При підвищенні ступеня окислення протікає процес окислення, а саме речовина є відновлювачем. При зниженні ступеня окислення протікає процес відновлення, а саме речовина є окислювачем.
Описаний метод зрівнювання ОВР носить назву «метод балансу за ступенями окислення».
Матеріал, що викладає в більшості посібників з хімії та широко використовуваний на практиці метод електронного балансу для зрівнювання ОВР можна застосовувати з застереженнями про те, що ступінь окислення не дорівнює заряду.
2. Метод напівреакцій.
У тих випадках. коли реакція протікає у водному розчині (розплаві), при складанні рівнянь виходять не від зміни ступеня окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, а від зміни зарядів реальних частинок, тобто враховують форму існування речовин в розчині (простий або складний іон, атом або молекула нерозчиненого або слабодіссоціірующего в воді речовини).
В цьому випадку при складанні іонних рівнянь окисно-відновних реакцій слід дотримуватися тієї ж форми запису, яка прийнята для іонних рівнянь обмінного характеру, а саме: малорозчинні, малодисоційовані і газоподібні сполуки слід писати в молекулярній формі, а іони, що не змінюють свого стану, - виключати з рівняння. При цьому процеси окислення і відновлення записують у вигляді окремих напівреакцій. Зрівнявши їх за кількістю атомів кожного виду, полуреакции складають, помноживши кожну на такий коефіцієнт, який зрівнює зміна заряду окислювача і відновника.
Метод напівреакцій точніше відображає справжні зміни речовин в процесі окислювально-відновних реакцій і полегшує складання рівнянь цих процесів в іонно-молекулярній формі.
Оскільки з одних і тих же реагентів можуть бути отримані різні продукти залежно від характеру середовища (кислотного, лужного, нейтрального), для таких реакцій в іонної схемою, крім частинок, що виконують функції окислювача і відновника, обов'язково вказується частка, яка характеризує реакцію середовища (то є іон Н + або іон ОН -. або молекула Н2 О).
Приклад 5. Використовуючи метод напівреакцій, розставте коефіцієнти в реакції:
Рішення. Записуємо реакцію в іонному вигляді, враховуючи, що всі речовини, крім води, диссоциируют на іони:
(K + і SO4 2 - залишаються без зміни, тому в іонної схемою їх не вказують). З іонної схеми видно, що окислювач перманганат-іон (MnO4 -) перетворюється в Mn 2+ -іон і при цьому звільняються чотири атома кисню.
У кислому середовищі кожен звільняється окислювачем атом кисню зв'язується з 2Н + з утворенням молекули води.
Знаходимо різницю зарядів продуктів і реагентів: Dq = + 2-7 = -5 (знак "-" показує, що протікає процес відновлення і 5 приєднується до реагентів). Для другого процесу, перетворення NO2 - в NO3 -. відсутній кисень надходить з води до відновників, і в результаті утворюється надлишок іонів Н +, при цьому реагенти втрачають 2:
Таким чином отримуємо:
2 | MnO4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H2 O (відновлення),
Помноживши члени першого рівняння на 2, а другого - на 5 і складаючи їх, отримаємо іонно-молекулярне рівняння даної реакції:
Скоротивши однакові частки в лівій і правій частині рівняння, отримуємо остаточно іонно-молекулярне рівняння:
За іонного рівняння складаємо молекулярне рівняння:
У лужної і нейтральних середовищах можна керуватися наступними правилами: в лужному і нейтральному середовищі кожен звільняється окислювачем атом кисню з'єднується з однією молекулою води, утворюючи два гідроксид-іона (2ОН -), а кожний відсутній - надходить до відновників з 2-х ОН - - іонів з утворенням однієї молекули води в лужному середовищі, а в нейтральній - надходить з води із звільненням 2-х іонів Н +.
Якщо в окисно-відновної реакції бере участь пероксид водню (Н2 О2), треба враховувати роль Н2 О2 в конкретної реакції. У Н2 О2 кисень знаходиться в проміжній ступеня окислення (-1), тому пероксид водню в окисно-відновних реакціях проявляє окисно-відновну двоїстість. У тих випадках, коли Н2 О2 є окислювачем. полуреакции мають такий вигляд:
Н2 О2 +2? ® 2ОН - (нейтральна і лужна середовища).
Якщо пероксид водню являетсявосстановітелем:
Рішення. Записуємо реакцію в іонному вигляді:
Складає полуреакции, враховуючи, що H2 O2 в цій реакції є окислювачем і реакція протікає в кислому середовищі:
Розрізняють чотири типи окисно-відновних реакцій:
1. Міжмолекулярні окислювально-відновні реакції, при яких змінюються ступені окислення атомів елементів, що входять до складу різних речовин. Реакції, розглянуті в прикладах 2-6, відносяться до цього типу.
2. Внутрішньомолекулярні окислювально-відновні реакції, при яких ступінь окислення змінюють атоми різних елементів одного і того ж речовини. За таким механізмом протікають реакції термічного розкладання сполук. Наприклад, в реакції
змінює ступінь окислення азот (N +5 ® N +4) і атом кисню (О2 ® О2 0), що знаходяться всередині молекули Pb (NO3) 2.
3. Реакції самоокисления-самовідновлення (диспропорционирования, дисмутації). У цьому випадку ступінь окислення одного і того ж елемента і підвищується, і знижується. Реакції диспропорціонування характерні для сполук або елементів речовин, що відповідають одній з проміжних ступенів окислення елемента.
Приклад 7. Використовуючи всі вище викладені методи, зрівняти реакцію:
Визначимо ступеня окислення беруть участь в окислювально-відновному процесі елементів до і після реакції:
З порівняння ступенів окислення слід, що марганець одночасно бере участь в процесі окислення, підвищуючи ступінь окислення з +6 до +7, і в процесі відновлення, знижуючи ступінь окислення з +6 до +4.2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (процес окислення, відновник),
1 Mn +6 ® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (процес відновлення, окислювач).
Оскільки в даній реакції окислювачем і відновником виступає один і той же речовина (K2 MnO4), коефіцієнти перед ним підсумовуються. Записуємо рівняння:
Реакція протікає в нейтральному середовищі. Складаємо іонну схему реакції, враховуючи при цьому, що Н2 Про є слабким електролітом, а MnO2 - малорозчинний у воді оксид:
1 MnO4 2 - + 2Н2 О + 2? ® MnO2 + 4ОН - (відновлення).
Множимо на коефіцієнти і складаємо обидві полуреакции, отримуємо сумарне іонне рівняння:
В цьому випадку K2 MnO4 є одночасно і окислювачем, і відновником.
4. Внутрішньомолекулярні реакції окислення-відновлення, в яких відбувається вирівнювання ступенів окислення атомів одного і того ж елемента (тобто зворотні раніше розглянутим), є процесами контрдіспропорціонірованія (комутації), наприклад
1 2N - 3 - 6? ® N2 0 (процес окислення, відновник),
1 2N +3 + 6? ® N2 0 (процес відновлення, окислювач).
Найбільш складними є окислювально-відновні реакції, в яких окислення або відновлення піддаються одночасно атоми або іони не одного, а двох або декількох елементів.
Приклад 8. Використовуючи вищевикладені методи, зрівняти реакцію: