4.3.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом (методом полуреакций)

Существуют два основных способа уравнивания окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса рассматривает изменение степени окисления каждого атома, изменяющего свою валентность:

4 Fe + 3 O₂  2 Fe₂O₃

Fe  Fe³⁺ + 3e (× 4)

O₂ + 4e  2 O^2– (× 3).

В принципе, этот метод, позволяет уравнять любую окислительно-восстановительную реакцию. Однако при его практическом использовании выявляются два серьёзных недостатка. Во-первых, в некоторых случаях атомам приходится приписывать необычные или даже дробные степени окисления (KO₃^–1/3, Na₂S₂⁺²O₃, Na₂S₄^+2,5O₆, Fe₃^+8/3O₄), что затрудняет понимание химизма процессов. Во-вторых, во многих случаях, например, при расчете величины окислительно-восстановительного потенциала в аналитической химии, необходимо знать, в виде каких реальных частиц (атомов, ионов, молекул) и с какой концентрацией присутствуют в растворе реагирующие вещества. Например, в растворе K₂Cr₂O₇ имеются ионы Cr₂O₇^2– но не ионы Cr⁺⁶ .

Ионно-электронный метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций учитывает те реальные частицы, которые находятся в растворе, и именно этот метод используется при изучении последующих химических дисциплин – аналитической, физической и коллоидной химии.

Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следует придерживаться определённой поcледовательности действий.

1) Определить, какие элементы изменяют степень окисления.

2) Сделать запись схемы реакции в ионно-молекулярном виде (сильные электролиты при этом записываются в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул) и выяснить, таким образом, в составе каких реальных частиц участвуют в окислительно-восстановительной реакции атомы этих элементов; записать процесс превращения исходных веществ в конечные продукты.

3) Уравнять, если это требуется, в левой и правой частях составляемого уравнения число атомов, меняющих степень окисления.

4) Уравнять число атомов кислорода и водорода, используя водород- и кислородсодержащие частицы, имеющиеся в водном растворе – H₂O, H⁺, OH^–; для уравнивания атомов кислорода и водорода существуют определённые правила (см. ниже примеры реакций).

5) Уравнять суммы зарядов ионов в левой и правой частях уравнений процессов окисления (восстановления), добавляя в ту или иную сторону требуемое число электронов.

6) Составить ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, предварительно уравняв число отданных и принятых электронов.

7) Записать уравнение реакции в молекулярном виде.

Ниже этот порядок действий рассматривается на примерах конкретных химических реакций.

Пример 4.1 Na₂SO₃+KMnO₄+H₂SO₄  Na₂SO₄+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

1) Mn⁺⁷  Mn⁺² (восстановление); S^+4–  S⁺⁶ (окисление).

2) 2 Na⁺ + SO₃^2– + K⁺ + MnO₄^– + 2 H⁺ + SO₄^2–   Na⁺ + SO₄^2– + Mn²⁺ + SO₄^2– + 2 K⁺ + SO₄^2– + H₂O

MnO₄^–  Mn²⁺

SO₃^2–  SO₄^2–

3) Число атомов Mn и S не требует уравнивания.

4) В правой части реакции восстановления MnO₄^–  Mn²⁺ имеет место недостаток четырёх атомов кислорода, который можно устранить, добавив туда 4 H₂O, а в левую часть 8 H⁺ (реакция протекает в кислой среде). Аналогично, в реакции окисления SO₃^2–  SO₄^2– недостаток одного атома кислорода в левой части уравнения можно устранить, записав влево одну молекулу H₂O, а вправо – два иона H⁺:

MnO₄^– + 8 H⁺  Mn²⁺ + 4 H₂O

SO₃^2– + H₂O  SO₄^2– + 2 H⁺.

Если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения на каждый недостающий атом кислорода следует записать одну молекулу Н₂О, а в другую – два иона Н⁺.

5) MnO₄^– + 8 H⁺ + 5e^–  Mn⁺² + 4 H₂O

SO₃^2– + H₂O  SO₄^2– + 2 H⁺ + 2e^–

6 ) Если сложить два уравнения процесса окисления и процесса восстановления, то получится уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярном виде. Однако ионно-электронные уравнения можно складывать лишь в том случае, если число электронов, принятых окислителем равно числу электронов, отданных восстановителем.

MnO₄^– + 8 H⁺ + 5e^–  Mn⁺² + 4 H₂O ×2 (принято 10 электронов)

SO₃^2– + H₂O  SO₄^2– + 2 H⁺ + 2e^– ×5 (отдано 10 электронов)

2 MnO₄^– + 16 H⁺ + 5SO₃^2– + 5H₂O  2Mn⁺² + 8H₂O + 5SO₄^2– + 10H⁺

Сокращая ионы Н⁺ и молекулы Н₂О в левой и правой частях, окончательно получим 2 MnO₄^– + 6 H⁺ + 5 SO₃^2–  2 Mn⁺² + 5 SO₄^2– + 3 H₂O .

7) Для получения уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде необходимо каждый ион из ионно-молекулярного уравнения «связать» с соответствующими противоположно заряженными ионами, записав каждое участвующее в реакции вещество в виде молекул:

2 KMnO₄+ 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄  5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ +3 H₂O.

Пример 4.2 Cl₂ + KOH  KCl + KClO₃ + H₂O

1) Cl⁰  Cl^–1 (восстановление); Cl⁰  Cl⁺⁵ (окисление).

2) Cl₂ + K⁺ + OH^–  K⁺ + Cl^– + K⁺ + ClO₃^– + H₂O

Хлор до реакции находится в виде молекулы Cl₂, а после реакции в виде ионов ClO₃^– и Cl^–. Cl₂  Cl^– Cl₂  ClO₃^–

3) В обоих составляемых уравнениях необходимо уравнять атомы хлора.

Cl₂  2 Cl^– Cl₂  2 ClO₃^–

4) Реакция протекает в щелочной среде. Правило уравнивания атомов кислорода в щелочной среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеет место недостаток атомов кислорода, то в эту часть уравнения на каждый недостающий атом кислорода следует записать два иона OH^–, а в другую часть уравнения – одну молекулу H₂O. Процесс восстановления Cl₂  2 Cl^– не требует уравнивания атомов кислорода. В левой части уравнения реакции окисления Cl₂  2 ClO₃^– недостаёт шести атомов кислорода. Этот недостаток можно устранить, добавив влево 12 ионов OH^– (по 2 иона ОН^– на каждый недостающий атом кислорода), а в правую часть 6 молекул H₂O:

Cl₂  2 Cl^–

Cl₂ + 12 OH^–  2 ClO₃^– + 6 H₂O .

5 ) и 6) Cl₂ + 2 e^–  2 Cl^– 5

Cl₂ + 12 OH^–  2 ClO₃^– + 6 H₂O + 10 e^– 1

6 Cl₂ + 12 OH^–  10 Cl^– + 2 ClO₃^– + 6 H₂O

3 Cl₂ + 6 OH^–  5 Cl^– + ClO₃^– + 3 H₂O

7. 3 Cl₂ + 6 KOH  5 KCl + KClO₃ + 3 H₂O

Пример 4.3 KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O  MnO₂ + NaNO₃ + KOH

1) Mn⁺⁷  Mn⁺²; N⁺³  N⁺⁵ .

2) K⁺ + MnO₄^– + Na⁺ + NO₂^– + H₂O  MnO₂ + Na⁺ + NO₃^– + K⁺ + OH^–

MnO₄^–  MnO₂

NO₂^–  NO₃^–

3) Число атомов Mn и N не требует уравнивания.

4) Исходные вещества находятся в нейтральной среде, т.к. в левой части уравнения реакции нет ни кислоты, ни щёлочи. Если и среди продуктов реакции нет ни кислоты, ни щёлочи, то атомы кислорода и водорода можно уравнивать в соответствии с правилами либо для кислой, либо для щелочной среды. Если одним из продуктов реакции является кислота, то уравнивать атомы кислорода и водорода следует по правилу для кислой среды, если щёлочь – по правилу для щелочной среды. В рассматриваемой реакции одним из продуктов является гидроксид калия, поэтому уравнивание атомов кислорода нужно провести по правилу для щелочной среды.

MnO₄^– + 2 H₂O  MnO₂ + 4 OH^–

N O₂^– + 2 OH^–  NO₃^– + H₂O

5) и 6) MnO₄^– + 2 H₂O + 3 e^–  MnO₂ + 4 OH^– 2

NO₂^– + 2 OH^–  NO₃^– + H₂O + 2 e^– 3

2MnO₄^– + 3NO₂^– + 6OH^– + 4H₂O  2MnO₂ + 3NO₃^– + 8OH^– + 3H₂O

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + H₂O  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + 2 OH^–

7) 2 KMnO₄ + 3 NaNO₂ + H₂O  2 MnO₂ + 3 NaNO₃ + 2 KOH

Если бы в данном случае не было известно, в какой среде находятся продукты реакции, и была бы предпринята попытка уравнять атомы кислорода по правилу для кислой среды, то получился бы следующий результат.

MnO₄^– + 4 H⁺ + 3 e^–  MnO₂ + 2 H₂O 2

NO₂^– + H₂O  NO₃^– + 2 H⁺ + 2 e^– 3

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + 8 H⁺ + 3 H₂O  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + 6 H⁺ + 4 H₂O

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + 2 H⁺  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + H₂O

В левой части полученного ионно-молекулярного уравнения оказались ионы Н⁺, хотя реакция должна начинаться в нейтральной среде. После получения такого результата нужно либо использовать другое правило уравнивания атомов кислорода, либо преобразовать полученное уравнение, добавив в обе его части 2 иона ОН^– для «связывания» ионов водорода.

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + 2 H⁺ + (2 ОН^–)  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + H₂O + (2 ОН^–)

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + 2 H₂O  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + 2 ОН^– + H₂O

2 MnO₄^– + 3 NO₂^– + H₂O  2 MnO₂ + 3 NO₃^– + 2 ОН^–

Пример 4.4 K₂Cr₂O₇ + N₂H₄ + H₂SO₄  N₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

1) Cr⁺⁶  Cr⁺³ N^–2  N⁰

2) и 3) 2K⁺+Cr₂O₇^2–+N₂H₄+2H⁺+5SO₄^2–N₂+2Cr³⁺+SO₄^2–+2K⁺+SO₄^2–+H₂O

Cr₂O₇^2–  2 Cr³⁺

N₂H₄  N₂

4) Для составления ионно-электронного уравнения, соответствующего превращению гидразина (N₂H₄) в азот, необходимо в правой части схемы N₂H₄  N₂ устранить недостаток четырёх атомов водорода. Правило уравнивания атомов водорода в кислой среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, имеется недостаток атомов водорода, то в эту часть уравнения следует записать нужное число ионов Н⁺. Cr₂O₇^2– + 14 H⁺  2 Cr³⁺ + 7 H₂O

N₂H₄  N₂ + 4 H⁺

5 ) и 6) Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^–  2 Cr³⁺ + 7 H₂O 2

N₂H₄  N₂ + 4 H⁺ + 4e^– 3

2 Cr₂O₇^2– + 3 N₂H₄ + 28 H⁺  4 Cr³⁺ + 3 N₂ + 12 H⁺ + 14 H₂O

2 Cr₂O₇^2– + 3 N₂H₄ + 16 H⁺  4 Cr³⁺ + 3 N₂ + 14 H₂O

7. 2 K₂Cr₂O₇ + 3 N₂H₄ + 8 H₂SO₄  3 N₂ + 2 Cr₂(SO₄)₃ + 2 K₂SO₄ + 14 H₂O.

Пример 4.5 KMnO₄ + NH₃  N₂ + MnO₂ + KOH + H₂O

1) Mn⁺⁷  Mn⁺⁴ N^–3  N⁰

2) и 3) K⁺ + MnO₄^– + NH₃  N₂ + MnO₂ + K⁺ + OH^– + H₂O

MnO₄^–  MnO₂

2 NH₃  N₂

4) Ионно-электронное уравнение окисления аммиака требует уравнивания атомов водорода. Правило уравнивания атомов водорода в щелочной среде: если в какой-либо части составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в щелочной среде, имеется избыток атомов водорода, то в эту часть уравнения на каждый избыточный атом водорода следует записать один ион OH^–, а в другую часть уравнения – одну молекулу Н₂О.

MnO₄^– + 2 H₂O  MnO₂ + 4 OH^–

2 NH₃ + 6 OH^–  N₂ + 6 H₂O

5) и 6) MnO₄^– + 2 H₂O + 3e^–  MnO₂ + 4 OH^– 2

2 NH₃ + 6 OH^–  N₂ + 6 H₂O + 6e^– 1

2 MnO₄^– + 4 H₂O + 2 NH₃ + 6 OH^– 2 MnO₂ + N₂ + 8 OH^– + 6 H₂O

2 MnO₄^– + 2 NH₃  2 MnO₂ + N₂ + 2 OH^– + 2 H₂O

7. 2 KMnO₄ + 2 NH₃  2 MnO₂ + N₂ + 2 KOH + 2 H₂O

Пример 4.6 Cu(OH)₂ + HCHO  Cu₂O + CO₂↑ + H₂O .

1) Cu⁺²  Cu⁺¹ C⁰  C⁺⁴

2) и 3) В данном уравнении Cu(OH)₂ – нерастворимое в воде соединение, H₂O – слабодиссоциирующее вещество, а HCHO и CO₂ – неэлектролиты, поэтому начать записывать ионно-электронные уравнения следует таким образом.