Окислительно-восстановительные реакции: материалы для закрепления и углубления знаний учащихся
учебно-методический материал по химии (11 класс)

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Метод электронного баланса

Изменение степени окисления элементов при окислительно – восстановительных реакциях обусловлено распространением электронов между окислителем и восстановителем. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах, для чего составляют электронные уравнения и на их основе вычисляют коэффициенты.

Пример 1. Окислительно – восстановительная реакция идет по схеме:

Подберите коэффициенты в уравнении методом электронного баланса.

Решение.  Прежде всего поставим степени окисления для атомов тех элементов, которые ее изменили, после чего схема принимает вид:

Сера отдает электроны и повышает степень окисления от -2 до 0. Сероводород – восстановитель. Марганец присоединяет 5 электронов, понижая степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия – окислитель. Составляем электронные уравнения для процессов окисления и восстановления и находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, помня о том, что число отданных электронов должно быть равно числу принятых:

            |        |  2  процесс восстановления

                           восстановитель  |            |  5 процесс окисление

Кроме окислителя и восстановителя в реакции участвует серная кислота, которая образует сульфаты марганца и калия.

Подставляем найденные коэффициенты сначала при окислителе и восстановителе, а затем – при остальных веществах. Полное уравнение принимает вид:

Для проверки правильности составленного уравнения подсчитываем число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 Пример 2. Окисление меди азотной кислотой протекает по схеме:

Из которой видно, что окислитель – азотная кислота – выполняет одновременно функцию солеобразователя.

Решение. По методы электронного баланса:

                                   |        |  3  окисление

                                          окислитель   |          |  2  восстановление

Две молекулы HNO3 окисляют три атома меди,  образуя две молекулы NO, а шесть молекул HNO3 дополнительно расходуются на образование трех молекул нитрата меди.

Окончательное уравнение реакции:

В таблице (Приложение 2) представлены продукты восстановления различных кислот в реакциях с металлами. В таблице учитывается положение металла в электрохимическом ряду напряжения металлов, а также концентрации кислот.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Для ОВР, протекающих в растворах, существенную роль играет среда раствора, так как часто продукты восстановления большинства окислителей зависят от реакции среды, в которой протекает данная ОВР. Метод электронного баланса для таких ОВР имеет ряд недостатков: не учитывает реально существующие ионы в растворе; не позволяет прогнозировать продукты ОВР.

В ионно-электронном методе коэффициенты находят с помощью электронно-ионных уравнений. Последние отличаются от электронных тем, что в них учитывают ионы, реально существующие в  водном растворе.

При составлении электронно-ионных уравнений следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но, весьма часто, и их состава, например, при восстановлении перманганат – иона по схеме  и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в растворе ионов H+ и . Если реакция идет в кислой среде, то при составлении полуреакций используют ионы Н+ или молекулы воды; в щелочной среде – ионы  или молекулы воды; в нейтральной среде – молекулы воды, H+ и .

При составлении полуреакций необходимо обратить внимание на число атомов кислорода в исходных и в образующихся ионах. Если исходные ионы содержат кислорода больше, чем образующиеся, то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами H+ в воду, а в нейтральных и щелочных растворах – в гидроксид-ионы:

Если же исходные ионы содержат меньше атомов кислорода, чем образующиеся, то недостаток атомов кислорода восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды:

а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов:

При выводе ионно-электронных уравнений сильные электролиты следует записывать в виде ионов; малорастворимые, малодиссоциированные и летучие соединения – в виде молекул; ионы, не изменяющиеся в результате реакции, в схему не вносят.

Рассмотрим последовательность, которой рекомендуется придерживаться при составлении окислительно – восстановительных реакций.

Пример 1.  При окислении K2SO3 перманганатом калия в кислой среде последний восстанавливается в ионы

Решение. Составляем электронно-ионные уравнения по этапам.

1 этап. 

Так как в ионе  содержится кислорода больше, чем в образующемся, то избыток кислорода в кислой среде связывается ионами Н+, образуя воду (для связывания четырех ионов  требуется восемь ионов Н+):

Чтобы стрелку заменить знаком равенства, надо, чтобы равенство было не только по числу атомов элементов, но и по зарядам.

Подсчитаем число зарядов в левой и правой частях:

Для сохранения равенства зарядов левую часть схемы следует дополнить пятью электронами:

2 этап. Составляем полуреакцию процесса окисления:

Так как в исходном ионе содержится меньше кислорода, чем в образующемся, то недостаток атомов кислорода восполним за счет молекулы воды:

Число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях схемы; для восполнения условия равенства зарядов из левой части вычитаем два электрона:

3 этап. Запишем  две полуреакции вместе и по правилам нахождения наименьшего кратного определим множители, на которые надо умножить обе полуреакции:

 | 2

      | 5

Производим сокращение:

Из этого уравнения видно, что окисление ионов  в ионы  перманганат-ионами  сопровождается связыванием ионов Н+, которые идут на образование воды. Следовательно, кислая среда является необходимым условием этой реакции.

4 этап. Составляем молекулярное уравнение. Для этого к левой части ионного уравнения приписываем каждому иону противоион, такое же число ионов приписываем к правой части уравнения:

При написании продуктов реакции необходимо учитывать, что каждый ион из верхней строчки соединится с противоположным ионом из нижней (2 иона  с 2 ионами ) и оставшиеся в нижней строчки ионы (2 иона К+ и 1 ион ) соединяются между собой.

Записываем молекулярное уравнение:

Пример 2. Восстановление дихромата калия концентрированной соляной кислотой протекает по схеме:

                                                 | 2 | 1                                                                            

                                              | 6 | 3

Восстановитель (HCl) в ходе реакции дополнительно выполняет функцию солеобразователя. Одна молекула K2Cr2O7 окисляет шесть модекул HCl, образуя три молекулы хлора (3Cl2), а восемь молекул HCl расходуются на образование солей (2KCl+2CrCl3).

Пример 3. Реакция окисления хлорида хрома (III) бромной водой протекает в щелочной среде по схеме:

Из этого ионного уравнения видна роль щелочи: окисление ионов  в  бромом сопровождается потреблением ионов .Поэтому реакцию надо проводить в щелочной среде.

4) 

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Отд ельно следует отметить способы уравнивания ОВР в органической химии. Рассмотрим реакцию окисления толуола в бензойную кислоту ( окислитель – перманганат калия в сернокислой среде). Уравнять такую ОВР можно двумя способами. Первый способ предполагает запись химических формул веществ в виде эмпирических (брутто-) формул:

C7-8/7H8 +KMn+7O4+ H2SO4 = C7-2/7H6O2 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

Составив электронный баланс с использованием дробных степеней окисления углерода, определяем соответствующие коэффициенты:

С7-8.7 – 6е = С7-2.7   | 5 (ставим перед молекулой толуола и продуктом его окисления )

                               |

Mn+7 + 5e = Mn+2  | 6 (ставим перед молекулой KMnO4 и продуктом его восставновления)

Конечное уравнение имеет вид:

5 C7-8/7H8 + 6KMn+7O4+ 9H2SO4 = 5C7-2/7H6O2 +6 Mn+2SO4 + 3K2SO4 + 14H2O

Возможен другой (более простой) способ уравнивания ОВР в органической химии. Запишем ту же самую реакцию в виде  частично сокращенных структурных формул и определим степени окисления только у тех атомов атомов углерода, которые изменяют её. При этом мы не станем учитывать связи углерод-углерод, а будем считать только связи углерода с водородом (+1), кислородом (-2), а также другими гетероатомами (S, N). Иначе говоря, будем рассматривать группу атомов, в составе которых содержится атом угдерода, изменяющий свою степень окисления, как нейтральную молекулу:

C6H5 – (C-3H3)0 + KMn+7O4 + H2SO4 = C6H5 –(C+3OOH)0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O.

Cоставляем электронный баланс и приходим к тому же результату, что и выше:

С-3 – 6е = С+3         | 5 (ставим перед молекулой толуола и продуктом его окисления )

                               |

Mn+7 + 5e = Mn+2  | 6 (ставим перед молекулой KMnO4 и продуктом его восставновления)

Этот метод уравнивания органических ОВР особенно полезен, когда в правой части уравнения появляются атомы углерода в различных соединениях и с разными степенями окисления ( тогда способ уравнивания по эмпирическим формулам уже неприменим).

В качестве примера рассмотрим уравнение реакции окисления этилбензола перманганатом калия:

C6H5 – (C-2H2 – C-3H3) + + KMn+7O4 + H2SO4 = C6H5 –(C+3OOH)0 + C+4O2 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O.

C-2 – 5e = C+3       |всего отдает 12 электронов |  5

C-3 – 7e = C+4       |                                         |

Mn+7 + 5e = Mn+2| принимает 5 электронов      |  12

В результате получаем:

5C6H5 – (C-2H2 – C-3H3) +  12KMn+7O4 + 18H2SO4 = 5C6H5 –(C+3OOH)0 +5 C+4O2 + 12Mn+2SO4 +6 K2SO4 + 28H2O.

Следует отметить, что прогнозирование продуктов органических ОВР является не простой задачей. Особенно это касается продуктов окисления органических соединений в ОВР с участием таких окислителей, как перманганат-  и дихромат-ионы в различных средах. В связи с этим в данной методической разработке представлена таблица (Приложение 3), в которой даны типичные примеры органических ОВР с указанием целевых продуктов, а также влияние условий протекания ОВР на целевые продукты.