Основно съдържание

Курс: Химична библиотека > Раздел 16

Урок 1: Окислително-редукционни процеси

Изравняване на окислително-редукционни реакции

Въведение

Окислително-редукционните (или само редукционни) реакции са реакции, които включват пренос на електрони между атомите (виж тази статия за редукционните реакции, ако искаш да си припомниш!). Уравненията на окислително-редукционните реакции трябва да бъдат изравнени и по маса, и по заряд, което прави трудно изравняването им от пръв поглед. В тази статия ще научим за изравняване по метода на полуреакциите – полезна процедура за изравняване на уравненията на редукционни реакции във водни разтвори.

Метод на полуреакциите за балансиране на окислително-редукционни уравнения

За да балансираме окислително-редукционно уравнение с помощта на метода на полуреакциите, уравнението първо трябва да се раздели на две полуреакции – едната представляваща окисление, а другата представляваща редукция. Уравненията на полуреакциите след това се изравняват по маса и заряд и, ако е необходимо, се преработват така, че броят на пренесените електрони във всяко уравнение да е един и същи. Накрая уравненията на полуреакциите се събират в едно, давайки ни общото изравнено уравнение за реакцията.

Да видим как работи тази процедура за една по-проста окислително-редукционна реакция. Разгледай реакцията между

Co^{3 +}

и металния никел:

Co^{3 +} + Ni \to Co^{2 +} + Ni^{2 +}

Изравнено ли е това уравнение? Изглежда сякаш е изравнено спрямо масата, тъй като има един атом

Co

и един атом

Ni

от всяка страна на уравнението. Но не е изравнено по заряд: сумарният заряд в лявата страна на уравнението е

3 +

, а сумарният заряд в дясната страна е

4 +

. За да балансираме уравнението по заряд, ще използваме метода на полуреакциите.

Първо ще разделим уравнението на две отделни полуреакции на окисление и на редукция:

Полуреакция на окисление: Полуреакцията на окислението показва реактантите и продуктите, които участват в процеса на окисление. Тъй катометалният

Ni

се окислява до

Ni^{2 +}

в тази реакция, първо можем да запишем този процес:

Окисление: Ni \to Ni^{2 +}

Но това не е пълната полуреакция на окисление! Също като общото уравнение, полуреакцията е балансирана по маса, но не и по заряд. Можем да я балансираме по заряд, като добавим два електрона към дясната страна на уравнението, така че сумарният заряд от всяка страна да е

0

Окисление: Ni \to Ni^{2 +} + 2 e^{-}

Сега, когато полуреакцията на окисление е изравнена, тя ни показва, че се отделят два електрона за всеки окислен никелов атом. Но къде отиват тези електрони? Можем да проследим пътя им в полуреакцията на редукция.

Полуреакция на редукция: Полуреакцията на редукция показва реактантите и продуктите, участващи в стъпката на редукция. В този случай уравнението ни трябва да показва редуцирането на

Co^{3 +}

до

Co^{2 +}

. Трябва също да включим електрон в лявата страна на уравнението, за да изравним зарядите:

Редукция: Co^{3 +} + e^{-} \to Co^{2 +}

От изравнената полуреакция за редукцията виждаме, че един електрон се усвоява за всеки редуциран

Co^{3 +}

йон. Важно е да се отбележи, че електроните в този процес идват от полуреакцията на окисление.

След това трябва да съберем изравнените полуреакции в едно, за да получим изравненото общо уравнение. Но първо трябва да се уверим, че електроните ще се съкратят, когато комбинираме полуреакциите (не трябва да има безпризорни електрони, които се разкарват насам-натам!). В момента полуреакцията на окисление включва пренос на два електрона, докато полуреакцията на редукция включва пренос само на един електрон. Така че трябва да умножим полуреакцията на редукция по

2

\begin{aligned} 2 [Co^{3 +} + e^{-} \to Co^{2 +}] \\ 2 Co^{3 +} + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} \end{aligned}

Сега можем да съберем двете полуреакции, съкращавайки електроните от двете страни:

\begin{aligned} Ni \to Ni^{2 +} + 2 e^{-} \\ 2 Co^{3 +} + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} \\ \overset{―}{} \\ Ni + 2 Co^{3 +} \to Ni^{2 +} + 2 Co^{2 +} \end{aligned}

Полученото уравнение съдържа равен брой от всеки вид атоми от двете страни на уравнението (

1

Ni

2

Co

), както и един и същ сумарен заряд от всяка страна (

6 +

). Тези две неща означават, че уравнението е изравнено и по маса, и по заряд!

Изравняване на окислително-редукционни уравнения в киселинен или основен разтвор

Току-що използвахме метода на полуреакциите, за да изравним едно просто окислително-редукционно уравнение. Но много от окислително-редукционните процеси, които протичат във воден разтвор, са по-сложни от примера, посочен по-горе. В тези случаи може да се наложи да добавим молекули

H_{2} O

и йони

H^{+}

(за реакции, протичащи в киселинен разтвор) или йони

OH^{-}

(за реакции, протичащи в основен разтвор), за да изравним уравнението напълно. Пример 1 по-долу показва прилагането на този метод за реакция, протичаща в киселинен разтвор, а пример 2 показва използването на този метод за реакция, протичаща в основен разтвор.

Пример 1: Изравняване на уравнението на окислително-редукционен процес в киселинен разтвор

Изравни уравнението за реакцията на метала мед и нитратния йон в киселинен разтвор.

Cu + NO_{3}^{-} \to Cu^{2 +} + NO_{2}

За да изравним това уравнение, ще използваме метода на полуреакциите, който току-що научихме. Тъй като тази реакция протича в киселинен разтвор, можем да използваме йони

H^{+}

и молекули

H_{2} O

, които да ни помогнат да изравним уравнението.

Стъпка 1: Раздели уравнението на полуреакции

Първо ще разделим небалансираното уравнение на две полуреакции:

\begin{aligned} Окисление: Cu \to Cu^{2 +} \\ Редукция: NO_{3}^{-} \to NO_{2} \end{aligned}

Забележи, че нито една от полуреакциите не е напълно балансирана! Ще направим това в следващата стъпка.

Стъпка 2: Изравни всяка полуреакция по маса и заряд

Полуреакцията на окисление вече е изравнена по маса, така че просто трябва да я изравним по заряд. Можем да направим това, като добавим два електрона към дясната страна на уравнението и ще получим сумарен заряд

0

от двете страни:

Окисление: Cu \to Cu^{2 +} + 2 e^{-}

Ами полуреакцията на редукция? Това уравнение не е изравнено и по маса, и по заряд. Първо да го изравним по маса: знаем, че атомите

N

вече са изравнени (има по един от всяка страна на уравнението). Но атомите

O

не са. Можем да изравним атомите

O

, като добавим една молекула

H_{2} O

към дясната страна на уравнението:

NO_{3}^{-} \to NO_{2} + H_{2} O

Сега има два небалансирани атома

H

от дясната страна на уравнението. Тъй като реакцията е в киселинен разтвор, можем да балансираме атомите, като добавим йони

H^{+}

към лявата страна:

NO_{3}^{-} + 2 H^{+} \to NO_{2} + H_{2} O

Сега да балансираме уравнението по заряд. За да направим това, трябва да добавим един електрон към лявата страна на уравнението, така че сумарният заряд от всяка страна да стане

0

Редукция: NO_{3}^{-} + 2 H^{+} + e^{-} \to NO_{2} + H_{2} O

Стъпка 3: Изравни броя пренесени електрони

Тъй като два електрона биват отдадени при полуреакцията на окисление и един електрон бива присъединен при полуреакцията на редукция, трябва да умножим полуреакцията на редукция по

2

\begin{aligned} 2 [NO_{3}^{-} + 2 H^{+} + e^{-} \to NO_{2} + H_{2} O] \\ 2 NO_{3}^{-} + 4 H^{+} + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} + 2 H_{2} O \end{aligned}

Стъпка 4: Събери полуреакциите

Комбинира;e двете полуреакции и съкращавайки електроните, получаваме

\begin{aligned} Cu \to Cu^{2 +} + 2 e^{-} \\ 2 NO_{3}^{-} + 4 H^{+} + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} + 2 H_{2} O \\ \overset{―}{} \\ Cu + 2 NO_{3}^{-} + 4 H^{+} \to Cu^{2 +} + 2 NO_{2} + 2 H_{2} O \end{aligned}

И сме готови! Нека проверим работата си: има равен брой от всеки вид атоми от двете страни на уравнението (

1

Cu

2

N

6

O

4

H

) и сумарният заряд (

2 +

) е един и същ от всяка страна, така че уравнението е балансирано!

Пример 2: Изравняване на уравнението на окислително-редукционен процес в основен разтвор

Изравни уравнението за реакцията на перманганатни и йодидни йони в основен разтвор.

MnO_{4}^{-} + I^{-} \to MnO_{2} + I_{2}

Отново, нека използваме метода на полуреакциите, за да изравним това уравнение. Но този път можем да използваме само йони

OH^{-}

йони и молекули

H_{2} O

, за да си помогнем да изравним уравнението, тъй като реакцията протича в основен разтвор.

Стъпка 1: Раздели уравнението на полуреакции

В тази реакция йодният йон се окислява, а перманганатният йон се редуцира:

\begin{aligned} Окисление: I^{-} \to I_{2} \\ Р е д у к ц и я : MnO_{4}^{-} \to MnO_{2} \end{aligned}

Стъпка 2: Изравни всяка полуреакция по маса и заряд

Нека започнем с полуреакцията на окисление, която трябва да бъде балансирана и по маса, и по заряд. Първо поставяме коефициент

2

пред

I^{-}

, за да постигнем баланс по маса:

2 I^{-} \to I_{2}

После добавяме два електрона към дясната страна на уравнението, за да постигнем баланс по заряд:

Окисление: 2 I^{-} \to I_{2} + 2 e^{-}

След това ще преминем към полуреакцията на редукция, която също трябва да бъде балансирана и по маса, и по заряд. Ще започнем с масата: тъй като вече има по един атом

Mn

от всяка страна на уравнението, трябва да балансираме само атомите

O

. Можем да направим това, като добавим йони

OH^{-}

и молекули

H_{2} O

към всяка страна на уравнението, като използваме метода "опит-грешка", но това може да е сложно и времеемко. Вместо това нека първо балансираме полуреакцията, все едно протича в киселинен разтвор:

MnO_{4}^{-} + 4 H^{+} \to MnO_{2} + 2 H_{2} O

След това, за да отчетем факта, че полуреакцията всъщност протича в основен разтвор, нека добавим

OH^{-}

към двете страни на уравнението, за да неутрализираме

H^{+}

\begin{aligned} MnO_{4}^{-} + \underset{⏟}{4 H^{+} + 4 OH^{-}} \to MnO_{2} + 2 H_{2} O + 4 OH^{-} \\ 4 H_{2} O \\ MnO_{4}^{-} + 2 H_{2} O \to MnO_{2} + 4 OH^{-} \end{aligned}

Забележи, че комбинирахме йоните

H^{+}

OH^{-}

в лявата страна на уравнението, при което се получават нови молекули

H_{2} O

, и после елиминирахме молекулите

H_{2} O

, които бяха и от двете страни на уравнението.

Накрая нека балансираме полуреакцията по заряд. За да направим това, ще добавим три електрона към лявата страна на уравнението, при което сумарният заряд от всяка страна става

4 -

Редукция: MnO_{4}^{-} + 2 H_{2} O + 3 e^{-} \to MnO_{2} + 4 OH^{-}

Стъпка 3: Изравни броя пренесени електрони

За да изравним броя пренесени електрони в двете полуреакции, трябва да умножим полуреакцията на окисление по

3

и полуреакцията на редукция по

2

(което ще даде общо по шест електрона във всяка полуреакция):

\begin{aligned} 3 [2 I^{-} \to I_{2} + 2 e^{-}] \\ 6 I^{-} \to 3 I_{2} + 6 e^{-} \\ 2 [MnO_{4}^{-} + 2 H_{2} O + 3 e^{-} \to MnO_{2} + 4 OH^{-}] \\ 2 MnO_{4}^{-} + 4 H_{2} O + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} + 8 OH^{-} \end{aligned}

Стъпка 4: Събери полуреакциите

Накрая нека съберем двете полуреакции, при което съкращаваме електроните във всяко уравнение:

\begin{aligned} 2 MnO_{4}^{-} + 4 H_{2} O + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} + 8 OH^{-} \\ 6 I^{-} \to 3 I_{2} + 6 e^{-} \\ \overset{―}{} \\ 2 MnO_{4}^{-} + 6 I^{-} + 4 H_{2} O \to 2 MnO_{2} + 3 I_{2} + 8 OH^{-} \end{aligned}

Като проверим работата си, виждаме, че има

2

Mn

12

O

8

H

6

I

атома, както и сумарен заряд

8 -

от двете страни на уравнението. Така че уравнението е балансирано!

Резюме

Можем да използваме метода на полуреакциите, за да изравняваме уравнения на окислително-редукционни реакции, протичащи във воден разтвор. При този метод едно окислително-редукционно уравнение се разделя на две полуреакции, едната включваща окисление, а другата включваща редукция. Всяка полуреакция се изравнява по маса и заряд, а после двете уравнения се комбинират с подходящите коефициенти, така че електроните да се съкратят. За балансиране на уравненията на по-сложни окислително-редукционни процеси понякога е необходимо да добавим йони

H^{+}

и молекули

H_{2} O

(ако реакцията протича в киселинен разтвор) или йони

OH^{-}

и молекули

H_{2} O

(ако реакцията протича в основен разтвор) към уравнението.

Brown, L. T., LeMay, Jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., and Stoltzfus, M. W. (2015). Balancing Redox Equations. In Chemistry: The Central Science (13th ed., pp. 860–865). Upper Saddle River, NJ: Pearson.

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Oxidation-Reduction Reactions. In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (9th ed., pp. 896-903). Stamford, CT: Cengage Learning.

Искаш ли да се присъединиш към разговора?

Вписване в профила

Сортирай по:

Все още няма публикации.

Разбираш ли английски? Натисни тук, за да видиш още дискусии в английския сайт на Кан Академия.