Рівняння окисно-відновних реакцій

Багато хімічні реакції зрівнюються простим підбором коефіцієнтів. Але іноді виникають складності: кількість атомів якого-небудь елемента в лівій і правій частинах рівняння ніяк не вдається зробити однаковим без того, щоб не порушити “рівноваги” між атомами інших елементів.

Найчастіше такі складнощі виникають в рівняннях окисно-відновних реакцій. Для їх зрівнювання використовують кілька способів, з яких ми поки розглянемо один – метод електронного балансу.

Напишемо рівняння реакції між алюмінієм і киснем:

Al + O2 = Al2O3

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

Отже, в чому полягає метод електронного балансу? Баланс – це рівність. Тому слід зробити однаковим кількість електронів, які віддає один елемент і приймає інший елемент у даній реакції. Спочатку це кількість виглядає різним, що видно з різних ступенів окислення алюмінію і кисню:

Щоб кількість відданих і прийнятих електронів вирівнялося, перше рівняння треба помножити на 4, а друге – на 3. Для цього досить перемістити числа відданих і прийнятих електронів проти верхньої та нижньої строчки так, як показано на схемі вгорі.

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

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Всі переваги методу електронного балансу виявляються в більш складних випадках, ніж окислення алюмінію киснем. Наприклад, відома всім “марганцівка” – марганцекислий калій KMnO4 – є сильним окислювачем за рахунок атома Mn в ступені окислення +7. Навіть аніон хлору Cl-віддає йому електрон, перетворюючись на атом хлору. Це іноді використовують для отримання газоподібного хлору в лабораторії:

KMnO4 + KCl + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Двійка і 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.

2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

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

Метод електронного балансу, як ми бачимо, не виключає і звичайного добору коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій, але може помітно полегшити такий підбір.

** Окислювально-відновні реакції відіграють величезну роль в природі і техніці. Без цих реакцій неможливе життя, тому що дихання, обмін речовин, синтез рослинами клітковини з вуглекислого газу і води – все це окислювально-відновні процеси.

У техніці за допомогою реакцій цього типу отримують такі важливі речовини як аміак (NH3), сірчану (H2SO4) і соляну (HCl) кислоти і багато інших продуктів. Вся металургія заснована на відновленні металів з їхніх сполук – руд. Більшість хімічних реакцій – окислювально-відновні. Наведемо найважливіші визначення, пов’язані з окислювально-відновними реакціями.

Реакції, що проходять із зміною ступеня окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними.

Окислювачами називаються речовини, що приєднують електрони. Під час реакції вони відновлюються.

Восстановителями називаються речовини, що віддають електрони. Під час реакції вони окислюються.
Оскільки окислювач приєднує електрони, ступінь окислення його атомів може тільки зменшуватися. Навпаки, відновник втрачає електрони і ступінь окислення його атомів повинна підвищуватися.

Окислення завжди супроводжується відновленням і, навпаки, відновлення завжди пов’язане з окисленням.

Число електронів, що віддаються відновником, дорівнює числу електронів, що приєднуються окислювачем.

Якщо кожен атом окислювача може прийняти інше кількість електронів, ніж віддає атом відновника, то необхідно так підібрати кількість атомів того й іншого реагенту, щоб кількість віддаються і прийнятих електронів стало однаковим. Ця вимога покладено в основу методу електронного балансу, за допомогою якого зрівнюють рівняння окислювально-відновних реакцій.

Розрізняють три основних типи окисно-відновних реакцій:

1) Реакції міжмолекулярної окислення-відновлення (коли окислювач і відновник – різні речовини);

2) Реакції диспропорціонування (коли окислювачем і відновником може служити одне і те ж речовина);

3) Реакції внутрішньомолекулярними окислення-відновлення (коли одна частина молекули виступає в ролі окислювача, а інша – в ролі відновника).

Посилання на основну публікацію