Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

Существуют несколько методов составления уравнений реакций. Рассмотрим два из них: метод электронного баланса и ионно-электронный.

Метод электронного баланса предполагает, что число электронов, отданных всеми атомами восстановителя, должно быть равно числу электронов, которые приняли все атомы окислителя (с учётом коэффициентов перед молекулами веществ в уравнении реакции).

 

Уравнивание методом электронного баланса предполагает следующие шаги:

KMnO₄ + HBr à Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O

1. Записываем степени окисления всех элементов:

K⁺ Mn⁷⁺ O^2- ₄ + H⁺ Br ^- à Br₂⁰ + K⁺ Br ^- + Mn²⁺ Br ^- ₂ + H⁺ ₂O^2-.

2. Выписываем пары элементов, которые изменили степень окисления:

Mn⁷⁺…à Mn²⁺;

Br ^-…à Br₂⁰.

3. Составляем уравнение электронного баланса:

Mn⁷⁺ + 5e à Mn²⁺ ∙ 2

2Br ^- – 2e à Br₂⁰ ∙ 5

 

4. Складываем ионные уравнения для того, чтобы показать – число отданных восстановителем электронов действительно равно числу электронов, принятых окислителем:

2Mn⁷⁺ + 10e +10Br ^- -10e à 2Mn²⁺ + 5Br₂ .

5. Указываем окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления:

Mn⁷⁺ (в составе KMnO₄) – окислитель, процесс восстановления;

Br ^- (в составе KBr) – восстановитель, процесс окисления.

6. Составляем молекулярное уравнение и уравниваем его:

2KMnO₄ + 16HBr à 5Br₂ + 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O.

Метод электронного баланса используют для подбора коэффициентов в уравнениях реакций между веществами, не находящимися в водном растворе, а также между веществами в водном растворе, если эти вещества и продукты реакции – неэлектролиты:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂,

Fe^III + 3 e ^- = Fe⁰ 2

C^II - 2 e ^- = C^IV 3.

Для веществ, в которых одновременно окисляются (или восстанавливаются) атомы двух элементов, и для молекулярных простых веществ расчет ведут на одну формульную единицу (молекулу) вещества:

} -11 e^- 4

4Fe(S₂) + 11O₂ = 2 Fe₂O₃ + 8SO₂,

Fe^II - 1 e ^- = Fe^III

}

2S ^{- I} - 10 e ^- = 2S^IV

O₂⁰ + 4 e ^- = 2O ^{- II} +4 e ^- 11.

 

Электронно-ионный метод составления уравнений основан на составлении частных уравнений восстановления ионов /молекулы/ окислителя и окисления иона /молекулы/ восстановителя с последующим суммированием в общее уравнение. Для этого сначала составляют ионную схему реакции, записывая сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты и газы и осадки – в виде молекул. Не изменяющиеся в результате ионы в ионную схему не включаются.

Метод электронно-ионного балансаиспользуют для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов сильных электролитов. Он складывается из следующих этапов:

а) записывают молекулярное уравнение реакции

 

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + H₂O + S¯ + K₂SO₄;

 

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов) или формульные единицы (для слабых электролитов, твердых веществ и газов), которые принимают участие в реакции в качестве окислителя, восстановителя и среды:

 

Cr₂O₇^{2 -} + H⁺ + H₂S =

(здесь Cr₂O₇^{2 -} - окислитель, H⁺ - кислотная среда, H₂S – восстановитель);

в) составляют (на двух следующих строчках, правила составления см. ниже) электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, подбирают дополнительные множители:

полуреакция восстановления Cr₂O₇^{2 -} + 14H⁺ + 6 e^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O 1;

полуреакция окисления H₂S - 2 e^- = S¯ +2H⁺ 3;

 

г) составляют, суммируя уравнения полуреакций, ионное уравнение реакции, т.е. дополняют запись (б):

 

Cr₂O₇^{2 -} + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S¯;

 

д) переносят коэффициенты в молекулярное уравнение реакции и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении, т.е. дополняют запись (а), и проводят проверку (обычно по числу атомов кислорода). Получают уравнение химической реакции с подобранными коэффициентами:

 

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

 

Часто ион-окислитель и продукт его восстановления отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇^{2 -} и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций в них включают пары: H⁺/H₂O – для кислотной среды и OH ^- /H₂O – для щелочной среды. Оксид-ионы, потерянные окислителем, не могут существовать в свободном виде в растворе; они (ниже показаны в квадратных скобках) соединяются в кислотной среде с катионами H⁺, а в щелочной среде – с молекулами H₂O:

 

кислотная среда [O^{2 -} ] + 2H⁺ = H₂O;

щелочная среда [O^{2 -} ] + H₂O = 2OH ^-.

 

Аналогично, недостаток оксид-ионов в формульной единице восстановителя по сравнению с продуктом его окисления (например, SO₃^{2 -} и SO₄^{2 -} ) компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

 

кислотная среда H₂O = [O^{2 -} ] + 2H⁺;

щелочная среда 2OH ^- = [O^{2 -} ] + H₂O.