1. Расставить все степени окисления всех элементов. Определить окислитель, восстановитель.
2. Составить уравнение электронного баланса.
3. По правой части электронного баланса написать предполагаемые продукты реакции по окислительно-восстановительному (ОВ) процессу, а также параллельно протекающие процессы – реакции обмена или замещения.
4. Поставить коэффициенты к окислителю и восстановителю согласно уравнению электронного баланса и продуктам их превращения.
5. Уравнять катионы металлов, не участвующих в ОВР
6. Уравнять анион неметалла, не участвующего в ОВР
7. Уравнять количество атомов водорода
8. Подсчитать количество атомов кислород. Если количество атомов кислорода в левой и правой части одинаково, уравнение составлено правильно.
Примечание: указанная последовательность расстановки коэффициентов для кислой среды, в щелочных средах п.5 и п. 6 поменять местами.
Для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ используют так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы (ОВП). Последние выражают работу, которая затрачивается при переходе 1 моль эквивалента вещества из восстановленной формы в окисленную и, наоборот. Потенциал данного электродного процесса при концентрации всех реагирующих веществ, равных единице, называется нормальным или стандартным потенциалом (см. Приложение 10 – «Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных растворах по отношению к водородному электроду»). За нуль берется нормальный потенциал процесса: 2Н+ +2е Û Н2
|
|
Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем активнее данная система как восстановитель, т.е. тем легче она переходит из восстановленной формы в окисленную. Чем больше положительное значение электродного потенциала, тем легче вещество переходит из окисленной формы в восстановленную – окислитель.
Окислительно-восстановительная реакция возможна лишь в том случае, когда разность между ОВП окислителя (Еок) и ОВП восстановителя (Евос) имеет положительное значение (ЭДС):
ЭДС = Еок – Евос > 0
Например, Ag0 + H+Cl®
вос-ль ок-ль
Ag0 –1e ® Ag+1 E0вос = 0,79 В
Н+ +2е ® Н2 Е0ок = 0 В
ЭДС0 = Е0ок – Е0вос = 0- 0,79 < 0, реакция не возможна.
Направление ОВР зависит от многих факторов: реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная); температура; концентрация окислителя и др. факторы.
В водных растворах концентрация ионов водорода меняется в широких пределах, поэтому, если в ОВР образуются или расходуются ионы водорода или гидроксила, то рН очень сильно влияет на направление таких реакции. В связи с этим уравнения полуреакций окисления и восстановления учитывают реально существующие молекулы, ионы и реакцию среды.
|
|
Например, рассмотрим окислительную способность перманганата в зависимости от среды:
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, E0 = 1,51 B, pH < 7,
MnO4- + 4H+ + 3e = MnO2 + 2H2O, E0 = 1,69 B, pH» 7,
MnO4- +2H2O +3e = MnO2 +2OH-, E0 = 0,60 B, pH >7 (см. приложение – 10).
Данный пример также определяет окислительную способность соединения марганца в +7 степени окисления, а именно, с ростом рН окислительная способность падает (с увеличением рН уменьшается ОВП).