11.1.4. Методы составления уравнений овр

1. Метод электронного баланса.

Данный метод является универсальным, используется для определения стехиометрических коэффициентов участников любых ОВР.

Алгоритм метода:

1. Находим атомы, у которых изменяется СО, и составляем схему полуреакций окисления и восстановления с участием этих атомов.

2. Уравниваем каждую полуреакцию, добиваясь:

• материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения)

• баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравнения реакции). Для этого к левой части полуреакции добавляем или вычитаем из неё необходимое количество электронов.

3. Умножаем каждую полуреакцию на коэффициенты:

• учитывающие стехиометрию исходных и образующихся молекул (численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул)

• для достижения электронного баланса: сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

2. Метод электронно-ионного баланса.

ОВР, протекающие в водных растворах, расплавах и других средах с образованием ионов, уравнивают методом электронно-ионного баланса. При составлении полуреакций используются ионы и (или) молекулы, присутствующие в растворе. Если вещество нерастворимо – оно записывается в недиссоциированном виде. Если атомы, у которых изменяются СО, входят в состав сразу нескольких частиц, то используются те частицы, концентрация которых преобладает.

Алгоритм метода:

1. Находим частицы, атомы которых меняют СО, и составляем полуреакции с их участием. При этом необходимо учитывать электролитическую диссоциацию и влияние рН среды (сильные электролиты диссоциируют полностью, слабые кислоты – только в щелочной среде, слабые основания – только в кислой).

2. Уравниваем полуреакции, добиваясь:

• материального баланса. Для достижения материального баланса в водных растворах можно использовать молекулы Н₂О, кроме того, в кислой среде – катионы Н⁺, в щелочной – анионы ОН^-, в нейтральной – или Н⁺, или − OH^- (табл. 11.1).

Таблица 11.1

Использование ОН^- , Н₂О и Н⁺ для уравнивания ОВР

Нарушение материального баланса в левой части	рН<7	pH>7
Недостаток nO2- (Mn2+ → MnO4- )	+ nH2O → + 2nH+ Mn2+ + 4H2O → MnO4- + 8H+	+2nOH → + nH2O Mn2+ +8OH-→MnO4- + 4H2O
Недостаток mH+ (O2 → 2H2O)	+mH+ O2 +4H+ → 2H2O	+mH2O → +mOH- O2 +2H2O → 4OH-

• баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов всех ионов и электронов в левой и правой частях уравнения). Для этого к левой части полуреакции добавляем или вычитаем из неё необходимое количество электронов.

3. Умножаем полуреакции на коэффициенты, добиваясь выполнения условия: число отданных электронов (в полуреакции окисления) равно числу принятых электронов (в полуреакции восстановления).

4. Складываем обе полуреакции, в результате чего получаем запись уравнения в ионной форме.

5. Добавляем к левой и правой частям ионного уравнения одинаковое количество противоионов и записываем уравнение в молекулярной форме.

Рассмотрим реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя. При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O

электронный баланс

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
S+4 – 2ē ® S+6	5

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

Реакции в нейтральной среде

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O ® 3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂¯ + 2KOH

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	3
Mn+7 + 3ē ® Mn+4	2

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- ® 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2- ® 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ® K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	1
Mn+7 + 1ē ® Mn+6	2

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	1
MnO41- + ē ® MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- ® SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Вышерассмотренные реакции можно изобразить схематично: