Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1. Расставить все степени окисления всех элементов. Определить окислитель, восстановитель.

2. Составить уравнение электронного баланса.

3. По правой части электронного баланса написать предполагаемые продукты реакции по окислительно-восстановительному (ОВ) процессу, а также параллельно протекающие процессы – реакции обмена или замещения.

4. Поставить коэффициенты к окислителю и восстановителю согласно уравнению электронного баланса и продуктам их превращения.

5. Уравнять катионы металлов, не участвующих в ОВР

6. Уравнять анион неметалла, не участвующего в ОВР

7. Уравнять количество атомов водорода

8. Подсчитать количество атомов кислород. Если количество атомов кислорода в левой и правой части одинаково, уравнение составлено правильно.

Примечание: указанная последовательность расстановки коэффициентов для кислой среды, в щелочных средах п.5 и п. 6 поменять местами.

Для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ используют так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы (ОВП). Последние выражают работу, которая затрачивается при переходе 1 моль эквивалента вещества из восстановленной формы в окисленную и, наоборот. Потенциал данного электродного процесса при концентрации всех реагирующих веществ, равных единице, называется нормальным или стандартным потенциалом (см. Приложение 10 – «Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных растворах по отношению к водородному электроду»). За нуль берется нормальный потенциал процесса: 2Н⁺ +2е Û Н₂

Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем активнее данная система как восстановитель, т.е. тем легче она переходит из восстановленной формы в окисленную. Чем больше положительное значение электродного потенциала, тем легче вещество переходит из окисленной формы в восстановленную – окислитель.

Окислительно-восстановительная реакция возможна лишь в том случае, когда разность между ОВП окислителя (Еок) и ОВП восстановителя (Евос) имеет положительное значение (ЭДС):

ЭДС = Еок – Евос > 0

Например, Ag⁰ + H⁺Cl®

^{вос-ль ок-ль}

Ag⁰ –1e ® Ag⁺¹ E⁰вос = 0,79 В

Н⁺ +2е ® Н₂ Е⁰ок = 0 В

ЭДС⁰ = Е⁰ок – Е⁰вос = 0- 0,79 < 0, реакция не возможна.

Направление ОВР зависит от многих факторов: реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная); температура; концентрация окислителя и др. факторы.

В водных растворах концентрация ионов водорода меняется в широких пределах, поэтому, если в ОВР образуются или расходуются ионы водорода или гидроксила, то рН очень сильно влияет на направление таких реакции. В связи с этим уравнения полуреакций окисления и восстановления учитывают реально существующие молекулы, ионы и реакцию среды.

Например, рассмотрим окислительную способность перманганата в зависимости от среды:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O, E⁰ = 1,51 B, pH < 7,

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e = MnO₂ + 2H₂O, E⁰ = 1,69 B, pH» 7,

MnO₄^- +2H₂O +3e = MnO₂ +2OH^-, E⁰ = 0,60 B, pH >7 (см. приложение – 10).

Данный пример также определяет окислительную способность соединения марганца в +7 степени окисления, а именно, с ростом рН окислительная способность падает (с увеличением рН уменьшается ОВП).