Как составить электорнное уравнение

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители.

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺ (см. схему):

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2) Определить окислитель и восстановитель

Найдем степень окисления элементов:

Na₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶           | 5  восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺²    | 2  окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄^2-, из которых 5 – за счет превращения 5SO₃^2- → 5SO₄^2-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄^2-— 5SO₄^2- = 3SO₄^2-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H⁺ + 3O^-2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H⁺ — кислая среда, OH^— — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- + MnO₄^— + 2H⁺ = Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄^— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn²⁺. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄^—, который, соединяясь с H⁺ образует воду:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O

Восстановитель SO₃^2- — окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃^2-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H⁺:

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O      |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺          |5             восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^— + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + H₂O = MnO₂ + SO₄^2- + OH^—

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄^—, а восстановителем SO₃^2-.

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄^— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + 2H₂O  + 3e^— = MnО₂ + 4OH^—       |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O               |3             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO₃^2- + 2MnO₄^— + H₂O =2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + OH^— = MnO₂ + SO₄^2- + H₂O

В щелочной среде окислитель MnO₄^— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄^2-. Восстановитель SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + e^— = MnО₂                                           |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O         |1             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO₃^2- + 2MnO₄^— + 2OH^— = 2MnО₄^2- + SO₄^2- + H₂O

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2K₂MnO₄ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I₂⁰. Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S⁰. Сульфид калия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO₃. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl₂⁰, хлористый водород является восстановителем.

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl₂. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО₂:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn²⁺, в нейтральной или слабощелочной — до MnO₂, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO₄^2–. Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr³⁺:

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)₆]^3–:

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Тренировочные задания

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H₂O + KNO₃ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH3↑.

2. KNO₃ + Al → KAlO₂ + Al₂O₃ + N₂.

3. Na₂O₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → O₂↑ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

4. NaCl + H₂SO₄ + MnO₂ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

5. NaCl + H₂SO₄ + KMnO₄ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

6. KNO₂ + H₂SO₄ + MnO₂ → MnSO₄ + KNO + H₂O.

7. KI + H₂SO₄ + KMnO₄ → I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

8. KI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

9. C + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

10. PbO₂ + HNO₃ + KI → Pb(NO₃)₂ + I₂ + KNO₃ + H₂O.

11. PbO₂ + HNO₃ + Mn(NO₃)₂ → Pb(NO₃)₂ + HMnO₄ + H2O.

12. NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → NaNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

13. KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

14. KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

15. KNO₂ + KI + H₂SO₄ → NO + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

16. KNO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ → NO + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

17. Ca₃(PO₄)₂ + C + SiO₂ → CaSiO₃ + P + CO.

18. Sb + HNO₃ → Sb₂O₅ + NO₂ + H₂O.

19. H₂O₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → MnSO₄ + O₂ + H₂O + K₂SO₄.

20. S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O.

21. H₂S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O.

22. H₂S + KMnO₄ → MnO₂ + S + H₂O + KOH.

23. H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

24. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

25. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH.

26. KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

27. K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

28. H₂SO₄ + C → SO₂ + CO₂ + H₂O.

29. H₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + H₂S + H₂O.

30. H₂SO₄ + KBr → SO₂ + Br₂ + KHSO₄ + H₂O.

31. H₂SO₄ + KI → H₂S + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

32. PbO₂ + HCl → PbCl₂ + Cl₂ + H₂O.

33. K₂Cr₂O₇ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O.

34. KMnO₄ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O.

35. KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂ + H₂O.

36. HClO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + HCl + H₂O.

37. NaBrO₃ + NaBr + H₂SO₄ → Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

38. HNO₃ + I₂ → HIO₃ + NO₂ + H₂O.

39. HNO₃ + I₂ → HIO₃ + NO + H₂O.

40. H₂SO₄ + HI → I₂ + H₂S + S + H₂O.

41. Fe₂(SO₄)₃ + HI → FeSO₄ + I₂ + H₂SO₄.

42. HIO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO4)₃ + I₂ + H₂O.

43. NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

44. KMnO₄ + Cu₂O + H₂SO₄ → MnSO₄ + CuSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

45. HNO₃ + Cu₂S → CuSO₄ + Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O.

46. H₂SO₄ + Cu₂S → CuSO₄ + SO₂ + H₂O.

47. Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O.

48. Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O.

49. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

50. FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

51. H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

52. Ca₃P₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Ответы

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Метод электронного баланса

Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ – кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.

Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.

В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем – вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.

Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, – кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.

В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.

Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.

• Al+C → Al₄C₃
• В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
  Al 0 +C 0 → Al₄ +3 C₃ -4
• Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
  Al 0 → Al +3
  1Al 0 -3e – → 1Al +3
• Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
  C 0 → C +4
  1C 0 +4e – → 1C -4
• Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом – в схему реакции алюминия:
• В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
• углерод принимает 3·4=12 электронов
• Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
• Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
  4·1Al 0 =4Al 0
• Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
  3·1C 0 =3C 0
• Окончательный вид уравнения:
  4Al 0 +3C 0 = Al₄ +3 C₃ -4

2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.

• Схема реакции:
  HNO₃+I₂ → HIO₃+NO+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  HN +5 O₃+I₂ 0 → HI +5 O₃+N +2 O+H₂O
• Азот меняет степень окисления с +5 на +2 – принимает 3 электрона, и является окислителем:
  N +5 → N +2
  N +5 +3e – → N +2
• Йод меняет степень окисления с 0 на +5 – отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
  I₂ 0 → 2I +5
  I₂ 0 -10e – → 2I +5
• Уравниваем заряды:
• Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
• В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I₂, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
• Расставляем найденные коэффициенты:
  10HNO₃+3I₂ = 6HIO₃+10NO+2H₂O

3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).

• HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• HCl -1 +Mn +4 O₂ → Cl₂ 0 +Mn +2 Cl₂+H₂O
• Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца – окислителем.
• Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
  Cl -1 → Cl₂ 0
  2Cl – -2e – → Cl₂ 0
• Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
  Mn +4 → Mn +2
  Mn +4 +2e – → Mn +2
• Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
• Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
  2HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
• В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой – 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 – теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
  4HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+2H₂O
• Ионное уравнение реакции:
  4H + +4Cl – +MnO₂ = Cl₂+Mn 2+ +2Cl – +2H₂O

4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.

• Схема реакции:
  H₂S+KMnO₄+H₂SO₄ → S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄ → S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+H₂O
• Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород – восстановитель):
  S -2 → S 0
  S -2 -2e – → S 0
• Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат – окислитель):
  Mn +7 → Mn +2
  Mn +7 +5e – → Mn +2
• Электронные уравнения:
• 5H₂S+2KMnO₄+H₂SO₄ = S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• 5H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 5S+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O
• Ионное уравнение:
  5H₂S+2MnO₄ – +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H₂O

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

“Метод полуреакций, или электронно-ионного баланса”

Разделы: Химия

Тема: метод полуреакций или электронно-ионного баланса

Цель: расширить и углубить знания об ОВР.

Задачи:

• научить определять возможность протекания ОВР между данными веществами;
• научить устанавливать продукты реакции с опорой на схемы;
• раскрыть сущность метода полуреакций;
• рассмотреть правила и алгоритмы составления уравнений ОВР;
• научить применять полученные знания для решения конкретных задач.

Формы обучения: разъяснение, рассуждение, общая характеристика.

Методы обучения: словесные (беседа, объяснение), наглядные (компьютерные), практические (упражнения).

Общедидактические методы: объяснительно-иллюстративный, частично-поисковый, проблемный.

Ход урока.

1. Проверка домашнего задания.

Опрос у доски:

1) Самостоятельная работа у доски : определите тип следующих ОВР:

Подготовка устного ответа: классификация ОВР.

2) Самостоятельная работа у доски: расставить коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления:

3) Устный ответ: теория ОВР.

2. Новый материал.

Сегодня на уроке мы познакомимся со способами прогнозирования продуктов в ОВР и новом методе расстановки коэффициентов в ОВР – методе полуреакций или электронно-ионного баланса.
Чтобы написать уравнение реакции, протекающей в смеси заданных веществ, нужно ответить на следующие вопросы:

а) возможна ли в принципе ОВР между данными веществами;
б) если да, то установить продукты реакции;
в) подобрать коэффициенты в уравнении реакции.

Рассмотрим эти вопросы по порядку.
Что касается первого из них, вспомним, что в любой ОВР один из участников окисляется, т.е. повышает свою валентность, а другой – восстанавливается, т.е. понижает валентность. Поэтому реакция невозможна, если оба ее участника находятся в состояниях наиболее высокой или наиболее низкой степени окисления.
Исходя из сказанного, попробуем предположить возможность протекания ОВР.
Например, определим возможна ли ОВР между .

Определите степени окисления элементов.

Учащиеся определяют степени окисления элементов по формулам соединений. Рассматривают строение атомов серы и хлора, определяют высшую и низшую степень окисления элементов.

Формулируем вывод: степени окисления серы (-2) и хлора (-1) являются для них предельно низкими, следовательно, и сера, и хлор могут выступать только в роли восстановителя. Т.е. реакция между невозможна.

Рассмотрим другой пример. Возможно ли взаимодействие между ионами ?

Учащиеся рассматривают степени окисления марганца и хрома в ионах, определяют исходя из строения атомов, что оба металла находятся в высшей степени окисления, следовательно, могут выступать только в роли окислителя. Делают вывод: реакция между ионами и невозможна.

Если же один из участников может повысить, а другой понизить свои степени окисления, реакция в принципе возможна.
Указать продукты реакции только из общих соображений в таких реакциях практически невозможно. Исследование химических свойств элементов как раз и представляет собой экспериментальное выяснение того, при каких условиях его соединения вступают в реакцию с другими элементами и соединениями и какие продукты при этом получаются.
Часто в ОВР участвуют соединения хрома и марганца. Особый интерес представляет поведение пероксида водорода в ОВР. Для прогнозирования продуктов реакций с их участием можно использовать следующие схемы.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 1).

Что касается собственно процедуры подбора коэффициентов в уравнениях, то для реакций в растворах удобен так называемый метод полуреакций, или электронно-ионный. В нем сначала записывают и уравнивают отдельно процессы окисления и восстановления, а полная реакция получается их сложением.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 2).

Кроме алгоритма составления полуреакций, необходимо придерживаться нескольких очевидных правил:

1. В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
2. В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов . Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
3. В нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.

Рассмотрим, как работают предложенные схемы на конкретных примерах.

Задача. Закончить уравнение реакции между бихроматом калия и соляной кислотой.

Ион содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная (HCl).
Полуреакция восстановления:

Ионы могут только окисляться, т.к. хлор имеет самую низшую степень окисления. Составим полуреакцию окисления:

Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой.

Получили сокращенное ионное уравнение.

Добавляем недостающие катионы или анионы, учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым.

В данном случае источником ионов ─ была соль , поэтому с каждым молем в раствор попадает 2 моль ионов . В реакции они участия не принимают, поэтому в неизменном виде должны перейти в правую часть уравнения. Вместе с 14 моль ионов в раствор вносится 14 моль ионов . Из них 6 участвует в реакции в качестве восстановителя, а остальные 8, как и ионы , в неизменном виде остаются после реакции, т.е. дописываются в правую часть.

В результате получаем:

После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:

Рассмотрим другой пример.

Задача. Закончить уравнение реакции → …

Ион содержит марганец в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда нейтральная.

Полуреакция восстановления:

Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода – в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления:

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

• Оформление полуреакции становится подобным оформлению полуреакции в щелочной среде: в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов:

• Подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд. Балансируем (уравниваем) число отданных и принятых электронов в полуреакциях:

• Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой:

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы и ионы:

Таким образом, получаем ионное уравнение.

• Добавляем недостающие катионы или анионы, учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым:

Также рассмотрим пример ОВР, протекающей с щелочной среде.

Задача. Закончить уравнение реакции:

Определяем окислитель и восстановитель в данной ОВР. В нитрате ртути (II) ртуть содержится в ее высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. Составим полуреакцию восстановления.
Полуреакция восстановления:

• Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода – в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления пероксида водорода в щелочной среде:

• Оформляем уравнение ОВР, протекающей в щелочной среде:

• Добавляем недостающие катионы и анионы.

Преимущества электронно-ионного метода при составлении уравнений реакций и подборе коэффициентов в сравнении с методом электронного баланса особенно проявляются при составлении уравнений реакций с участием органических соединений.

Задача. Составьте уравнение окисления ацетилена раствором до щавелевой кислоты в нейтральной среде.

Составляем схему реакции:

выступаем в роли окислителя, т.к. содержит марганец в его высшей степени окисления.
Следовательно, схема полуреакции восстановления имеет вид:

Схема полуреакции окисления:

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

• Составляем ионное уравнение:

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионы:

Задача. Составьте уравнение реакции окисления фенола дихроматом калия в кислой среде до хинона:

Ион содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная .

Используем правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионыи анионы:

Рассмотрев метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций можно выделить следующие достоинства данного метода:

1. Рассматриваются реально существующие ионы и вещества.
2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при его выводе.
3. Необязательно знать степени окисления. Понятие степени окисления в органической химии употребляется реже, чем о неорганической химии.
4. Этот метод дает сведения не только о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.

Домашнее задание: Закончить уравнения:

В качестве проверочной работы по изученной теме предлагаю учащимся лабораторные опыты. Учащимся необходимо провести ОВР, объяснить происходящие явления, составив уравнения реакций с помощью метода полуреакций.

Лабораторные опыты «Окислительно-восстановительные реакции»

В три стакана налейте малиновый раствор перманганата калия. Добавьте в первый стакан немного раствора серной кислоты, во второй – воду, в третий – концентрированный раствор гидроксида калия. Окраска растворов при этом не изменяется. Добавьте во все стаканы по 5 мл сульфита калия и хорошо перемешайте смеси стеклянной палочкой.

Задание: объясните изменение окраски растворов, составив ОВР методом полуреакций.

Литература:

Д.Д. Друзцова, Л.Б. Бестаева Окислительно-восстановительные реакции. – М.:Дрофа,2005.

[spoiler title=”источники:”]

http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/08_metod_elektronnogo_balansa.html

http://urok.1sept.ru/articles/520408

[/spoiler]

Общие понятия

Взаимодействие исходных веществ с образованием новых, при котором ядра атомов остаются неизменными, называют химическими реакциями. Для них характерно перераспределение электронов. Исходные вещества называют реагентами, а прореагирующие — продуктами реакции. Превращение может происходить как сложных, так и простых элементов. Описываются они химическими уравнениями, состоящими из двух частей. Стрелка, разделяющая их, указывает направление протекания реакции.

Числа, стоящие перед веществами, участвующими в превращении, называют коэффициентами. Они указывают на количественную часть веществ. Любая реакция может происходить как с поглощением энергии, так и её выделением. В первом случае химическое уравнение называют эндотермическим, а во втором — экзотермическим.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют встречно-параллельные превращения с изменением степени окисления. Протекают они методом перераспределения электронов между акцептором — атомом окислителем и донором — восстановителем. Для составления уравнений, описывающих такого типа процесс, используют метод электронного баланса.

Примеры заданий предполагают, что в любой реакции, которую можно описать способом баланса, участвуют две сопряжённые окислительно-восстановительные пары. В итоге фактически возникают две полуреакции. Одна характеризуется увеличением электронов, а другая их отдачей. Таким образом, процессы окисления и восстановления не могут протекать друг без друга и не изменять степень окисления элементов.

Ионы или атомы, забирающие электроны называют окислителями, а отдающие — их восстановителями. Сложность записи таких уравнений заключается в правильном подборе количества молей возникающих соединений. Уравнивающие коэффициенты могут принимать только целые значения. Конкурентом метода баланса в химии является способ полуреакций. Первый отличается простотой и используется в том случае, когда реакция происходит в газообразной среде. Второй же более подходит для реакций, проходящих в жидкости.

Суть метода

Способ электронного баланса предназначен для облегчения решения заданий по уравниванию двух частей уравнения. В его сути лежит возможность расстановки коэффициентов для окислительно-восстановительной реакции с использованием степени окисления. Впервые с объяснением способа знакомят в восьмом классе на уроке неорганической химии.

В школьных учебниках часто приводится следующая последовательность действий для установления балансировки в ОВР:

1. В уравнении определяют сложные и простые степени окисления.
2. Реакцию переписывают с расстановкой степени окисления. При этом вещества, в которых изменяется степень во всех связях, выделяют любым способом, например, подчёркиванием.
3. Находят окислитель, восстановитель, и в случае присутствия, нейтральный элемент.
4. Составляют уравнение баланса с выделением внутренних коэффициентов.
5. Определяют наименьшее общее кратное.
6. Подставляют вычисленные коэффициенты в уравнение.

Классический способ, с помощью которого можно уравнять химические выражения, основан на законе сохранения массы, когда методом подбора находятся коэффициенты до начала реакции и после её окончания. Но для ОВР их подобрать очень сложно или невозможно. Поэтому и используют способ электронного баланса, который подходит как для простых, так и сложных реакций.

Степени окисления

Определение коэффициентов методом баланса непосредственно связано с расстановкой валентности. Не зная, как правильно выполнить эту операцию, уравнять ОВР будет невозможно. Под окислением элемента понимается значение заряда его атома. Этот ион может быть условным или реальным.

Существует несколько видов химических связей. Одними из них могут быть ковалентная и ионная. И в том, и другом случае между атомами образовывается пара. В первом случае пара смещается в сторону отрицательно заряженного атома, а во втором полностью переходит к более электроотрицательной частице. Поэтому под реальным зарядом понимается процесс, характеризующийся ионной связью, а условным — возникновение заряда при ковалентной.

Например, ионное соединение NaCl = Na¹⁺ + Cl^1-. Атом натрия имеет один электрон, который в ионном соединении полностью переходит к более отрицательному атому. То есть, электрон натрия отдаётся полностью атому хлора. При этом атом, утратив один ион, приобретает заряд равный один плюс. Хлор же, получая дополнительный электрон, меняет заряд на один минус.

В химии принято заряды обозначать сначала цифрой, а после ставить знак, а степень окисления наоборот. Поэтому правильной записью с указанием валентности для рассматриваемого примера будет выражение вида: Na⁺¹ Cl^-1.

Для ковалентной полярной связи, например, молекулы HCl, общая электронная пара лишь смещается в сторону хлора. На атомах возникают частичные дельта-плюс и минус заряды. Но при расстановке значений на это внимания не обращают. Атом водорода полностью отдаёт свой электрон атому хлора. Соответственно, степень будет выглядеть как H⁺¹Cl^-1.

Следует помнить, что существуют элементы, которые всегда имеют постоянную валентность:

1. Первую — щелочные металлы и фтор.
2. Вторую — металлы II группы, главной подгруппы и кислород.
3. Третью — алюминий.

Остальные же вещества характеризуются переменной валентностью. При описании реакции характерно выделение и гидроксильной группы. Для соединения ОН значение ионов указывается единым. Например, Na⁺¹(OH)^-1. Проверку правильности расстановки зарядов можно выполнить по правилу электронейтральности, согласно которому сумма положительных электронов должна быть равна сумме отрицательных.

Простой расчёт

Разобраться в сути способа поможет простой пример. Пусть необходимо расставить коэффициенты в реакции соединения оксида меди с азотной кислотой. Первым делом необходимо записать схему сложения: CuO + NH3 = Cu + N2 +H2O. Теперь нужно расставить валентность для каждого элемента. Делать это следует внимательно, ведь от того, насколько верно будет указана валентность, зависит правильность дальнейших действий.

Опираясь на таблицу Менделеева можно утверждать, что правильная степень окисления будет выглядеть для рассматриваемого выражения следующим образом: Cu⁺² O^-2 + N^-3H⁺¹ 3 = Cu⁰ + N⁰2 +H⁺¹2O^-2. Теперь нужно отметить те элементы, которые поменяли свою валентность. Это медь, была +2, а стала 0, и азот, изменивший своё значение с -3 до 0.

На третьем шаге выписывают схемы уравнений полуреакций, изменивших окисление:

1. Cu⁺² — Cu⁰. Эта запись говорит, что два электрона были приняты медью и она стала нулевой. Обозначают этот процесс записью вида +2 e.
2. 2N^-3 — N⁰2. Тут следует обратить внимание на то, что при составлении полуреакций для молекул простых веществ обязательно следует указывать индексы. В рассматриваемом случае это двойка. Соответственно, такие выражения следует тоже уравнять. Поэтому в левой части ставится коэффициент два. Анализируя полуреакцию, можно прийти к выводу, что было -6 атомов, а стало ноль. То есть азот отдал шесть электронов. Записывается это как -6 e.

Закон сохранения заряда говорит о том, что электроны не могут взяться ниоткуда и пропасть никуда. Иными словами, какое их количество отдал восстановитель, то же их число должно быть принято окислителем.

В рассматриваемом примере получается, что два электрона были приняты, а шесть отданы. Так не бывает, поэтому нужно найти, где же потерялась разница. Для полученных чисел ищется наименьший общий знаменатель. Без остатка на них делится шесть. Выполнив действие, получают два опорных коэффициента: три и один. Таким образом, перед медью нужно поставить тройку, а азотом единицу: 3Cu⁺²O^-2 + 2N^-3H⁺¹3 = 3Cu⁰ + N⁰2 +H⁺¹2O^-2.

Опираясь на полученные значения, проводят стандартную процедуру уравнивания: 3Cu⁺²O^-2 +2N^-3H⁺¹3 = 3Cu⁰ + N⁰2 + 3H⁺¹2O^-2. Задача считается выполненной. Пожалуй, ещё можно указать, что медь в уравнении является окислителем, а азот — восстановителем.

Пример сложного соединения

Научившись решать простые задания можно переходить к формулам и сложнее. Например, соединению бромида и перманганата калия с серной кислотой. Схема реакции будет выглядеть следующим образом: KBr + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O.

Согласно правилу, нужно расставить ионны для каждого элемента: K^+1Br+1 + K⁺¹Mn⁺⁷O^-24 + H⁺¹2S⁺⁶O^-24 → Mn⁺²S⁺⁶O^-2 4 + Br02 + K⁺¹ 2 S⁺⁶O^-2 4 + H⁺¹2O^-2. В уравнении только два элемента изменили степень. Это марганец, который был +7, а стал +2, и бром, поменявший свою валентность с -1 до нуля.

Составляя уравнения полуреакций, проводят анализ. Марганец до реакции был + 7, то есть до нулевого значения ему не хватало семь единиц. После реакции же он стал +2, а значит, до нуля стало не хватать два электрона. Исходя из этого, можно утверждать, что марганец принял пять электронов: +5e.

Вторая полуреакция состоит из брома. Был он в степени -1, а стал в нулевой. При этом индекс у него стал два. Значит, первоначально в реакцию должны были вступить два атома брома. Следовательно, в исходном состоянии было 2*(-1) = -2 электрона, а после стало ноль. То есть бром отдал два электрона: — 2e.

Интересной особенностью метода является закономерность, что при составлении полуреакций в обязательном порядке в одной из них будут отдаваться электроны, а в другой забираться. Полученные уравнения будут иметь следующий вид:

Mn⁺⁷ — Mn⁺²|+5e |5.

2Br^-1 — Br⁰2 |-2e |2.

Для продолжения решения полученные цифры нужно привести к общему знаменателю. В качестве уравнителя здесь будет число десять. Разделив на него количество электронов, находят два опорных коэффициента. Для марганца это будет двойка, а брома — пятёрка.

Полученные числа подставляют в уравнение:

2KBr + 10KMnO4 + H2SO4 → 5 Br2 + 2MnSO4+ K2SO4 + H2O.

Перед бромом должна стоять пятёрка, а вот перед бромом два следует поставить уже десятку. Проверяем, в левой части десять ионов брома вступило в реакцию и десять получилось в прореагирующей части. Возле марганца ставим двойку, соответственно, изменяется и количество калия. В левой части получается 12 атомов, а в правой только два. Поэтому справа возле калия нужно поставить шесть. Аналогично уравнивают серу, водород и кислород.

В итоге полным правильным уравнением будет следующая химическая формула: 2KBr + 10KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Br2 + 2MnSO4+ 6K2SO4 + 8H2O. Полученное выражение дальше править уже не нужно. Глядя на него можно утверждать, что марганец является окислителем, а бром восстановителем.

Использование онлайн-калькулятора

В интернете существуют сервисы, использование которых позволяет не только быстро выполнить уравнивание химических уравнений, но и получить нужные знания для самостоятельных вычислений. Называются они химическими онлайн-калькуляторами. Метод электронного баланса сам по себе несложен, но порой составление полуреакций может занять длительное время. Поэтому даже опытные пользователи прибегают к их помощи.

Эти порталы привлекательны тем, что решить поставленную задачу на них сможет даже тот, кто совершенно не разбирается в химии. Доступны онлайн-калькуляторы любому, кто имеет доступ к интернету.

От пользователя требуется загрузить сайт, ввести в предоставленную форму уравнение и кликнуть по меню «Рассчитать». Через две — три секунды система выдаст правильный ответ. При этом услуга предоставляется бесплатно и без ограничений.