Метод електронного балансу.

В цьому методі порівнюють ступені окиснення атомів у вихідних і кінцевих речовинах, керуючись правилом: число електронів, які віддає відновник, повинно дорівнювати числу електронів, які приєднав окисник. Для складання рівнянь потрібно знати формули реагуючих речовин і продуктів реакції.

Розглянемо застосування цього методу на прикладі:

KМnO₄ + H₂SO₄ + H₂S → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O

Зазначимо зміну ступенів окиснення атомів до і після реакції.

С кладаємо електронні рівняння, тобто зображуємо процеси віддавання і приєднання електронів.

Множники 2 і 5 зрівнюють число відданих і приєднаних електронів (по найменшому кратному).

Знаходимо коефіцієнти біля окисника і відновника

2KMnO₄ + H₂SO₄ + 5H₂S → 2MnSO₄ + S⁰ + K₂SO₄ + H₂O

а потім біля інших реагуючих речовин остаточне рівняння реакції матиме вигляд:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5H₂S → 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O

Правильність написання рівняння підтверджується підрахунком числа атомів кожного елемента (в останню чергу оксигену) в обох частинах рівняння.

Йонно-електронний метод

Цей метод базується на складанні йонних рівнянь для процесу окиснення і процесу відновлення з наступним підсумовуванням їх у загальне рівняння. Як приклад складаємо рівняння тієї самої реакції, яку використовували при пояснені методу електронного балансу.

В даній реакції для зв’язування 4 атомів оксигену, які входять до складу MnO₄¯, необхідні 8 Н⁺ і тоді утворюються 4 молекули Н₂О. Складний йон MnO₄¯ переходить в Mn²⁺, а для дотримання умови збереження зарядів потрібно до лівої частини схеми додати 5 електронів:

MnO₄^- + 8Н ⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O

Це перша напівреакція – процес відновлення окисника, тобто перманганат-йона MnO₄¯.

Друга напівреакція – процес окиснення відновника H₂S.

H₂S^-2 – 2ē = S° + 2H⁺

Для складання загального рівняння реакції потрібно рівняння напівреакцій почленно додати, попередньо зрівнявши числа відданих і прийнятих електронів. У цьому випадку за правилами знаходження найменшого кратного визначають відповідні множники, на які множаться рівняння напівреакцій. Скорочено запис робиться так:

2 MnO₄^-+ 5H₂S + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 5S° + 10H⁺ + 8H₂O

І скоротивши на 10Н⁺, остаточно дістанемо:

2MnO₄^- + 5H₂S + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5S + 8H₂O

М етодом напівреакцій складається рівняння реакцій в йонній формі. Щоб від нього перейти до рівняння реакцій в молекулярній формі, у лівій і правій частинах рівняння до кожного аніона добираємо відповідний катіон, а для кожного катіона – аніон, після чого йони об’єднуємо в молекули.

Окисно-відновну спроможність речовин визначає окисно-відновний потенціал реакції (редокс-потенціал). Окисна спроможність речовин тим вища, чим більш позитивне значення окисно-відновного потенціалу реакції.

В загальному вигляді зворотно електрохімічну реакцію окиснення-відновлення можна записати рівнянням:

O_x + nē = Red,

де О_х – окиснена форма речовин;

Red – відновлена форма речовин.

Рівняння окисно-відновного потенціалу (Eọ_x/Red) для цієї реакції має вигляд:

E_Ox/Red = Eº_Ox/Red + lg ,

де Eº_Оx/Red – стандартний окисно-відновний потенціал

С_Ох і С_Red – концентрації окисненої і відновленої форм речовин.

Експериментальна частина.

Дослід 1. Відновні властивості металів.

В пробірку налийте невелику кількість розчину купрум (ІІ) сульфату і занурте в нього залізний гвіздок. Через 5 хв. вийміть гвіздок. Що відклалося на його поверхні? Складіть рівняння реакції. Зробіть висновок.

Дослід 2. Окиснення калій йодиду калій йодатом.

В пробірку налийте 2 краплі розчину КІ, прилийте 5 крапель 1н розчину H₂SO₄ і додайте 2 краплі KIO₃. Що відбувається? Докажіть наявність йоду в розчині (додайте 1 краплю крохмалю). Складіть рівняння реакції.

Дослід 3. Окиснення калій нітрату калій біхроматом.

В пробірку налийте 3 краплі розчину калій біхромату, прилийте 5 крапель 1н розчину H₂SO₄ і додайте 3 краплі калій нітриту. Як змінюється колір розчину? Складіть рівняння реакції.

Дослід 4. Вплив рН середовища на характер відновлення калій перманганату.

В три пробірки налийте по 4 краплі розчину калій перманганату. В одну пробірку прилийте 3 краплі 1М розчину сульфатної кислоти, в другу – таку ж кількість води, в третю – 4 краплі розчину лугу. В усі три пробірки прилийте по 3-4 краплі розчину натрій сульфату. Відзначте зміну кольору розчинів перманганату в кожній з пробірок. Сполуки мангана в різних ступенях його окиснення мають характерне забарвлення: йон MnO₄^- - має малинове забарвлення, йон MnO₄^2- - зелене, йон Mn²⁺ - слабко-рожеве, а при малій концентрації практично безбарвне. Бурий колір мають осади MnO₂ і Mn(OH)₂.

а) Напишіть три рівняння проведених реакцій і підберіть для них коефіцієнти, методом електронного балансу.

б) На основі електродних потенціалів систем:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O Eº = 1,5 В

MnO₄^- + 2H₂O + 3ē = MnO₂ + 4OH^- Eº = 0,6 В

MnO₄^- + ē = MnO₄² Eº = 0,564 В

Визначте, в якому середовищі окисні властивості йону MnO₄^- виражені сильніше.