Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) применяется два метода – метод электронного баланса и метод полуреакций, или ионно-электронный метод. Первый основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции. Этот метод достаточно подробно изучается в курсе школьной программы. Второй метод изучается менее подробно, особенно применительно к ОВР с участием органических соединений. Тем не менее именно этот метод оперирует частицами (молекулами или ионами), реально существующими в реакционной смеси, в отличие от метода электронного баланса, пользующегося строением частиц, реально не существующих. Например, используя метод электронного баланса, записывают: S+6>S+4. Однако это не частицы, реально принимающие участие в химическом процессе. На самом деле, в реакцию вступает (как один из возможных вариантов) сульфат-анион, а в результате образуется, например, оксид серы (IV). Таким образом, с учетом реально существующих частиц запись процесса будет следующей: SO42->SO20. Сделав ее, ученик неизбежно задается вопросом о судьбе кислорода, освобождающегося в ходе превращения. Для ответа на этот вопрос возникает необходимость проанализировать роль среды, в которой протекает ОВР. Таким образом, использование метода полуреакций формирует у учащихся более полное и глубокое представление о происходящем взаимодействии; развивает способность к анализу химической ситуации.
О каком бы окислительно-восстановительном взаимодействии ни шла речь, поведение реагирующих молекул или ионов можно свести к трем случаям:
1) количество кислорода в реагирующей частице возрастает;
2) количество кислорода в реагирующей частице убывает;
3) количество кислорода в реагирующей частице не меняется, как например, в случае превращения перманганат-аниона в манганат-анион: MnО4-–>MnO42- или в случае окисления спирта первичного или вторичного соответственно до альдегида или кетона:
Каждый случай изменения количества кислорода в реагирующей частице возможен в кислой, нейтральной и щелочной среде. Все обозначенные ситуации для удобства восприятия их учащимися целесообразно систематизировать, сведя в одну таблицу:
| Изменение количества кислорода | Реакция среды | Схема реакции |
| 1. Возрастает | Кислая | В кислой среде источником кислорода
являются молекулы воды: Н2О–>О-2+2Н+ |
| Нейтральная | Ситуация такая же, как и в случае кислой
среды: Н2О–>О-2+2Н+ |
|
| Щелочная | Источник кислорода – гидроксогруппы.
Две гидроксогруппы выделяют один кислород,
образуя при этом воду. 2-ОН–>О-2+Н2О |
|
| 2. Убывает | Кислая | Освобождающийся кислород образует с
катионами водорода среды воду: О-2+2Н+–>Н2О |
| Нейтральная | Освобождающийся кислород соединяется с
молекулами воды с образованием гидроксогрупп: О-2+Н2О–>2-ОН |
|
| Щелочная | Ситуация такая же, как и в случае
нейтральной среды: О-2+Н2О–>2-ОН |
Предлагая учащимся заполнить такую таблицу, следует вместе с ними логически проанализировать перечисленные в ней ситуации, приведя в дальнейшем конкретные примеры ОВР, в которых присутствует каждая из них. Подобного рода анализ развивает у учеников логику и, как следствие, самостоятельность химического мышления, формируя умение находить общее в частном и наоборот. Такой подход к изучению данного вопроса удобен в любом случае независимо от природы веществ – участников ОВР.
Приведу два примера:
I. Составим уравнение реакции окисления этена водным раствором перманганата калия (гидроксилирование по Вагнеру).
1. Записываем исходные вещества и известные продукты реакции. При этом необходимо помнить, что перманганат-анион в нейтральной среде переходит в диоксид марганца, а этен в указанных условиях окисляется до этиленгликоля.
Неизвестный пока продукт этой реакции будет выявлен в процессе составления уравнений так называемых полуреакций для процессов окисления и восстановления и дальнейшего их сложения.
Составляем ионные уравнения для процессов окисления и восстановления, последовательно анализируя происходящие с реагирующими частицами изменения
Из данной записи видно, что в процессе взаимодействия количество атомов кислорода в молекуле возрастает. Поскольку реакция протекает в нейтральной среде источником кислорода являются молекулы воды, что соответствует схеме реакции: Н2О—>О-2+2Н+ (см. таблицу). Так как в нашем конкретном случае количество кислорода в молекуле увеличивается на два атома перед водой необходимо поставить коэффициент “2”.
Далее находим количество электронов, участвующих в данном превращении. Суммарный заряд исходных частиц равен “0”, так как в реакцию вступают электронейтральные молекулы. Суммарный заряд продуктов реакции равен “+2” (обусловлен образованием двух протонов). Чтобы заряд “0” перешел в заряд “+2” необходимо, чтобы в процессе взаимодействия было отдано два электрона.
В итоге получаем:
Это уравнение полуреакции для процесса окисления.
б) Рассуждая аналогичным образом, составляем уравнение полуреакции для процесса восстановления.
Перманганат – анион в нейтральной сред переходит в диоксид марганца: MnO4—>MnO2v
Количество атомов кислорода при этом убывает.
Поскольку процесс протекает в нейтральной среде, освобождающийся кислород присоединяет вода, т.е. реакция идет по схеме О-2+Н2О—> 2-ОН (см.таблицу). Но одна молекула воды присоединяет только один кислород, а нашем случае количество кислорода убывает на два. Значит для осуществления этого превращения на один моль перманганат – анионов потребуется два моль воды. Таким образом, получаем запись: MnO4- + 2H2O —> MnO2v + 4-OH
Затем подсчитываем суммарный заряд частиц в левой и правой частях уравнения и количество электронов, участвующих в процессе.
Суммарный заряд частиц в левой части уравнения равен “-1” (обусловлен зарядом перманганат-аниона). Суммарный заряд частиц в правой части уравнения равен “-4” (обусловлен зарядом четырех гидроксогрупп). Таким образом, чтобы заряд “-1” перешел в заряд “-4” необходимо, чтобы в процессе взаимодействия было приобретено три электрона.
Теперь можно записать уравнение полуреакции для процесса восстановления:
Далее необходимо учесть, что в ОВР происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно количество электронов, отдаваемых восстановителем должно быть равно количеству электронов, приобретаемых окислителем. При этом свободных электронов никогда не образуется.
В нашем примере в процессе окисления участвует два электрона, а в процессе восстановления – три. Чтобы уравнять количество отданных и приобретенных электронов уравнение полуреакции для процесса окисления умножим на три, а уравнение полуреакции для процесса восстановления – на два. Еще раз перепишем:
Умножив уже имеющиеся коэффициенты на соответствующие множители получим:
Теперь суммируем полученные ионные уравнения для процессов окисления и восстановления, составляя тем самым общее ионное уравнение реакции. При этом электроны, участвующие в отдельно рассматриваемых процессах окисления и восстановления сократятся
В правой части уравнения присутствует шесть протонов и восемь гидроксогрупп. Их комбинация дает шесть молекул воды и две гидроксогруппы. После сокращения воды в левой и правой части данного ионного уравнения получаем:
Чтобы составить молекулярную форму уравнения реакции, допишем ионы калия, в растворе присутствующие, но в химическое взаимодействие не вступающие
В итоге определен третий продукт реакции – щёлочь гидроксид калия.
II. Составим уравнение реакции окисления эталона бихроматом натрия в сернокислой среде (t = 200С)
а) Являясь первичным спиртом, этанол окисляется до альдегида. При этом количество атомов кислорода остается неизменным.
б) Бихромат-анион в кислой среде переходит в ион Сr3+. Освобождающийся при этом кислород соединяется с протонами с образованием воды, т.е. реакция идет по схеме: О-2 + 2Н+ —> Н2О (см. таблицу).
Уравняем количество отданных и приобретенных электронов, умножив уже имеющиеся в уравнениях полуреакций коэффициенты на соответствующие множители и затем суммируем полученные ионные уравнения.
Сократим катионы водорода в левой и правой части полученного ионного уравнения
Для составления молекулярной формы уравнения реакции допишем ионы, присутствующие в растворе, но в химическое взаимодействие не вступающие, в необходимом количестве (речь идет о сульфат-анионах и ионах натрия).
Хочется отметить, что смена окраски, наблюдаемая в ходе данной реакции (с оранжевой, обусловленной присутствием бихромат-анионов, на сине-зеленую, обусловленную образованием ионов Cr3+) позволяет обнаружить даже следовые количества спиртов. В связи с этим трубка с бихроматом натрия используется для контроля водителей автотранспорта.
Таким образом, суть ионно-электронного метода состоит в составлении ионных уравнений процессов окисления и восстановления, т.е. двух полуреакций, сложение которых дает полную ОВР в ионном виде.