Составление ОВР в нейтральной среде
В нейтральной среде ОВР протекает в воде без избытка кислоты или щёлочи, поэтому при уравнивании важно не приписывать кислоту или щёлочь к исходным веществам без основания. Удобнее всего использовать ионно-электронный метод, а затем проверить атомы и суммарный заряд.
Нейтральная среда — раствор, в котором нет избытка кислоты или щёлочи; условно \(\mathrm{pH}\approx 7\). В уравнении реакции вода может быть реагентом или продуктом, а ионы \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\) не должны оставаться в итоговом уравнении как признаки специально созданной кислой или щелочной среды.
Что меняется в нейтральной среде
Главное отличие нейтральной среды от кислой и щелочной — способ компенсации атомов кислорода и водорода. В кислой среде используют \(\mathrm{H_2O}\) и \(\mathrm{H^+}\), в щелочной — \(\mathrm{H_2O}\) и \(\mathrm{OH^-}\). В нейтральной среде сначала допустимо временно получить \(\mathrm{H^+}\) или \(\mathrm{OH^-}\) при составлении полуреакций, но после сложения они должны сократиться либо быть заменены водой так, чтобы итог соответствовал нейтральному раствору.
В правильно составленной ОВР число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Дополнительно должны совпадать числа атомов каждого элемента и суммарный заряд левой и правой частей.
- Определите элементы, у которых изменяются степени окисления.
- Запишите две полуреакции: восстановление и окисление.
- Уравняйте в каждой полуреакции атомы, кроме O и H.
- Добавьте воду для баланса кислорода, а водород уравняйте так, чтобы после сложения не осталось избытка кислоты или щёлочи.
- Уравняйте заряд электронами и умножьте полуреакции на подходящие коэффициенты.
- Сложите полуреакции, сократите одинаковые частицы и проверьте атомы и заряд.
Для нейтральной воды часто удобно составлять полуреакции сразу с участием \(\mathrm{H_2O}\) и \(\mathrm{OH^-}\), а затем проверить, что \(\mathrm{OH^-}\) появляется только как результат реакции, а не как добавленный избыток щёлочи. Такой подход особенно полезен для восстановления перманганата до \(\mathrm{MnO_2}\): именно этот продукт характерен для нейтральной или слабощелочной среды. В кислой среде перманганат обычно восстанавливается до \(\mathrm{Mn^{2+}}\), а в щелочной — до \(\mathrm{MnO_4^{2-}}\).
| Признак | Нейтральная среда | Кислая среда |
|---|---|---|
| Восстановление \(\mathrm{MnO_4^-}\) | Часто до \(\mathrm{MnO_2}\) | Обычно до \(\mathrm{Mn^{2+}}\) |
| Допустимые частицы в итоговой записи | Вода; иногда образующиеся \(\mathrm{OH^-}\) или другие ионы раствора | \(\mathrm{H^+}\) и вода |
| Что обязательно проверить | Атомы, заряд и отсутствие искусственно добавленной кислоты или щёлочи | Атомы, заряд и баланс \(\mathrm{H^+}\) |
Какой продукт восстановления перманганат-иона наиболее характерен для нейтральной среды?
Алгоритм через полуреакции
Рассмотрим типичный случай: перманганат окисляет сульфит до сульфата в воде. Сначала определим изменения степеней окисления: марганец в \(\mathrm{MnO_4^-}\) имеет степень окисления +7, а в \(\mathrm{MnO_2}\) — +4, поэтому принимает 3 электрона. Сера в \(\mathrm{SO_3^{2-}}\) имеет +4, а в \(\mathrm{SO_4^{2-}}\) — +6, поэтому отдаёт 2 электрона.
Уравнять реакцию \(\mathrm{MnO_4^-+SO_3^{2-}\rightarrow MnO_2+SO_4^{2-}}\) в нейтральной среде.
Проверка: марганца — 2 и 2, серы — 3 и 3, кислорода слева \(8+9+1=18\), справа \(4+12+2=18\), водорода — 2 и 2. Заряд слева \(-2-6=-8\), справа \(-6-2=-8\). Следовательно, коэффициенты верны.
1. Использовать продукт не той среды: записывать \(\mathrm{Mn^{2+}}\) для нейтрального раствора без объяснения нельзя. 2. Оставлять \(\mathrm{H^+}\) в итоговом уравнении нейтральной реакции. 3. Проверять только электроны и забывать про атомы O и H. 4. Считать коэффициент перед ионом частью его заряда. 5. Пытаться уравнять реакцию только по степеням окисления: электронный баланс не заменяет баланс атомов и заряда.
Молекулярная запись и проверка результата
После получения сокращённого ионного уравнения его можно перевести в молекулярную форму, если известны исходные соли и растворимые продукты. Для этого подбирают ионы-спутники, которые не изменяют степени окисления. Например, для перманганата калия и сульфита натрия в воде ионное уравнение дополняют ионами калия и натрия, а образующийся \(\mathrm{MnO_2}\) выпадает в осадок. Ионное уравнение обычно надёжнее молекулярного: оно показывает именно частицы, участвующие в ОВР.
Сначала проверьте, соответствует ли продукт среде. Затем отдельно посчитайте атомы каждого элемента и суммарный заряд. Если в нейтральной реакции неожиданно остались большие количества \(\mathrm{H^+}\) или \(\mathrm{OH^-}\), вернитесь к полуреакциям: скорее всего, частицы не были сокращены или среда выбрана неверно.
Связь с другими случаями
Техника уравнивания остаётся той же, но состав частиц и продукты зависят от среды. Перед этой темой полезно повторить изменение степени окисления и общий ионно-электронный метод. Сравнение с кислой средой и щелочной средой помогает понять, почему один и тот же окислитель даёт разные продукты. Для окончательной молекулярной записи пригодится тема молекулярной формы ОВР.
Проверь себя
Главное
- Нейтральная среда не означает отсутствие воды: вода может участвовать в реакции.
- Используйте полуреакции, уравнивайте электроны, атомы и заряд.
- Для перманганата в нейтральной среде характерен продукт \(\mathrm{MnO_2}\).
- Ионы \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\) нельзя оставлять как признаки искусственно созданной кислой или щелочной среды без химического основания.
- После сокращения полуреакций обязательно проверьте все элементы и суммарный заряд.