Спосіб електронного балансу.

Для зрівнювання ОВР використовують кілька способів, з яких ми поки що розглянемо один - метод електронного балансу.

Напишемо рівняння реакції між алюмінієм та киснем:

Нехай вас не вводить в оману простота цього рівняння. Наше завдання – розібратися в методі, який у майбутньому дозволить вам зрівнювати набагато складніші реакції.

Отже, у чому полягає метод електронного балансу? Баланс – це рівність. Тому слід зробити однаковою кількість електронів, які

інший елемент у цій реакції. Спочатку ця кількість виглядає різною, що видно з різних ступенів окислення алюмінію та кисню:

Алюміній віддає електрони (набуває позитивного ступеня окислення), а кисень - приймає електрони (набуває негативного ступеня окислення). Щоб отримати ступінь окислення +3, атом алюмінію має віддати 3 електрони. Молекула кисню, щоб перетворитися на кисневі атоми зі ступенем окислення -2, повинна прийняти 4 електрони:

Щоб кількість відданих і прийнятих електронів вирівнялося, перше рівняння треба помножити на 4, а друге - на 3. Для цього достатньо перемістити числа відданих та прийнятих електронів проти верхнього та нижнього рядка так, як показано на схемі вгорі.

Якщо тепер у рівнянні перед відновником (Al) ми поставимо знайдений коефіцієнт 4, а перед окислювачем (O₂) - знайдений нами коефіцієнт 3, кількість відданих і прийнятих електронів вирівнюється і стає рівним 12. Електронний баланс досягнутий. Видно, що перед продуктом реакції Al₂O₃ необхідний коефіцієнт 2. Тепер рівняння окисно-відновної реакції зрівняно:

Всі переваги методу електронного балансу виявляються у складніших випадках, ніж окислення алюмінію киснем.

відома всім "марганцівка" - марганцевокислий калій KMnO₄ - є сильним окислювачем з допомогою атома Mn ступеня окислення +7. Навіть аніон хлору Cl – віддає йому електрон, перетворюючись на атом хлору. Це іноді використовують для одержання газоподібного хлору в лабораторії:

Складемо схему електронного балансу:

Двійка та п'ятірка – головні коефіцієнти рівняння, завдяки яким вдається легко підібрати всі інші коефіцієнти. Перед Cl₂ слід поставити коефіцієнт 5 (або 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO₄ - Коефіцієнт 2. Всі інші коефіцієнти прив'язують до цих двох коефіцієнтів. Це набагато легше, ніж діяти простим перебором чисел.

Щоб зрівняти кількість атомів К (12 атомів зліва), треба перед K₂SO₄ у правій частині рівняння поставити коефіцієнт 6. Нарешті, щоб зрівняти кисень і водень достатньо перед H₂SO₄ та H₂O поставити коефіцієнт 8. Ми отримали рівняння у остаточному вигляді.

p align="justify"> Метод електронного балансу, як ми бачимо, не виключає і звичайного підбору коефіцієнтів в рівняннях окислювально-відновних реакцій, але може помітно полегшити такий підбір.

Упорядкування рівняння реакції міді з розчином нітрату паладію (II)

. Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції та покажемо зміни ступенів окислення:

з яких випливає, що при відновнику та окислювачі коефіцієнти дорівнюють 1. Остаточне рівняння реакції:

Як бачимо, у сумарному рівнянні реакції електрони не фігурують.

Щоб перевірити правильність складеного рівняння, підраховуємо число атомів кожного елемента у його правій та лівій частинах.Наприклад, у правій частині 6 атомів кисню, у лівій також 6 атомів; паладія 1 та 1; міді теж 1 і 1. Отже, рівняння складено правильно.

Переписуємо це рівняння в іонній формі:

Cu + Pd 2+ + 2NO₃ - = Cu 2+ + 2NO₃ - + Рd

І після скорочення однакових іонів отримаємо

Упорядкування рівняння реакції взаємодії оксиду марганцю (IV) з концентрованою соляною кислотою

(за допомогою цієї реакції в лабораторних умовах одержують хлор).

Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції:

Покажемо зміну ступенів окиснення атомів до та після реакції:

Ця реакція окислювально-відновна, оскільки змінюються ступеня окиснення атомів хлору та марганцю. НCl - відновник, MnО₂ - Окислювач. Складаємо електронні рівняння:

і знаходимо коефіцієнти при відновнику та окислювачі. Вони відповідно дорівнюють 2 і 1. Коефіцієнт 2 (а не 1) ставиться тому, що 2 атоми хлору зі ступенем окислення -1 віддають 2 електрони. Цей коефіцієнт вже стоїть в електронному рівнянні:

Знаходимо коефіцієнти для інших речовин, що реагують. З електронних рівнянь видно, що 2 моль HCl доводиться 1 моль MnО₂. Однак, враховуючи, що для зв'язування двозарядного іона марганцю, що утворюється, потрібно ще 2 моль кислоти, перед відновником слід поставити коефіцієнт 4. Тоді води вийде 2 моль. Остаточне рівняння має вигляд

Перевірку правильності написання рівняння можна обмежити підрахунком числа атомів одного будь-якого елемента, наприклад хлору: у лівій частині 4 і правої 2 + 2 = 4.

Оскільки в методі електронного балансу зображуються рівняння реакцій у молекулярній формі, то після складання та перевірки їх слід написати в іонній формі.

Перепишемо складене рівняння в іонній формі:

4Н + + 4Сl - + МnО₂ = Сl₂ + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н₂Про

і після скорочення однакових іонів в обох частинах рівняння отримаємо

Упорядкування рівняння реакції взаємодії сірководню з підкисленим розчином перманганату калію.

Напишемо схему реакції - формули вихідних та отриманих речовин:

Потім покажемо зміну ступенів окиснення атомів до і після реакції:

Змінюються ступеня окислення в атомів сірки та марганцю (Н₂S - відновник, КМnО₄ - Окислювач). Складаємо електронні рівняння, тобто. зображаємо процеси віддачі та приєднання електронів:

І нарешті, знаходимо коефіцієнти при окислювачі та відновника, а потім при інших реагуючих речовин. З електронних рівнянь видно, що треба взяти 5 моль Н₂S і 2 моль КМnО₄тоді отримаємо 5 моль атомів S і 2 моль МnSО₄. Крім того, зі зіставлення атомів у лівій та правій частинах рівняння, знайдемо, що утворюється також 1 моль К₂SО₄ та 8 моль води. Остаточне рівняння реакції матиме вигляд

Правильність написання рівняння підтверджується підрахунком атомів одного елемента, наприклад, кисню; у лівій частині їх 2 • 4 + 3 • 4 = 20 та у правій частині 2 • 4 + 4 + 8 = 20.

Переписуємо рівняння в іонній формі:

Відомо, що правильно написане рівняння реакції є виразом закону збереження маси речовин. Тому число тих самих атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції має бути однаковим. Повинні зберігатись і заряди. Сума зарядів вихідних речовин завжди повинна дорівнювати сумі зарядів продуктів реакції.

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Класифікація ОВР

Розрізняють три основні типи окисно-відновних реакцій:

1) Реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення

(коли окислювач та відновник - різні речовини);

2) Реакції диспропорціонування

(коли окислювачем і відновником може бути одна й та сама речовина);

3) Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення

(Коли одна частина молекули виступає в ролі окислювача, а інша - у ролі відновника).

Розглянемо приклади реакцій трьох типів.

1. Реакціями міжмолекулярного окиснення-відновлення

є всі вже розглянуті нами у цьому параграфі реакції.
Розглянемо дещо складніший випадок, коли не весь окислювач може бути витрачений у реакції, оскільки частина його бере участь у звичайній - не окислювально-відновній реакції обміну:

Cu 0 + H + N +5 O₃ -2 = Cu +2 (N +5 O_{3 -2} )₂+ N +2 O -2 + H₂O

Частина частинок NO₃ - бере участь у реакції як окислювач, даючи оксид азоту NO, а частина іонів NO₃ - у незмінному вигляді переходить у з'єднання міді Cu(NO₃)₂. Складемо електронний баланс:

Поставимо знайдений для міді коефіцієнт 3 перед Cu та Cu(NO₃)₂. А ось коефіцієнт 2 слід поставити тільки перед NO, тому що весь наявний у ньому азот брав участь в окислювально-відновній реакції. Було б помилкою поставити коефіцієнт 2 перед HNO₃тому що ця речовина включає в себе і ті атоми азоту, які не беруть участь в окисленні-відновленні і входять до складу продукту Cu(NO₃)₂ (частки NO₃ - тут іноді називають "іоном-спостерігачем").

Інші коефіцієнти підбираються легко за знайденим:

2. Реакції диспропорціонування

відбуваються тоді, коли молекули однієї й тієї ж речовини здатні окислювати і відновлювати одна одну. Це стає можливим, якщо речовина містить у своєму складі атоми будь-якого елемента в

Отже, ступінь окислення здатна як знижуватися, і підвищуватися. Наприклад:

Цю реакцію можна подати як реакцію між HNO₂ та HNO₂ як окислювач і відновник і застосувати метод електронного балансу:

HN +3 O₂ + HN +3 O₂ = HN +5 O3 + N +2 O + H₂O

Або, складаючи разом молі HNO₂:

Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення

відбуваються тоді, коли в молекулі є сусідами атоми-окислювачі і атоми-відновники. Розглянемо розкладання бертолетової солі KClO₃ при нагріванні:

Це рівняння також підпорядковується вимогам електронного балансу:

Тут виникає складність - який із двох знайдених коефіцієнтів поставити перед KClO₃ - ця молекула містить і окислювач і відновник?

У таких випадках знайдені коефіцієнти ставляться перед продуктами:

Тепер ясно, що перед KClO₃ треба поставити коефіцієнт 2.

Внутрішньомолекулярна реакція розкладання бертолетової солі при нагріванні використовується при отриманні кисню в лабораторії.

Метод напівреакцій

Як показує сама назва, цей метод заснований на складанні іонних рівнянь для процесу окислення та процесу відновлення з подальшим підсумовуванням їх у загальне рівняння.
Як приклад складемо рівняння тієї реакції, яку використовували при поясненні методу електронного балансу. При пропущенні сірководню Н₂S через підкислений розчин перманганату калію КМnО₄ малинове забарвлення зникає і розчин каламутніє.
Досвід показує, що помутніння розчину відбувається в результаті утворення сірки елементної, тобто. протікання процесу:

Ця схема зрівняна за кількістю атомів. Для зрівнювання за кількістю зарядів треба від лівої частини схеми відібрати два електрони, після чого можна стрілку замінити на знак рівності:

Це перша напівреакція – процес окислення відновника Н₂S.

Знебарвлення розчину пов'язане з переходом іона MnO₄ - (він має малинове забарвлення) в іон Mn 2+ (практично безбарвний і лише при великій концентрації має слабо-рожеве забарвлення), що можна виразити схемою

У кислому розчині кисень, що входить до складу іонів МnО₄, разом з іонами водню зрештою утворює воду. Тому процес переходу записуємо так:

Щоб стрілку замінити на знак рівності, треба зрівняти заряди. Оскільки вихідні речовини мають сім позитивних зарядів (7+), а кінцеві - два позитивні (2+), то для виконання умови збереження зарядів треба до лівої частини схеми додати п'ять електронів:

MnO₄ - + 8Н + + 5e - = Mn 2+ + 4Н₂Про

Це друга напівреакція – процес відновлення окислювача, тобто. перманганат-іона

Для складання загального рівняння реакції треба рівняння напівреакцій почленно скласти, попередньо зрівнявши числа відданих та отриманих електронів. У цьому випадку за правилами знаходження найменшого кратного визначають відповідні множники, на які множаться рівняння напівреакцій. Скорочено запис проводиться так:

І, скоротивши на 10Н+, остаточно отримаємо

Перевіряємо правильність складеного в іонній формі рівняння: число атомів кисню у лівій частині 8, у правій 8; число зарядів: у лівій частині (2-) + (6 +) = 4 +, у правій 2 (2 +) = 4 +. Рівняння складено правильно, оскільки атоми та заряди зрівняні.

Методом напівреакцій складається рівняння реакції у іонній формі. Щоб від нього перейти до рівняння в молекулярній формі, чинимо так: у лівій частині іонного рівняння до кожного аніону підбираємо відповідний катіон, а до кожного катіону – аніон. Потім ті ж іони в такому числі записуємо в праву частину рівняння, після чого іони об'єднуємо в молекули:

Таким чином, складання рівнянь окислювально-відновних реакцій за допомогою методу напівреакцій призводить до результату, що і метод електронного балансу.

Порівняємо обидва методи. Гідність іметоду напівреакцій у порівнянні з методом електронного балансу в тому. що у ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі. Насправді, в розчині немає іонів, а є іони.

При методі напівреакцій потрібно знати ступінь окислення атомів.

Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідне розуміння хімічних процесів у гальванічному елементі і за електролізі. У цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати всі речовини, що виходять, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу та застосовувати його при складанні рівнянь всіх окислювально-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах.

Ca + O ₂ → Ca O ₂

Це окисно-відновна (редокс) реакція:

Ca 0 - 2 e - → Ca II (окислення)

2 O 0 + 2 e - → 2 O -I (відновлення)

Ca є відновником, O ₂ є окислювачем.

• Ca
  • Назви: Кальцій , Кальцій (порошок) , Ca
  • Зовнішність (стан): Від сріблясто-білого до сірого кольору порошок
  • Назви: Молекулярний кисень , Кисень , Кисень (рідкий) , Дикисень
  • Зовнішність (стан): Стиснутий газ, що не має запаху ; Зріджений газ. від безбарвної до синього кольору особлива холодна рідина
  • Ca O ₂ – Пероксид кальцію
    • Інші назви: Перекис кальцію
    • Зовнішність (стан): Білий порошок