Коэффициенты окислительно-восстановительной реакции
Коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) подбирают так, чтобы одновременно сохранялись число атомов каждого элемента и общий заряд. В школьных задачах используют два связанных алгоритма: метод электронного баланса и метод полуреакций.
Основные понятия и общий принцип
В ОВР одни частицы отдают электроны, а другие принимают их. Электронный баланс помогает сравнить число отданных и принятых электронов по изменениям степеней окисления. Полуреакции окисления и восстановления показывают эти процессы отдельно и особенно удобны для реакций в растворах.
Окисление — отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления. Восстановление — принятие электронов, сопровождающееся понижением степени окисления. Вещество, которое принимает электроны, является окислителем; вещество, которое отдаёт электроны, — восстановителем.
В любой ОВР общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем. Коэффициенты перед веществами подбирают так, чтобы это равенство выполнялось.
Сначала расставляют коэффициенты у частиц, в которых меняются степени окисления. Затем уравнивают остальные элементы, а кислород и водород — в последнюю очередь. После этого проверяют число атомов и, если реакция записана в ионном виде, общий заряд.
Метод электронного баланса
Метод применяют чаще всего к молекулярным уравнениям. Он состоит из последовательных действий.
- Запишите формулы исходных веществ и продуктов, не изменяя их индексы.
- Определите степени окисления элементов до и после реакции.
- Найдите элементы, степени окисления которых изменились.
- Запишите, сколько электронов отдаётся и принимается одной частицей.
- Умножьте процессы на такие числа, чтобы число отданных и принятых электронов совпало.
- Перенесите найденные множители в коэффициенты перед соответствующими веществами.
- Уравняйте остальные элементы и сократите коэффициенты, если у них есть общий делитель.
- Проверьте атомы каждого элемента, а для ионного уравнения — ещё и общий заряд.
Повышение степени окисления записывают как отдачу электронов: \(\mathrm{Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}}\). Понижение — как принятие: \(\mathrm{Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^-}\). Число электронов ставят так, чтобы заряд частицы изменился правильно.
В реакции \(\mathrm{KMnO_4 + HCl \rightarrow KCl + MnCl_2 + Cl_2 + H_2O}\) марганец понижается с \(+7\) до \(+2\), а хлор из хлороводородной кислоты повышает степень окисления с \(-1\) до \(0\). Поэтому перманганат — окислитель, а хлорид-ионы — восстановитель. Электронный баланс даёт 5 принятых и 2 отданных электрона; минимальное общее число — 10. После подбора остальных коэффициентов получается: \(\mathrm{2KMnO_4 + 16HCl \rightarrow 2KCl + 2MnCl_2 + 5Cl_2 + 8H_2O}\).
Какой коэффициент перед \(\mathrm{FeCl_2}\) нужен в уравнении \(\mathrm{Cl_2 + FeCl_2 \rightarrow FeCl_3}\)?
Метод полуреакций
Метод полуреакций применяют главным образом к ионным уравнениям в растворах. Реакцию разделяют на две части: окисление и восстановление. Затем в каждой части уравнивают атомы и заряд. Выбор действий зависит от среды: для кислого раствора используйте страницу ОВР в кислой среде, для щелочного — ОВР в щелочной среде, для нейтрального — ОВР в нейтральной среде.
- Запишите две ионные полуреакции: одну для отдачи электронов, другую для их принятия.
- Уравняйте элементы, кроме H и O.
- В кислой среде добавьте \(\mathrm{H_2O}\) для кислорода, а затем \(\mathrm{H^+}\) для водорода.
- В щелочной среде после уравнивания в кислой среде добавьте к обеим частям столько \(\mathrm{OH^-}\), сколько нужно для удаления \(\mathrm{H^+}\); образовавшиеся вода и гидроксид-ионы сократите.
- В нейтральной среде следите, чтобы в окончательном уравнении не оставались лишние \(\mathrm{H^+}\) или \(\mathrm{OH^-}\).
- Уравняйте заряд, добавляя электроны в более положительную часть.
- Умножьте полуреакции и сложите их так, чтобы электроны сократились.
- Сократите одинаковые частицы по обе стороны и проверьте атомы и заряд.
Сначала уравнивают все элементы, кроме H и O; затем O с помощью воды, H с помощью ионов среды; в конце — заряд электронами. Электроны должны находиться слева в полуреакции восстановления и справа в полуреакции окисления.
Например, восстановление перманганат-иона в кислой среде записывают так: \(\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}}\). Добавление четырёх молекул воды уравнивает кислород, добавление восьми ионов водорода — водород, а пять электронов — заряд: \(\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}\).
Сравнение методов и проверка ответа
| Признак | Электронный баланс | Метод полуреакций |
|---|---|---|
| Основная область | Молекулярные уравнения | Ионные уравнения в растворах |
| Главный объект | Изменение степеней окисления | Отдельные процессы окисления и восстановления |
| Среда | Обычно учитывается после баланса | Кислая, щелочная или нейтральная учитывается сразу |
| Финальная проверка | Атомы элементов | Атомы, заряд и сокращение электронов |
1. Нельзя менять индексы в формулах веществ: это заменяет одно вещество другим. 2. Нельзя считать коэффициентом число электронов без учёта числа атомов элемента в частице. 3. Не путайте окислитель и восстановитель: окислитель принимает электроны и сам восстанавливается. 4. В ионном уравнении нельзя забывать проверку заряда. 5. В кислой и щелочной среде нельзя добавлять воду, \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\) произвольно: порядок действий должен сохраняться.
Окислитель принимает электроны. Восстановитель отдаёт электроны. Сумма отданных электронов равна сумме принятых. Индексы не изменяют, изменяют только коэффициенты.
Quick-test
Проверь себя
Главное
- ОВР уравнивают по равенству отданных и принятых электронов.
- В методе электронного баланса используют изменения степеней окисления.
- В методе полуреакций отдельно уравнивают окисление и восстановление, затем складывают их.
- В кислой, щелочной и нейтральной среде применяются разные частицы для уравнивания H и O.
- После расстановки коэффициентов обязательно проверьте атомы, заряд и отсутствие общего делителя у коэффициентов.