Как составить электронно ионный баланс

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

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Данный метод
применяется для составления уравнений
ОВР в водных растворах с участием
электролитов.

В этом методе не
используется понятие степень окисления,
а рассматривается обмен электронами
между реальными частицами, присутствующими
в растворе – ионами и молекулами. Метод
полуреакций позволяет использовать в
качестве исходных неполные схемы
реакций.

К недостаткам
этого метода следует отнести его
некоторую громоздкость и ограниченность
в применении только растворами
электролитов.

Алгоритм применения
метода полуреакций (электронно – ионного
баланса)

1. Написать схему
реакции. Схема может быть полной или
неполной. В случае использования неполной
схемы из продуктов реакции необходимо
знать только частицу, в которую перешел
окислитель и частицу, в которую перешел
восстановитель в ходе ОВР.

Пример:

а) полная схема
реакции:

Na₂Cr₂O₇
+ K₂SO₃
+ H₂SO₄

Cr₂(SO₄)₃
+ K₂SO₄
+ Na₂SO₄
+ H₂O;

б) неполная схема
этой же реакции, достаточная для
применения метода полуреакций:

Na₂Cr₂O₇
+ K₂SO₃
+ H₂SO₄

Cr⁺³
+ SO+ . . . .

Пока для простоты
будем использовать полную схему
взаимодействия. Применение метода
полуреакций к неполным схемам рассмотрено
в конце этой главы.

2. Написать ионную
схему реакции. При этом, на ионы разбиваются
только сильные электролиты, хорошо
растворимые в воде (как при составлении
обменных ионных уравнений):

2Na⁺
+ Cr₂O+ 2K⁺
+ SO+ 2H⁺
+ SO

2Cr⁺³
+ SO+ 2K⁺
+ SO+ 2Na⁺

+
SO
+ H₂O.

П р и м е ч а н и е.
Стехиометрические коэффициенты перед
ионами можно не указывать. Они не имеют
никакого смысла, так как данное выражение
является схемой, а не уравнением реакции:

Na⁺
+ Cr₂O+ K⁺
+ SO+ H⁺
+ SO

Cr⁺³
+ SO+ K⁺
+SO+ Na⁺
+ SO+ H₂O.

3. Сравнить правую
и левую части ионной схемы и найти
частицы, изменившие свою химическую
форму. Под изменением химической формы
подразумевается:

а) изменение заряда
частицы;

б) изменение
формульного состава частицы.

П р и м е ч а н и е.
В данном пункте частицы H⁺
, OH^–
и H₂O
не рассматриваются.

SO
SO(произошло
изменение формульного состава частицы);

Сr₂O
Cr⁺³ (произошло
изменение как формульного состава, так
и заряда частицы).

4. Составить
уравнения полуреакций окисления и
восстановления. Это делается в такой
последовательности.

а) уравниваются
правые и левые части полуреакций по
всем атомам, кроме кислорода и водорода:

SO
SO,

Cr₂O
2Cr⁺³,

б) полуреакции
уравниваются по кислороду и водороду
с учетом кислотности среды (далее будет
рассмотрено отдельно)

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺,

Cr₂O+ 14 H⁺

2Cr⁺³
+ 7H₂O,

в) полуреакции
уравниваются по зарядам с помощью
электронов. В первой полуреакции
суммарный заряд частиц слева = -2, а справа
= 0. Значит, справа нужно прибавить 2(или слева отнять 2):

SO+ H₂O
– 2= SO+ 2H⁺
.

Для уравнивания
второй полуреакции слева нужно прибавить
6:

Cr₂O+ 14H⁺
+ 6= 2Cr⁺³
+ 7H₂O.

Полученные выражения
являются уравнениями полуреакций.

5. Сделать электронный
баланс, то есть подобрать коэффициенты,
на которые необходимо умножить полуреакции
окисления и восстановления, чтобы
количество электронов, ушедших от
восстановителя было равно числу
электронов, пришедших к окислителю:

SO+ H₂O
– 2= SO+ 2H⁺
3

Cr₂O+ 14H⁺
+ 6= 2Cr⁺³
+ 7H₂O
1

6. Умножить верхнее
и нижнее уравнения полуреакций на
коэффициенты электронного баланса.
Затем сложить их и получить сокращенное
ионное уравнение ОВР. В данном примере
полуреакцию окисления нужно умножить
на 3, а полуреакцию восстановления – на
1. После сложения получаем:

3SO
+ 3H₂O
+ Cr₂O
+ 14H⁺
= 3SO
+ 6H⁺
+
2Cr⁺³
+ 7H₂O.

Далее сокращаем
(по Н₂О
и Н⁺):

3SO+ Cr₂O+ 8H⁺
= 3SO+ 2Cr⁺³
+ 4H₂O.

Данное выражение
является сокращенным ионным уравнением
взаимодействия между восстановителем
(SO)
и окислителем (Cr₂O)
в кислой среде.

Если необходимо
получить молекулярное уравнение реакции,
то следует выполнить еще один пункт.

7. Сокращенное
ионное уравнение сложить с дополнительным
ионным уравнением и получить полное
ионное уравнение, которое затем
преобразовать в молекулярное уравнение
ОВР.

3SO+ Cr₂O+ 8H⁺
= 3SO+ 2Cr⁺³
+ 4H₂O
,

6K⁺
+ 2Na⁺
+ 4SO= 6K⁺
+ 3SO+ 2Na⁺
+ SO

—————————————————————————-

6K⁺
+ 3SO+ 2Na⁺
+ Cr₂O+ 8H⁺
+ 4SO=

= 6K⁺
+ 3SO+ 2Cr⁺³
+ 3SO+ 4H₂O
+ 2Na⁺
+ SO.

3K₂SO₃
+ Na₂Cr₂O₇
+ 4H₂SO₄
= Cr₂(SO₄)₃
+ 3K₂SO₄
+ Na₂SO₄
+ 4H₂O.

П р и м е ч а н и е.
В целях экономии времени полное ионное
уравнение ОВР обычно не пишут, а при
сложении сокращенного ионного с
дополнительным ионным уравнением сразу
же получают молекулярное уравнение.

Уравнивание
полуреакций по кислороду и водороду с
учетом

кислотности
cреды

Как известно, в
растворе среда может быть кислой,
щелочной или нейтральной.

П р и м е ч а н и е.
Если среда в растворе слабокислая (рН
немного меньше 7) или слабо щелочная (рН
немного больше 7) уравнивание производят,
считая среду практически нейтральной.

I. Среда кислая (рН

7). Для составления полуреакции разрешены
частицы только 2-х видов: это ион Н⁺
и молекула Н₂О.

Полезно запомнить
следующую схему:

2H⁺
+ O^* 
H₂O.

По элементному
составу 2 иона Н⁺
и один атом “связанного” кислорода
(О^*)
эквивалентны одной молекуле воды. Под
“связанным” кислородом понимается
атом кислорода, входящий в состав любой
кислородсодержащей частицы (например:
в молекуле СО₂
два “связанных” кислорода, а в ионе
SO– их четыре).

Пример 1. SO
SO.

Ион SOсодержит 3 О^*,
а ион SOсодержит 4 О^*
. Чтобы уравнять по кислороду, слева
следует добавить 1 молекулу Н₂О.
При этом справа должно появиться 2 иона
Н⁺
(чтобы сошлось по водороду):

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺.

Пример
2. Cr₂O
2Cr⁺³.

Слева 7 атомов
кислорода, а справа – ни одного. Слева
добавляем 14 Н⁺
, при этом справа появляется 7 Н₂О.

Пример 3. NO
NH.

Cлева следует
добавить 10 Н⁺.
Из них 6 Н⁺
“свяжут” 3 кислорода в 3 молекулы воды,
а 4 Н⁺
необходимы для получения иона аммония:

NO+ 10 H⁺

NH+ 3H₂O
.

П р и м е ч а н и е.
Полученные в этих примерах схемы
полуреакций не являются уравнениями.
Далее их следует уравнять по зарядам с
помощью электронов.

II. Среда щелочная
(рН 
7). В данном случае для уравнивания по
кислороду и водороду можно использовать
только ионы ОН^–
и молекулы Н₂О.
Между этими частицами имеет место
следующее соотношение (по элементному
составу):

2OH^–
~ H₂O
+ O^*.

Пример
1. SO
SO,

SO+ 2OH^–

SO+ H₂O.

Пример
2. CrO
Cr⁺³,

CrO+ 4H₂O

Cr⁺³
+ 8OH^–.

Пример
3. MnO₂

MnO,

MnO₂
+ 4OH^–

MnO+ 2H₂O.

Пример
4. N₂H₄

N₂,

N₂H₄
+ 4OH^–

N₂
+ 4H₂O.

III. Среда нейтральная
(рН 
7). Для уравнивания по кислороду и водороду
в схеме полуреакции слева можно писать
только Н₂О.
Справа могут появиться или Н⁺
или OH^–.

Пример 1. SO
SO,

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺.

Обратите внимание:
в данном случае схема реакции совпадает
с таковой для случая кислой среды.

Пример
2. NO
NO,

NO+ H₂O

NO+ 2OH^–
.

Полученное выражение
аналогично переходу нитрата в нитрит
в щелочной среде.

Применение метода
полуреакций для неполных схем

Рассмотрим следующий
пример: к раствору KMnO₄
добавили несколько капель H₂SO₄
(т.е. создали кислую среду), а затем
добавили раствор Na₂SO₃
. Составить уравнение ОВР. Условие
задачи можно записать в виде схемы:

KMnO₄
+ Na₂SO₃
+ H₂SO₄

. . . .

или в ионном виде:

K⁺
+ MnO+ 2Na⁺
+ SO+ 2H⁺
+ SO
. . . .

Из литературы
известно, что ион MnOявляется довольно сильным окислителем
в любых средах. В кислой среде (в нашем
случае) имеет место переход: MnO
Mn⁺².

Так же известно,
что SOв любых средах склонен проявлять
восстановительные свойства. Причем,
независимо от cреды сульфит переходит
в сульфат: SO
SO.

Напишем уравнения
соответствующих полуреакций и сделаем
электронный баланс:

MnO
+ 8H⁺
+ 5
= Mn⁺²
+ 4H₂O
2

SO
+ H₂O
– 2
= SO
+ 2H⁺
5

Умножим уравнения
полуреакций на коэффициенты электронного
баланса и сложим. После сокращения
одинаковых ионов получим сокращенное
ионное уравнение ОВР:

2MnO
+ 16 H⁺
+ 5H₂O
= 2Mn⁺²
+ 8H₂O
+ 5SO
+ 10 H⁺,

2MnO+ 6 H⁺
+ 5SO= 2Mn⁺²
+ 3H₂O
+ 5SO.

Напишем снизу
дополнительное ионное уравнение:

2MnO+ 6 H⁺
+ 5SO= 2Mn⁺²
+ 3H₂O
+ 5SO.

2K⁺
+ 3SO+ 10Na⁺
= 2SO+ 10Na⁺
+ 2K⁺
+ SO.

Далее получаем
молекулярное уравнение ОВР:

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

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

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 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:

• Т.к в нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно, значит, для уравнивания атомов кислорода в правую часть добавляем воду:

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

• Перед ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед – его удвоенный коэффициент:

• 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:

• Т.к в нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно, значит, для уравнивания атомов кислорода в правую часть добавляем воду:

• Оформление полуреакции становится подобным оформлению полуреакции в щелочной среде: в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов. Перед ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед его удвоенный коэффициент. Подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд. Балансируем (уравниваем) число отданных и принятых электронов в полуреакциях:

• 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.

Метод полуреакций – составление уравнений ОВР

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух “половинок” – в ходе ОВР идут два процесса – процесс окисления вещества-восстановителя и процесс восстановления вещества-окислителя. Оба эти процесса могут быть описаны соответственными ионными уравнениями, которые потом можно суммировать и получить итоговое общее ионное уравнение реакции, а потом записать молекулярное уравнение.

В качестве примера составим уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде методом полуреакций. Ранее это уравнение было составлено методом электронного баланса.

В ходе реакции происходит разложение молекул сероводорода на серу и водород, о чем свидетельствует постепенное помутнение раствора перманганата калия (сера выпадает в осадок). Процесс окисления сероводорода запишем в виде уравнения полуреакции окисления:

Поскольку в левой и правой частях схемы кол-во атомов серы и водорода равно, то стрелку можно заменить на знак равенства, уравняв предварительно число зарядов в исходном веществе и продуктах реакции:

Параллельно с помутнение раствора идет и смена его окраски – из малинового раствор становится бесцветным,что объясняется переходом ионов MnO₄ – , имеющих малиновую окраску, в практически бесцветный катион марганца Mn 2+ . Эта полуреакция восстановления выражается схемой:

А куда же делся атом кислорода? – обязательно спросит внимательный читатель. В кислой среде атом кислорода, входящий в состав иона, соединяется с атомами водорода, выделяющимися в ходе полуреакции окисления, образуя молекулу воды, при этом, поскольку из одного иона освобождается аж 4 атома кислорода, то для их связывания требуется 8 атомов водорода:

Чтобы уравнять заряды в левой и правой части схемы, в левую часть надо добавить 5 электронов (в левой части сумма зарядов +7, а в левой +2):

Для получения суммарного уравнения реакции, необходимо почленно сложить две полуреакции, предварительно уравняв кол-во отданных и полученных электронов, по аналогии с методом электронного баланса:

Проверяем кол-во атомов и заряды в левой и правой частях суммарного уравнения, они равны, значит уравнение составлено правильно (водорода – по 16 атомов; серы – по 5; марганца – по 2; кислорода – по 8; заряды – по +4).

Чтобы перейти от ионного уравнения к молекулярному, надо в левой части подобрать к катионам и анионам их “пары” – анионы и катионы соответственно, после чего подобранные ионы записать и в правую часть уравнения, после этого ионы объединяются в молекулы, и получается молекулярное уравнение.

Результат аналогичен уравнению, полученному методом электронного баланса.

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций

• На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
• Сильные электролиты записываются в виде ионов.
• Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок – в виде молекул.
• Продукты реакции между восстановителем и окислителем устанавливаются по справочникам или по “шпаргалке”, приведенной на странице “Определение продуктов ОВР” (это самый сложный этап для начинающих).
• Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
• Что делать с кислородом:
  • Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то “лишний” кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O -2 +2H + =H₂O); в нейтральных растворах – в гидроксид-ионы: O -2 +H₂O=2OH – ;
  • Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то “недостающий” кислород “забирается” из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H₂O=O -2 +2H + ; в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов: 2OH – =O -2 +H₂O.
• В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.

Достоинства метода полуреакций:

• Работают с реально существующими ионами (MnO₄ – ), а не виртуальными (Mn +7 ).
• Нет необходимости знать степени окисления атомов.
• Прослеживается роль среды, в которой происходит взаимодействие веществ.
• Не нужно знать все продукты реакции, они выводятся “сами собой” в процессе составления уравнения.

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Составление уравнения реакции серы с азотной кислотой:

• S+HNO₃
• S 0 → SO₄ 2- – процесс окисления восстановителя.
• NO₃ – → NO – процесс восстановления окислителя.
• Приводим в “порядок” первую полуреакцию окисления:
  • S 0 → SO₄ 2- – отличник должен здесь спросить, откуда справа взялся кислород? Немного терпения, сейчас все станет ясно.
  • в правую часть схемы, где присутствует избыток кислорода, добавляется катион водорода:
    S 0 → SO₄ 2- +H +
  • у внимательного читателя тут же должен возникнуть вопрос – а откуда взялся катион водорода? Отвечаем: из молекулы воды, которая добавляется в левую часть схемы:
    S 0 +H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Вот теперь настало время уравнять в обеих частях схемы кислород, который, теперь понятно, откуда взялся:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +H +
  • Теперь надо уравнять водород:
    S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +8H +
  • С атомами элементов в обеих частях схемы полный порядок, осталось разобраться с зарядами – в левой части заряд нулевой; в правой: (-2)+8(+1)=+6:
    S 0 +4H₂O-6e – → SO₄ 2- +8H +
• Делаем аналогичную работу со второй полуреакцией восстановления:
  • NO₃ – → NO
  • Добавляем водород, в левую часть, где присутствует “лишний” кислород:
    NO₃ – +H + → NO
  • В правую часть добавляем воду:
    NO₃ – +H + → NO+H₂O
  • Уравниваем кислород:
    NO₃ – +H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем водород:
    NO₃ – +4H + → NO+2H₂O
  • Уравниваем заряды:
    NO₃ – +4H + +3e – → NO+2H₂O
• Уравниваем кол-во электронов, которые были отданы и приняты в двух полуреакциях:
• Суммируем левые и правые части, предварительно умножив на коэффициент (2) члены второй полуреакции:
• Проводим сокращение одинаковых членов в левой и правой частях схемы и добавляем в пару к анионам “нужные” катионы, чтобы образовались молекулы, в нашем случае это будут молекулы азотной и серной кислоты, для этого мы добавим катион водорода (2H + ):
• Суммарное молекулярное уравнение:
  S+2HNO₃ = H₂SO₄+2NO – в результате взаимодействия серы с азотной кислотой получается серная кислота и оксид азота (II).

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

“Фокус” уравнивания кол-ва атомов кислорода и водорода для уравнений ОВР в щелочной среде заключается в следующем:

• Вода (H₂O) добавляется в ту часть полуреакции, в которой присутствует избыток кислорода.
• Соответственно, в противоположную часть уравнения-схемы добавляется удвоенное число гидроксид-ионов (OH – ).
• Перед формулой молекулы воды ставится коэффициент, уравнивающий разницу кол-ва атомов кислорода в левой и правой частях полуреакции.
• Перед формулой гидроксид-иона ставится удвоенный коэффициент.
• Восстановитель присоединяет атомы кислорода из гидроксид-ионов.

• MnO₂+KClO₃+KOH → ?
• MnO₂ → MnO₄ 2- оксид марганца является восстановителем, он будет связывать гидроксид-ионы.
• Поскольку в правой части схемы килорода больше (на 2 атома), то вода добавляется сюда же, перед ее формулой ставится коэффициент 2, соответственно, в левую часть схемы полуреакции добавляют 4 гидроксид-иона:
  MnO₂+4OH – → MnO₄ 2- +2H₂O
• Уравниваем заряды:
  MnO₂+4OH – -2e – → MnO₄ 2- +2H₂O
• ClO₃ – → Cl – – полуреакция восстановления.
• Избыток кислорода (3 “лишних” атома) находится в левой части схемы полуреакции, сюда же добавляем и 3 молекулы воды, а в правую часть 6 гидроксид-ионов:
  ClO₃ – +3H₂O → Cl – +6OH –
• Уравниваем заряды:
  ClO₃ – +3H₂O+6e – → Cl – +6OH –
• Уравниваем в полуреакциях кол-во отданных и принятых электронов (6 и 2 сокращаем на 2), и получаем суммарное уравнение, путем сложения двух уравнений полуреакций:
• Проводим сокращение подобных слагаемых и добавляем катионы калия, чтобы перейти к молекулярной форме уравнения реакции:
• Молекулярное уравнение реакции:
  3MnO₂+6KOH+KClO₃ = 3K₂MnO₄+3H₂O+KCl

Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды

Среду нейтральной можно счситать лишь условно, в любом случае, среда будет либо слабощелочной, либо слабокислотной.

Составляя уравнение ОВР методом полуреакций для нейтральной среды, одну полуреакцию составляют, как для кислотной среды – в левую часть схемы добавляют молекулу воды, в правую – катион водорода), вторую – как для щелочной (в левую часть добавляют молекулу воды, в правую – гидроксид-ион).

• Na₂SO₃+KMnO₄+H₂O
• SO₃ 2- → SO₄ 2- – процесс окисления восстановителя;
• MnO₄ – → MnO₂ – процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃ 2- +MnO₄ – → SO₄ 2- +MnO₂+.
• Составляем уравнения полуреакций:
• Молекулярное уравнение:

Еще один пример:

• S+KMnO4 → ?
• S → SO₄ 2-
• MnO₄ – → MnO₂
• Первую полуреакцию оформляем, как для кислотной среды; вторую – как для щелочной:
• Сокращаем обе части равенства на 8 молекул воды, и добавляем катионы калия:
• Молекулярное уравнение:
  S+2KMnO₄ = K₂SO₄+2MnO₂

Более подробно составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций в различных средах рассмотрено на странице Влияние среды на протекание ОВР.

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

[spoiler title=”источники:”]

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

http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/09_metod_polureaktsij.html

[/spoiler]

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 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.

Здравствуйте, уважаемые читатели!

Коэффициенты в уравнениях большинства окислительно-восстановительных реакций зачастую невозможно подобрать без составления баланса, отражающего перераспределение электронов между частицей-окислителем и частицей-восстановителем.

Как правило, при этом используют либо метод электронного баланса (ЭБ), либо метод электронно-ионного баланса (ЭИБ) (иногда последний называют методом полуреакций). Есть ли различия в этих двух методах и насколько они существенны? Об этом можно судить по информации, представленной в таблице:

Как можно увидеть из таблицы, несмотря на то, что метод ЭБ “безотказен” и имеет более широкий спектр применения, чем ЭИБ, он в меньшей степени отражает сущность химических процессов ОВР, протекающих в растворах. Как следствие, излишняя(по сравнению с ЭИБ) заформализованность метода приводит к повышению трудоемкости при расставлении коэффициентов в уравнениях ОВР как в неорганике, так и в органике.

В последнее время метод ЭИБ практически не рассматривается в школьной программе. Возможно, это связано с его низкой востребованностью при подготовке к ЕГЭ по химии. Тем не менее, в большинстве дисциплин химического профиля, преподаваемых в вузах, а также при подготовке к олимпиадам необходимо именно устойчивое, сформированное в школе знание ЭИБ.

В связи с этим я приглашаю всех заинтересованных лиц (преподавателей, учеников) на вебинар, посвященный применению ЭИБ в неорганике и органике. Время проведения вебинара – 1 ноября, 18-21 час.

План вебинара:

1.Сравнительная характеристика методов электронного (ЭБ) и электронно-ионного балансов (ЭИБ)

2.Алгоритм ЭИБ

а)форма записи основных реагентов

б) дополнительные реагенты в уравнениях полуреакций

в)написание уравнений полуреакций для кислой среды

г)написание уравнений полуреакций для щелочной среды

д)составление ЭИБ в целом

3. ЭИБ в неорганике

4. ЭИБ в органике.

Участие в вебинаре платное. Записи вебинара не будет.

Зарегистрироваться можно по ссылке:

https://docs.google.com/forms/d/1C2ea8ER5_LbeVIqstjOh3q_t421YfexwsXvBDzcONE8/edit?usp=sharing

Всего доброго!