Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При составлении ОВР решаются две задачи: 1) написать возможные продукты реакции и 2) уравнять реакцию. Для решения первого вопроса необходимо определить окислитель и восстановитель, знать возможные с.о. элементов-участников ОВР и предположить, до какой с.о. может пройти окисление и восстановление. Для того, чтобы уравнять реакцию, используют метод баланса. Будем использовать метод электронного баланса.

Рассмотрим алгоритм написания ОВР на примере простой реакции, в которой участвуют два вещества – окислитель и восстановитель.

Al + O₂ →

На первом этапе определим окислитель и восстановитель. Для этого выясним исходные с.о. элементов. В нашей реакции участвуют простые вещества, следовательно, с.о. алюминия и кислорода – 0. Алюминий – металл, для металлов 0 – минимальная с.о., значит алюминий – восстановитель. Кислород – окислитель. Алюминий повысит свою с.о. До какой? Для ответа на этот вопрос, необходимо знать характерные с.о. элементов. В случае алюминия – все просто: в соединениях он проявляет постоянную с.о., равную +3 (это можно определить, рассмотрев электронную конфигурацию атома алюминия по таблице Менделеева). Кислород понизит свою с.о. до -‑2 (наиболее характерная с.о. кислорода). Т.о., можем записать продукт реакции – оксид алюминия Al₂O₃:

Al + O₂ → Al₂O₃.

Составим электронный баланс уравнения. Для этого выпишем отдельно окислитель и восстановитель и процесс отдачи и принятия электронов:

Al⁰ -3e^- → Al³⁺

O₂ + 4e^- → 2O^2-

Для нахождения коэффициентов ставим рядом с продуктами число электронов таким образом, чтобы электроны, которые принял окислитель, оказались у восстановителя, а электроны восстановителя – у окислителя, т.е. крест-накрест:

Al0 -3e- → Al3+
O2 + 4e- → 2O2-

Полученные коэффициенты запишем в уравнение реакции:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

В сложных реакциях помимо окислителя и восстановителя участвует вещество, выполняющее роль среды в растворе: кислота, щелочь или вода. Образование тех или иных продуктов в реакции часто зависит от среды (см. табл. 1).

Таблица 1. Продукты восстановления некоторых ионов в различных средах

Исходный ион	Среда	Продукт	Наблюдаемый эффект
перманганат-ион MnO4- (темно-фиолетовый)	Н+	Mn2+	обесцвечивание раствора
Н2О	MnO2	выпадение бурого осадка
ОН-	MnO4-2	темно-зеленый раствор
дихромат-ион Cr2O72- (оранжевый)	Н+	Cr3+	зеленый раствор
хромат-ион CrO42- (желтый)	ОН-	Cr3+	зеленый раствор

 

Рассмотрим реакцию

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ →

Для того, чтобы написать продукты реакции действуем следующим образом.

1) Определяем окислитель и восстановитель, проставив с.о. элементов в соединениях. В перманганате калия у марганца с.о. +7 – максимальная с.о. марганца, значит перманганат – окислитель. В нитрите натрия азот – в промежуточной с.о. +3, в данном случае – восстановитель. Серная кислота выполняет роль среды в растворе – кислая среда.

2) Определяем продукты реакции. Согласно таблице 1 перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺. Для того, чтобы написать продукт в молекулярном виде, воспользуемся ионами из среды. В нашем случае, среда - серная кислота, значит продукт будет содержать сульфат-ионы – MnSO₄. Нитрит натрия NaN⁺³O₂, будучи восстановителем, окисляется, повышает свою с.о. до максимальной (для азота это +5), значит продукт – нитрат натрия, NaNO₃. Все неиспользованные ионы соединяем с сульфат-ионами, H⁺ дает воду. Т.о., можем записать уравнение реакции:
KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

3) Уравниваем реакцию. Сначала с помощью электронного баланса определяем коэффициенты окислителя и восстановителя и записываем их в уравнение:

Mn+7 +5e- → Mn2+
N3+ -2e- → N5+

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

Дальнейшее уравнивание осуществляем в следующем порядке:
К⁺ → SO₄^2- → H⁺.

В конце − проверка по О в левой и правой частях уравнения.

Окончательно имеем:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

Электрохимические процессы

Простейшей окислительно-восстановительной системой является пластинка металла, погруженная в раствор соли этого металла. На границе металл-раствор происходит реакция:

Ме⁰ – ne^- → Meⁿ⁺

Ионы металла с поверхности переходят в раствор, пластина заряжается отрицательно. За счет электростатического притяжения на границе металл-раствор концентрируются положительно заряженные ионы, т.е. образуется двойной электрический слой. Т.о. на границе металл-раствор возникает скачок потенциала или электродный потенциал.

Рассмотрим систему, состоящую из цинковой пластины в растворе ZnSO₄ и медной пластины в растворе CuSO₄. Металлические пластины называются электродами.

На цинковом электроде идет реакция окисления (цинк достаточно активный металл, легко окисляется – см. ряд напряжения металлов, он составлен в порядке уменьшения активности металла, способности окисляться):

Zn − 2e^- → Zn²⁺

Цинковая пластина заряжается отрицательно. На границе металл –раствор возникает потенциал j(Zn²⁺/Zn).

На медной пластине идет реакция восстановления ионов из раствора (т.к. медь – пассивный металл, трудно окисляется, но легко восстанавливаются ионы меди):

Cu + 2e^- → Cu²⁺

Медная пластина заряжается положительно. На границе металл –раствор возникает потенциал j(Cu²⁺/Cu).

Вопрос, какие из металлов окисляются либо восстанавливаются при контакте с растворами своих солей решается исходя из их электрохимической активности (см. ряд напряжения металлов). Чем выше находится металл в ряду напряжений, тем он более электрохимически активен, т.е. тем легче окисляются его атомы, но труднее восстанавливаются его ионы.

При соединений пластин металлическим проводником, а растворов – пористой перегородкой, в системе начинает протекать электрический ток. А полученная система есть простейший химический источник тока – гальванический элемент. Медно-цинковый элемент носит название элемент Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент (г.э.) – устройство, в котором энергия окислительно-восстановительных реакций на электродах превращается в электрическую энергию. Получение полезной электрохимической работы в гальваническом элементе возможно за счет пространственного разделения процессов окисления и восстановления. Процессы в г.э. протекают самопроизвольно.

Электрод, на котором идет процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором идет процесс восстановления, называется катодом.

Если элемент Даниэля-Якоби присоединить к внешнему источнику тока, подать на цинковый электрод отрицательный потенциал, а на медный электрод положительный потенциал, то на электродах будут протекать процессы, противоположные самопроизвольным:

Zn²⁺ + 2e^- → Zn

Cu - 2e^- → Cu²⁺

В этом случае электрохимическая цепь будет называться электролитической ячейкой, и в ней будет протекать электролиз.

Электролиз – окислительно-восстановительная реакция на электродах, протекающая под действием внешнего источника электрического тока.

Анод и катод как в гальваническом элементе, так и в электролитической ячейке определяются по процессу, протекающему на электроде. Знаки же электродов в гальваническом элементе и при электролизе меняются на противоположные. Это легко увидеть на схемах электрохимических цепей. Слева обычно записывают анод. После разделительной черты указывают ион и его концентрацию (С₁) в прианодном пространстве. Далее двойная вертикальная черта, после нее концентрация иона (С₂) в прикатодном пространстве и материал катода.

Схема гальванического элемента	Схема электролитической ячейки
А(-) Zn|Zn2+(C1)||Cu2+(C2)|Cu K(+)	A(+) Cu|Cu2+(C1)||Zn2+(C2)|Zn K(-)