Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)

 

 

 

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (О) понимают стехиометрическую валентность со знаком (+) или (-). Знак (+) приписывают более электроположительному элементу (металлу), а (–) более электроотрицательному (неметаллу). Окисление-восстановление - это единый, взаимосвязанный процесс.

Окисление соответствует увеличению степени окисления элемента, а восстановление - ее уменьшению.

Степень окисления простых ионов совпадает с их зарядом: Fe³⁺, K⁺, Cl^— и т. д. Степень окисления сложного нона совпадает с его зарядом (NH₄⁺), (SO₄^2—), (PO₄^3—) и. т. д.

Степень окисления атома внутри сложного иона или молекулы прямо не связана с зарядом на этом атоме. Например, заряд атома Сr в молекулах CrCl₂, CrCl₃, K₂CrO₄ равен 1,9; 1,3 и 0,2 заряда электрона (со знаком '+'), а степени окисления - +2, +3 и +6 соответственно. Нахождение степени окисления основывается на следующем правиле: сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона. Атом, находящийся в высшей степени окисления, может быть только окислителем, если он находится в низшей степени окисления - только восстановителем, а если он обладает промежуточной степенью окисления, то может быть и окислителем и восстановителем. Например: N⁺⁵ (HNO₃), S⁺⁶ (H₂SO₄) — проявляют только окислительные свойства (высшая степень окисления); N⁺⁴ (NO₂), S⁺⁴ (SO₂) — проявляют окислительные и восстановительные свойства (промежуточные степени окисления); N^-3 (NH₃), S^-2 (H₂S) — проявляют только восстановительные свойства (низшие степени окисления).

Для реакций окисления-восстановления применяют два метода составления уравнений: метод баланса степеней окисления и метод полуреакций.

---

Метод баланса степеней окисления

 

При этом методе для нахождения коэффициентов учитывают правило, согласно которому общее изменение степеней окисления в реакции равно нулю, то есть повышение степени окисления восстановителя равно ее понижению у окислителя.

Пример 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в уравнениях:
Уравнения электронного баланса:
 

Изменение степеней окисления ( ) восстановителя должно быть равно изменению степени окисления ( ) окислителя, Общее наименьшее кратное для изменения степеней окисления и   равно десяти. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

В данной реакции окислителем является KMnO₄, в котором атом марганца уменьшает свою степень окисленности от +7 до +2, а восстановителем является Н₃PO₃, в котором фосфор увеличивает свою степень окисленности от +3 до +5. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Пример 2. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, принимая максимальное восстановление последней.
Решение.
Цинк (как любой металл) проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р- элемента VI А группы равна -2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в уравнениях:
Уравнения электронного баланса:
 

 

Составляем уравнение реакции:

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Перед H₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, так как четыре молекулы кислоты идут на связывание четырех ионов Zn²⁺ (то есть H₂SO₄ - и окислитель, и среда реакции).

При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем. Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды, Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.

В данной реакции окислителем является H₂SO₄, в котором атом серы уменьшает свою степень окисленности от +6 до -2, а восстановителем является Zn, в котором он увеличивает свою степень окисленности от 0 до +2. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

---

Метод полуреакций

 

В тех случаях, когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не из изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества). В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно- восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ноны, не изменяющие своего состояния, - исключать из уравнения.

Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме. Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального) для таких реакций в ионной схеме кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ионы Н⁺ или ион ОН^—, или молекула Н₂0).

Пример 3. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:
КMnO₄ + КNO₂ + Н₂SO₄ → МnSO₄ + KNO₂ + K₂SO₄ + Н₂O.
Решение.
Записываем реакцию в ионном виде:

MnO₄^— + NO₂^— + 2H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^— + Н₂О

K⁺ и SO₄^2— остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что перманганат-ион MnO₄^— превращается в Мn²⁺ и при этом освобождаются четыре частицы кислорода.
В кислой среде каждая освобождающаяся частица кислорода связывается с 2H⁺ с образованием молекулы воды.
Отсюда следует: MnO₄^— + 8Н⁺ → Mn²⁺ + 4Н₂0.
Находим разницу зарядов  = (+2)-(+7) = -5 (знак ‘-‘ показывает, что протекает процесс восстановления).
Для второго процесса, превращения NO₂^— в NO₃^—, недостающий кислород берется из воды, и в результате образуется избыток ионов H⁺:
NO₂^— + Н₂0; = NO₃^— + 2H⁺ = 1-(-1) = 2 (знак ‘+‘ показывает, что протекает процесс окисления).
Таким образом, получаем:
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
       Восстановитель 2  MnO₄^— + 8Н⁺ —5  → Mn⁺² + 4Н₂0; = -5 окисление;
       Окислитель 5 NO₂^— + Н₂0 + 2  → NO₃^— + 2H⁺;  = 2 восстановление.
Умножая члены первого уравнения на 2. а второго - на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:

Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:

2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O

По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами.
В щелочной среде каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН^—), а каждая недостающая - берется из 2ОН^— - ионов с образованием одной молекулы воды.
В нейтральной среде каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с одной молекулой Н₂0, образуя 2ОН^— - нона, а каждая недостающая берется из воды с освобождением двух ионов водорода (2Н⁺).
Если в окислительно-восстановительной реакции участвует перекись водорода (Н₂О₂), надо учитывать роль Н₂О₂ в конкретной реакции. В Н₂О₂ кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому перекись водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н₂О₂ является окислителем, полуреакции имеют следующий вид:

Н₂О₂ + 2H⁺ —2 → 2H₂O;  = -2 (кислая среда);
Н₂О₂ —2 → 2OH^—;  = -2 (нейтральная и щелочная среда).
Если перекись водорода является восстановителем:

Н₂О₂ + 2 →  O₂ + 2H⁺;  = +2 (кислая среда);
Н₂О₂ + 2ОН^— + 2 → O₂ + 2H₂O;  = +2 (нейтральная и щелочная среда).
 

---

Типы окислительно-восстановительных реакций

 

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяются степени окисления атомов элементов, входящих в состав разных веществ. Реакции, рассмотренные в примерах 1-3, относится к этому типу. Например:

Пример 4. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Составляем уравнения ионно-молекулярного баланса, получим:

Восстановитель   процесс окисления;
Окислитель        процесс восстановления.

В данной реакции окислителем является KMnO₄, в котором атом марганца уменьшает свою степень окисленности от +7 до +6, а восстановителем является КОН, в котором кислород увеличивает свою степень окисленности от -2 до 0. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

2. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации).
В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Реакции диспропорционировация характерны для соединений или элементов веществ, соответствующих одной из промежуточных степеней окисления элемента. Например:

Пример 5. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Уравнения электронного баланса:
Восстановитель  процесс окисления;
Окислитель       процесс восстановления
Данная реакция относится к реакции диспропорционирования, потому что сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисленности атомов одного и того же элемента (фосфора), находящегося в одном веществе (Р).

Пример 6. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Уравнения электронного баланса:
Восстановитель  процесс окисления;
Окислитель  процесс восстановления.
Данная реакция относится к реакции диспропорционирования, потому что сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисленности атомов одного и того же элемента (кислорода), находящегося в одном веществе (пероксид водорода Н₂О₂).

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, при котором происходит выравнивание степеней окисленности атомов элемента, находящихся в одном и том же веществе, называется внутримолекулярным окислением-восстановлением (реакция конпропорционирования). Например:

Пример 7. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
NH₄NO₂ = N₂ + H₂O
Решение.
N^-3H₄N⁺³O₂ = N₂⁰ + H₂O
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
Восстановитель  процесс окисления;
Окислитель        процесс восстановления
Ионно-молекулярная форма процесса:

NH₄⁺ + NO₂^- = N₂ + 2O^2-

молекулярная форма процесса:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

В данной реакции атомы азота, находящиеся в нитрите аммония NH₄NO₂, изменяют свои степени окисленности один с -3 до 0, другой с +3 до 0. Процесс, в результате которого происходит выравнивание степеней окисленности атомов элемента, находящихся в одном и том же веществе, называется внутримолекулярным окислением-восстановлением (реакция конпропорционирования).
 

---