоротивши подібні доданки в обох частинах рівняння, з огляду на те, що 6Н⁺ + 6ОН^– = 6H₂O, маємо: 3SО₃^2– + 2MnО₄^– + H₂O  3SО₄^2– + 2MnО₂ + 2ОН^–.

Чи у формульному вигляді:

3Nа₂SO₃ + 2KMnО₄ + H₂O  3Nа₂SO₄ + 2MnО₂ + 2КОН.

Приклад 3. Скласти рівняння реакції окиснення сульфіту натрію перманґанатом калію в лужному середовищі методом іонно-електронного балансу. Реакція йде за схемою: Nа₂SO₃ + KMnО₄ + КОН  Nа₂SO₄ + К₂MnО₄ + H₂O.

Розв’язання. У перебігу реакції окиснюється сульфур (+4  +6) і відновлюється манґан (+7  +6). Виписуємо молекули та йони, у яких відбуваються зміни ступенів окиснення, і пишемо рівняння півреакцій.

Рівняння півреакції окиснення сульфіту: SО₃^2– + 2ОН^- – 2е^–  SО₄^2– + H₂O.

Вихідний іон містить менше атомів кисню, і нестачу їх усувають за рахунок гідроксид-іонів, надлишковий водень у правій частині зв’язується у вигляді молекули води, а у лівій частині треба відняти два електрони.

Рівняння півреакції відновлення перманґанату: MnО₄^– + е^-  MnО₄^2–.

Рівність кількостей атомів кожного елемента дотримано, тому зрівнюють заряди додаванням одного електрона у ліву частину. Отже, відношення чисел електронів, прийнятих при відновленні та відданих при окисленні, складає 1 : 2, і при додаванні рівнянь півреакцій окиснення та відновлення, перше множиться на 1, а друге – на 2.

SО₃^2– + 2ОН^– – 2е^–  SО₄^2– + H₂O. 1

MnО₄^– + е^–  MnО₄^2–. 2

SО₃^2– + 2ОН^– + 2MnО₄^–  SО₄^2– + H₂O + 2MnО₄^2–.

Чи у формульному вигляді:

Nа₂SO₃ + 2KMnО₄ + 2КОН  Nа₂SO₄ + 2К₂MnО₄ + H₂O.

Приклад 4. Чи можливо як окиснювач у кислому середовищі використовувати K₂Cr₂O₇ у наступних процесах:

а) 2F^– - 2e^-  F₂; ⁰ = + 2,85 B;

б) 2Br^– - 2e^-  Br₂; ⁰ = + 1,06 B?

Стандартний окисно-відновний потенціал системи:

⁰(Cr₂O₇^2– + 14Н⁺/2Cr³⁺ + 7H₂O) = 1,33 B.

Розв’язання. Для визначення напрямку окисно-відновної реакції необхідно визначити ЕРС: ЕРС = ⁰(ок.) – ⁰(відн.),

де ⁰(ок.) і ⁰(відн.) – стандартні потенціали відповідно окисника і відновника. Реакція можлива, якщо ЕРС > 0. Для визначення можливості перебігу окисно-відновної реакції визначаємо ЕРС наступних систем:

а) F₂  2F^–  Cr₂O₇^2– + 14Н⁺  2Cr³⁺ + 7H₂O

ЕРС = 1,33 – 2,85 = – 1,52 В;

б) Br₂  2Br^–  Cr₂O₇^2– + 14Н⁺  2Cr³⁺ + 7H₂O

ЕРС = 1,33 – 1,06 = + 0,27 В.

Таким чином, дихромат калію (K₂Cr₂O₇) може бути використаний як окиснювач тільки для процесу: 2Br^– - 2e^-  Br₂.