Метод електронного балансу

ВСТУП

 

Мета методичних вказівок – допомогти студентам у самостійній роботі над вивченням теми про окисно-відновні процеси та реакції. Окисно-відновні реакції – одне з найважливіших теоретичних питань основних розділів загальної, неорганічної, органічної, аналітичної та фізичної хімії.

Окисно-відновні реакції надзвичайно поширені у природі: процеси фотосинтезу, дихання, травлення, підтримування життєдіяльності біологічних систем. Ці реакції відіграють важливу роль у практичній діяльності людини (вилучення металів і неметалів з руд, використання хімічних джерел струму, синтез хімічних продуктів, боротьба з корозією металів і т.п.).

Методичні вказівки дають можливість студентам засвоїти такі поняття, як ступінь окиснення елементів, окисник, відновник, процеси окиснення, відновлення та набудуть практичних навичок методами електронного та іонно-електронного балансів, визначати коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій.

 

1. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

 

1.1. Ступінь окиснення елементів

 

У багатьох хімічних реакціях утворення речовин відбувається в результаті переміщення електронів від одних частинок до інших. Залежно від ступеня зміщення електронів виникають сполуки різного характеру: від іонного до ковалентно-неполярного. Для характеристики стану електронів у хімічних сполуках впроваджено поняття ступеня окиснення.

Ступенем окиснення елемента називається формальний заряд, який визначається числом електронів, зміщених від атома або до атома даного елемента у сполуці.

Позитивний ступінь окиснення означає число електронів, що зміщується від даного атома, а негативний – до даного атома.

З цього витікає, що у сполуках з неполярним зв'язком ступінь окиснення елементів дорівнює нулю.

У простих іонних сполуках ступінь окиснення елементів відповідає електричному заряду (заряду іона), оскільки при утворенні цих сполук відбувається практично повний перехід електронів від одного атома до іншого. У сполуках з полярними ковалентними зв'язками ступінь окиснення визначається величиною електронегативності. Елементи з більшою електронегативністю мають негативний ступінь окиснення, а з меншою – позитивний.

Необхідно запам'ятати випадки, коли елементи мають постійний ступінь окиснення.

Ступінь окиснення елемента у простій сполуці і в елементарному стані дорівнює нулю:

У молекулах складних речовин ступінь окиснення Гідрогену (окрім гідридів металів) дорівнює +1, а Оксигену −2: Ступінь окиснення елементів головних підгруп І, II і III груп періодичної системи у сполуках завжди позитивний і дорівнює номеру групи:

У сполуках з металами і Гідрогеном ступінь окиснення галогенів F, Сl, Вr, І дорівнює −1, Сульфуру –2:

У сполуках з Оксигеном максимальний позитивний ступінь окиснення Сульфуру, Фосфору, Нітроґену, Хлору дорівнює номеру групи:

Ступінь окиснення металів у сполуках з Сульфуром, галогенамитаіншими неметалами відповідає заряду іона металу:

 

¯.

 

Слід мати на увазі, що, позначаючи ступінь окиснення, спочатку ставлять знак, а після нього – число. Заряд іона записують зворотним порядком: спочатку ставлять число, а потім – знак. При цьому ступінь окиснення пишуть над символом елемента, а заряд іона – праворуч від нього.

Більшість елементів може виявляти різний ступінь окиснення у сполуках. При його визначенні користуються правилом, згідно з яким сума ступенів
окиснення в електронейтральних молекулах дорівнює нулю, а у складних іонах – заряду цих іонів.

 

1.2. Поняття про окисно-відновні реакції

 

Усі хімічні реакції можна розподілити на дві групи. У реакціях першої групи ступінь окиснення всіх елементів, що входять до складу речовин, залишається незмінним, а у реакціях другої групи – змінюється.

Як приклад реакцій першої групи можна навести реакцію розчинів
електролітів

 

. (1)

 

Прикладом реакцій другої групи може служити взаємодія цинку з купрум (ІІ) сульфуром:

 

. (2)

 

Якщо в реакції (І) жоден елемент не змінює ступеня окиснення, то у
прикладі (2) ступінь окиснення Цинку змінюється від 0 до +2, а Купруму – від +2 до 0.

Реакції, у результаті яких змінюються ступені окиснення елементів, називаються окисно-відновними.

Слід звернути увагу на те, що окисно-відновні процеси надзвичайно поширені у природі (засвоєння вуглекислого газу рослинами, корозія металів та ін.) і відіграють важливу роль у практичній діяльності людини (вилучення металів і неметалів з руд, використання хімічних джерел струму, боротьба з корозією, виробництво хімічних продуктів і т.п.).

З електронної точки зору окисно-відновний процес пов'язаний з переміщенням електронів від одних частинок (атомів, молекул, іонів) до інших. Так, у наведеній реакції (2) електрони від атомів Цинку переходять до іонів Купруму:

– 2 = – окиснення, відновник Zn;

(3)

+ 2 = – відновлення, окисник CuSO4;


+ = + .

 

Процес втрати частинок електронів називається окисненням, а процес приєднання електронів до частинки – відновленням. Отже, у розглянутій
реакції (2) цинк окиснюється, а іон купруму – відновлюється. У реакції ці обидва процеси протікають одночасно.

Речовина, до складу якої входить елемент, що окиснюється (тобто елемент, який втрачає електрони), називається відновником, а речовина, яка містить елемент, що відновлюється (тобто елемент, який приєднує електрони) – окисником.

У наведеному прикладі CuSO4 – окисник, а Zn – відновник.

З рівняння (3) видно, що атом цинку втрачає, а іон купруму приєднує два електрони.

Таким чином, при окисно-відновних реакціях загальне число електронів, що віддає відновник, повинно дорівнювати загальному числу електронів, що приєднує окисник. На цій підставі засновано існуючі методи визначення коефіцієнтів у окисно-відновних реакціях: електронного балансу та іонно-електронний.

 

Контрольні питання та завдання

 

1. Чим визначається позитивний та негативний ступені окислення елементів?

2. Чому дорівнює сума ступенів окиснення елементів у молекулах сполук?

3. Визначте ступені окиснення елементів у молекулах таких сполук:

HNO3, BaCL2, Cr2(SO4)3, (AlOH)3(PO4)2.

4. Які реакції називаються окисно-відновними?

5. Які процеси відбуваються під час окиснення та відновлення частинок?

 

2. СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙ

Метод електронного балансу

 

Для запису рівняння окисно-відновної реакції треба знати властивості
взаємодіючих речовин. Питання про продукти реакції може бути вирішено
експериментально. Наприклад, при взаємодії сірководню з калій дихроматом у кислому середовищі колір розчину змінюється з оранжевого на зелений, характерний для сполук тривалентного хрому, крім того, розчин мутніє внаслідок випадання в осад сірки.

Запис вихідних речовин і продуктів реакції виглядає так:

 

. (4)

 

У тому разі, коли відомі вихідні і кінцеві продукти реакції, визначення коефіцієнтів у рівнянні цієї реакції відбувається задопомогою методу електронного балансу. Для його успішного засвоєння необхідно знати таку послідовність дій:

1. Визначають ступінь окиснення елементів у речовинах лівої і правої частин рівняння:

 

(5)

 

Позначають елементи, ступінь окиснення яких у ході реакції змінився. У нашому випадку такими елементами є Хром і Сульфур.

2. Складають рівняння електронного балансу з урахуванням загального числа атомів, які окиснилися і відновилися. У К2Сr2О7 (окисник) два атоми Хрому приєднують 6 електронів (відновлення), а у Н2S (відновник) атом Сульфуру втрачає 2 електрони (окиснення):

 

2 + 6 = 2 6 1 – відновлення, окисник K2 Cr2 O7;

6 (6)

– 2 = 2 3 – окиснення, відновник H2S.


2 + 6 + 3 - 6 = 2 + 3 . (7)

 

Виходячи з того, що число електронів, яке віддає відновник, повинно дорівнювати числу електронів, отриманих окисником, за правилом найменшого загального кратного визначають у рівнянні реакції основні коефіцієнти для відновника (3) і окисника (1), які у подальшому в багатьох випадках залишаються незмінними.

Помноживши перше рівняння на коефіцієнт (1), а друге – на (3), знаходять загальне рівняння (7) як суму перших двох. Вірність цього рівняння перевіряють за рівністю обох його частин:

– кількості відданих та приєднаних електронів (6 );

– кількості однойменних атомів (2Cr, 3S);

– сум ступенів окиснення: + 12 – 6 = + 6 + 0 → + 6 = + 6.

3. Переносять знайдені коефіцієнти перед Cr та S у вихідне рівняння з урахуванням числа атомів, що входять до складу відповідних молекул речовин:

 

(8)

 

4. Далі перевіряють число атомів металів, що не змінюють ступінь окиснення (Калію), кислотних залишків (груп ) і встановлюють коефіцієнти для K2SO4 (1) і H2SO4 (4).

5. За числом атомів гідрогену у вихідних речовинах (14) знаходять число молекул води, що утворилися (7), і записують рівняння реакції в остаточному вигляді:

 

(9)

 

6. Правильність визначення коефіцієнтів у рівнянні реакції перевіряють по числу атомів Оксигену в обох його частинах (23).

Наведена вище методика складання рівнянь може бути застосована до
більшості окисно-відновних реакцій. Проте існують спеціальні випадки, що
потребують додаткових пояснень.

 

2.2. Окремі випадки складання рівнянь

окисно-відновних реакцій

 

Розглянутий вище приклад належить до типу міжмолекулярнихреакцій, у яких окисник, відновник і середовище являють собою різні речовини. Серед подібного типу зустрічаються такі, у яких окисник або відновник одночасно є і середовищем. Наприклад, реакція взаємодії калій перманґанату з концентрованою хлоридною кислотою:

 

(10)

 

Оскільки НСІ є одночасно і відновником, і середовищем, у якому протікає процес, то у рівнянні реакції доцільно формулу хлоридної кислоти записати двічі:

 

(11)
+ 5 = 2 – відновлення, окисник KMnO4;

– 2 = 5 – окислення, відновник HCl;

 
 


.

 

За числом атомів Калію у КМnО4 знаходять число молекул КСІ (2), а за числом атомів Хлору (6) у правій частині, що не змінили ступеня окиснення, – коефіцієнт перед НСІ-середовищем (6):

 

(12)

 

Визначають число молекул води (8) і остаточно записують рівняння:

 

(13)

 

До внутрішньомолекулярних реакцій належать такі, у яких змінюються ступені окиснення атомів у одній і тій самій молекулі. Наприклад, це реакції термічного розкладу:

 

. (14)
– 4 = 4 3 – окиснення, відновник KClO3;

+ 6 = 6 2 – відновлення, окисник KClO3;

 
 


.

 

 

У реакціях диспропорціювання (самоокиснення – самовідновлення) відбувається збільшення і зменшення ступеня окиснення одного й того елемента:

 

. (15)
– 2 = 2 1 – окиснення, відновник HNO2;

+ = 1 2 – відновлення, окисник HNO2;

.

2.3. Складні окисно-відновні реакції

Трапляються особливі випадки добору коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій, в яких ступень окиснення змінюють не два, як в багатьох випадках, а три елементи. У цьому разі дотримуються такої послідовності дій:

1. Визначають ступені окиснення елементів, що входять до складу сполук у обох частинах рівняння окисно-відновної реакції, та виділяють елементи, ступені окиснення яких змінюються:

 

. (16)

 

2. Складають рівняння напівреакцій окиснення і відновлення:

 

2 – 4 = 2 – окиснення

3 – 24 = 3 – окиснення (17)

+ 3 = – відновлення

 

3. Підсумовують перше та друге рівняння окиснення та :

 

2 +3 – 28 = 2 + 3 . (18)

 

4. Об'єднують рівняння (18) з рівнянням відновлення і далі методом електронного балансу визначають коефіцієнти:

 

2 +3 – 28 = 2 + 3 28 3 – окиснення, відновник ;

84 (19)

+ 3 = 3 28 – відновлення, окисник ;

 
 


. (20)

 

5. Переносять знайдені коефіцієнти у вихідне молекулярне рівняння з урахуванням числа атомів в молекулах речовин:

 

. (21)

 

6. За кількістю атомів Гідрогену, яке дорівнює 36 у правій частині рівняння, знаходять, що число молекул води у лівій частині дорівнює 4:

 

. (22)

7. Правильність визначення коефіцієнтів перевіряють за рівністю атомів Оксигену, що дорівнює 88 у обох частинах рівняння окисно-відновної реакції.

 

Йонно-електронний метод

 

Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій застосовують також йонно-електронний метод.

1. Рівняння реакції записують йонно-електронними напівреакціями:

 

6 1 – відновлення, окисник ;

6 (23)

2 3 – окиснення, відновник ;

.

 

Перше рівняння відновлення біхромат іона показує, що під час перетворення йона на катіон сім атомів Оксигену повинні зв'язуватися з 14 йонами Гідрогену (кисле середовище), утворюючи 7 молекул води.

Друге рівняння процесу окиснення Сірки показує, що цей процес відбувається без участі йонів Гідрогену.

2. Знайшовши спільний множник (6) для цих двох йонно-електронних рівнянь і помноживши кожне з них на відповідні коефіцієнти (1 та 3), дістають сумарне йонне рівняння даної окисно-відновної реакції. Вірність сумарного рівняння перевіряють за тими ж ознаками, що і в методі електронного балансу, тільки напослідок перевіряють не суму ступенів окиснення, а суму зарядів йонів у обох частинах: (2−) + (14+) + 3(2−) = 2(3+) + 3(0) → (6+) = (6+).

3. Знайдені коефіцієнти переносять у вихідне молекулярне рівняння, а потім згідно з методом електронного балансу визначають число молекул H2SO4 (4) та H2O (7):

 

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O. (24)

 

Контрольні питання та завдання

 

1. На чому базується метод електронного балансу?

2. Назвіть послідовність дій під час визначення коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій методом електронного балансу.

3. У чому особливість деяких міжмолекулярних реакцій, у яких окисник або відновник одночасно є і середовищем?

 

3. ОКИСНИКИ І ВІДНОВНИКИ

 

Окисно-відновну здатність елементів якісно можна оцінювати за їх положенням у періодичній системі Д.І. Менделєєва, величинами енергії іонізації та електронегативності. Необхідно знати, що згідно з окисно-відновною функцією елементи розподіляють на три групи:

– тільки відновники;

– тільки окисники;

– окисники або відновники залежно від умов.

 

3.1. Відновники

 

Тільки відновниками можуть бути:

– вільні атоми металів усіх сімейств: s, р, d, f;

– хімічні сполуки, що містять неметалеві елементи головних підгруп
ІV–VІІ груп у формі існування з найбільш негативним ступенем окиснення:

, , , та ін.

 

Окисники

 

Тільки окисникамиє:

– хімічні сполуки, що містять атоми елементів з найвищим позитивним ступенем окиснення:

, , , , , , , ;

– атоми і молекули Флюору й Оксигену (крім сполук з флюором ).

 

3.3. Елементи, що виявляють окисні

і відновні властивості

 

Слід запам'ятати, що в окисно-відновних реакціях деякі елементи можуть виступати залежно від умов і окисниками, і відновниками.

До них відносять:

– атоми і молекули неметалів головних підгруп ІV – VІІ груп, а також Бор і Гідроген.

Наприклад:

 

відновлення окиснення

 

– атоми елементів у сполуках з проміжним (між нижчим і вищим) ступенем окиснення: , , та ін.

Окисно-відновні властивості елементів і їх сполук зручно простежити на прикладі сполук Мангана:

 

→ → → → →

 

тільки окисники і відновники тільки

відновник окисник

 

Контрольні питання та завдання

 

1. Чим визначаються окисно-відновні властивості елементів та сполук?

2. Чому деякі елементи можуть бути і окисниками, і відновниками?

3. Визначте, яку окисно-відновну функцію проявляють хімічні сполуки, що містять атоми елементів з найвищим позитивним або негативним ступенем окиснення.

 

4. ОКИСНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТ

 

Усі кислоти (крім НNO3 і концентрованої Н2SО4) є окисниками за рахунок водневих іонів Н+, що утворюються при дисоціації у водних розчинах. Взаємодія цих кислот з відновниками супроводжується виділенням газоподібного водню:

 

Fе + 2НСІ = FеСІ2 + Н2. (25)
– 2 = 1 – окиснення, відновник Fe;

+ 2 = 1 – відновлення, окисник HCl.

 

За такою схемою протікають реакції поміж вказаними кислотами і металами, що знаходяться у ряду активності до гідрогену.

Аніони нітратної і концентрованої сульфатної кислот є більш сильними окисниками, ніж іон . Тому при їх взаємодії з металами або неметалами водень не виділяється, а утворюються речовини з меншим ступенем окиснення: Нітрогену від до і Сульфуру від до .

При взаємодії металів з нітратною кислотою утворюється сіль, вода і продукт відновлення нітрогену , тип якого визначається активністю металу і концентрацією кислоти.

Усі метали, що знаходяться в ряду активності, умовно можна розбити на дві групи: від літію до феруму – активні метали, від феруму (включно) і далі – неактивні.

Активні метали залежно від концентрації кислоти відновлюють Нітроген до , , а неактивні – до .

 

конц MeNO3 + H2O + 2O (N2);

Me (акт) + HNO3 (26)

розбав MeNO3 + H2O + H4NO3;

 

конц MeNO3 + H2O + O2;

Me (неакт) + HNO3 (27)

розбав MeNO3 + H2O + O.

 

Взаємодія активних металів з концентрованою сульфатною кислотою приводить до утворення H2S або S, а неактивних – SO2:

 

Ме (акт) MeSO4 + H2O + H2 (S);

Me + H2SO4 (конц) (28)

Ме (неакт) MeSO4 + H2O + О2.

 

Контрольні питання та завдання

 

1. Чи виділяється газоподібний водень під час взаємодії нітратної та концентрованої сульфатної кислот з металами?

2. Що виконує роль окисника у молекулах нітратної та концентрованої сульфатної кислот?

3. Назвіть продукти реакції розбавленої нітратної кислоти з активними металами.

4. У чому полягають особливості складання рівнянь окисно-відновних реакцій металів з нітратною та концентрованою сульфатною кислотами?

 

Приклади розв’язання типових задач

1. Визначте коефіцієнти в окисно-відновній реакції, укажіть процеси, а
також напишіть, яка речовина є окисником, яка відновником:

 

;
– 8 = 1 – процес окиснення, відновник ;

+ 2 = 4 – процес відновлення, окисник ;

 
 


¯.

2. Закінчіть окисно-відновну реакцію:

 

;
– 2 = 3 – процес окиснення, відновник ;

+ 3 = 2 – процес відновлення, окисник ;

 
 


.

 

 

Питання для самоперевірки

 

1. Умови і характер перебігу окисно-відновного процесу. Як залежить
перебіг окисно-відновного процесу від реакції середовища? Наведіть приклади.

2. Перелічте типи окисно-відновних реакцій.

3. Що спільного між ступенем окиснення та валентністю і в чому
відмінність між ними?

4. Що таке окиснення та відновлення?

5. У чому суть методу електронного балансу?

6. Що означає ступінь окиснення елемента? Чим требакористуватися при обчисленні ступеня окиснення елемента у сполуці?

7.Визначіть окисник, відновник, процеси окиснення і відновлення, а також коефіцієнти в наступних рівняннях окисно-відновних реакцій:

7.1. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

7.2. PbO2 +MnSO4 + H2SO4 ® HMnO4 +PbSO4 + H2O

7.3. MnO2 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + H2O

7.4. NaCrO2 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + H2O

7.5. K2Cr2O7 + SnSO4 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + Sn(SO4)2 + H2O + K2SO4

7.6. Mg + H2SO4 ® MgSO4 + H2S + H2O

7.7. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

7.8. Ni + H2SO4 ® NiSO4 + SO2 + H2O

7.9. Fe + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O

7.10. Co + HNO3 ® Co(NO3)2 + N2 + H2O