Как составить уравнение ионно электронным методом

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 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:

• 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.

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]

Применяются два
вида составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций:

1) Метод электронного
баланса.

2) Метод полуреакций.

По методу электронного
баланса сравнивают степени окисления
атомов в исходных и конечных веществах,
причем число электронов отданных
восстановителем, должно ровняться числу
электронов, присоединенных окислителем.

Метод полуреакций
применяется для реакций между
газообразными, твердыми или жидкими
веществами, протекающих без электролитической
диссоциации.

Например:
1) Метод
электронного баланса

+3
+7 +5 +2

H₃AsO₃
+
KMnO₄
+ H₂SO₄
→H₃AsO₄
+ MnSO₄

+ K₂SO₄
+ H₂O

Ортомышьяковистая
Ортомышьяковая

кислота
кислота

Из схемы реакции
видно, что степень окисления атома
мышьяка до реакции +3 , после +5, степень
окисления марганца изменилась от +7 до
+2.

Отражаем это
изменение степени окисления в электронных
уравнениях.

Восстановитель
As⁺³
– 2e^–
=
As⁺⁵
5
процесс окисления

Окислитель
Mn⁺⁷

+5e^–
=
Mn⁺²
2 процесс восстановления

или методом
полуреакций

MnO₄^–
+ 8H⁺
+5e = Mn⁺²
+ 4H₂O
2

H₃AsO₃

+ H₂O
– 2e = H₃AsO₄
+ 2H⁺

5

Общее число
электронов, отданных восстановителем,
должно быть равно общему числу электронов,
принятых окислителем. Найдя наименьшее
общее кратное определяем, что молекул
восстановителя должно быть 5, а молекул
окислителя 2, т.е. находим соответствующие
коэффициенты в уравнении.

Уравнение будет
иметь вид:

5H₃AsO₃
+ 2KMnO₄
+ 3H₂SO₄
= 5H₃AsO₄
+ 2MnSO₄
+ K₂SO₄
+ 3H₂O

При составлении
уравнений окислительно-восстановительной
реакции соблюдают последовательность
в исходных веществах записывают сначала
восстановитель, затем окислитель и
среду, а в продуктах реакции – продукт
окисления восстановителя, продукт
восстановления окислителя и побочные
продукты.

2)Метод
полуреакций

Правила составления
уравнений ионно-электронным методом

1) Если
исходные соединения или ионы содержат
больше
атомов кислорода,
чем продукты реакции, то в
кислых растворах
избыток кислорода связывается ионами
водорода с образованием молекул воды:

MnО^–₄

+ 8H⁺
+ 5e
→ Mn⁺²
+ 4H₂O,

а в
нейтральных
и щелочных
– молекулами воды с образованием
гидроксид ионов

NO^–₃
+ 6H₂O
→
NH₃
+ 9OH^–
(нейтральная или щелочная)

MnО^–₄

+ 2H₂O

+3e
→
MnO₂
↓

+
4OH^–

2) Если
исходные соединения содержат меньше
атомов
кислорода,
чем продукты реакции, то недостаток
кислорода восполняется в
кислой и нейтральной
средах за счет молекул воды с образованием
ионов водорода,

I₂
+ 6H₂O
→2
IO^–₃
+ 12H⁺
+10e
(кислая или нейтральная)

а в
щелочной среде
– за счет гидроксид-ионов, с образованием
молекул воды.

CrO^–₂
+ 4OH^–
= CrO^-2₄
+ 2H₂O
+ 3e

SO₃^-2
+ H₂O
–
2e →
SO₄^-2
+ 2H⁺

SO₃^-2
+ 2OH^–
-2e
→
SO₄^-2
+ H₂O

Это же правило, но
в более короткой формулировке:

1. если
   исходные вещества полуреакции содержат
   больше кислорода, чем продукты реакции,
   то в кислых растворах освобождающийся
   кислород связывается в воду, а в
   нейтральных и в щелочных в гидроксид
   ион (OH^–)

O^2-+2H⁺
=
H ₂O

O^2-+HOH
= 2OH^–

2) если исходные
вещества содержат меньше атомов
кислорода, чем образующие, то недостаток
их восполняется в кислых и нейтральных
растворах за счет молекул воды, а в
щелочных за счет гидроксид – ионов.

H₂O
=
O^2-+2H⁺

2OH^–
=

O^2-+
H₂O

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

+

MnO₄^–
+
e = MnO₄^2-
2

SO₃^-2
+
2OH –

2e = SO₄^-2+H₂O
1

MnO₄^3-
+
SO₃^-2
+
2OH^–
=
2MnO₄^2
–+
SO₄^2-
+
H₂O

Метод полуреакций
(электронно – ионный метод) применяют
для реакций, протекающих в растворах.

Электронно-ионные
уравнения точнее отражают истинные
изменения веществ в процессе
окислительно-восстановительной реакции
и облегчают составление уравнений этих
процессов в ионно-молекулярной формуле.

Ионно – электронный
метод ( метод полуреакций ) – основан
на составлении раздельных ионных
уравнений полуреакций – процессов
окисления и восстановления – с последующим
их суммированием в общее ионное уравнение.

Главные этапы:

1)записывается
общая молекулярная схема

K₂Cr₂O₇
+ Fe + H₂SO₄
→Cr₂(SO₄)₃
+ FeSO₄
+ H₂O

2)составляется
ионная схема реакции. При этом сильные
электролиты представлены в виде ионов,
а слабые электролиты, осадки и газы –
в молекулярном виде. В схеме определяется
частица, определяется характер среды
( H⁺,H₂O
или OH^–)

Cr₂O₇^2-
+ Fe + H⁺
→
Cr³⁺
+ Fe²⁺

3)
Cоставляются
уравнения 2-х полуреакций.

а) уравнивается
число всех атомов, кроме водорода и
кислорода

Cr₂O₇^2-
+ H⁺
→
2Cr³⁺

Fe
→

Fe²⁺

б)
уравнивается кислород с использованием
молекул H₂O
или связывания его в H₂O

Cr₂O₇^2-
+ 14H⁺
→
2Cr³⁺
+ 7 H₂O

в)уравниваются
заряды с помощью прибавления электронов

Cr₂O₇^2-
+ 14H⁺
+ 6e → 2Cr³⁺
+ 7 H₂O

Fe
– 2e →
Fe²⁺

4) уравнивается
общее число участвующих электронов
путем подбора дополнительных множителей
по правилу наименьшего кратного и
суммируются уравнения обеих полуреакций.

Cr₂O₇^2-
+ 14H⁺
+ 6e →2Cr³⁺
+ 7 H₂O
2 1

Fe
– 2e →

Fe²⁺
6 3

Cr₂O₇^2-
+ 3Fe + 14H⁺
→
2Cr³⁺
+ 3Fe²⁺
+ 7 H₂O

5) записываются
уравнения в молекулярной форме, с
добавлением ионов, не участвующих в
процессе окисления- восстановления.

K₂Cr₂O₇
+ 3Fe +7H₂SO₄
=
Cr₂(SO₄)₃
+ FeSO₄
+ K₂SO₄
+ + 7 H₂O

Достоинства
метода: видна роль среды, учитывается
реальное состояние частиц в реакции,
но применим лишь для реакций в растворах.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

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

Этот метод заключается в том, что для окислительного и восстановительного процессов в отдельности записываются так называемые уравнения полуреакций. Запись таких полуреакций и окончательное составление полного уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляется в несколько стадий.

Для составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций (ОВР)
применяется два метода – метод электронного
баланса и метод полуреакций, или
ионно-электронный метод. Первый основан на
сравнении степеней окисления атомов в исходных
веществах и в продуктах реакции. Этот метод
достаточно подробно изучается в курсе школьной
программы. Второй метод изучается менее
подробно, особенно применительно к ОВР с
участием органических соединений. Тем не менее
именно этот метод оперирует частицами
(молекулами или ионами), реально существующими в
реакционной смеси, в отличие от метода
электронного баланса, пользующегося строением
частиц, реально не существующих. Например,
используя метод электронного баланса,
записывают: S⁺⁶>S⁺⁴. Однако это не
частицы, реально принимающие участие в
химическом процессе. На самом деле, в реакцию
вступает (как один из возможных вариантов)
сульфат-анион, а в результате образуется,
например, оксид серы (IV). Таким образом, с учетом
реально существующих частиц запись процесса
будет следующей: SO₄^2->SO₂⁰.
Сделав ее, ученик неизбежно задается вопросом о
судьбе кислорода, освобождающегося в ходе
превращения. Для ответа на этот вопрос возникает
необходимость проанализировать роль среды, в
которой протекает ОВР. Таким образом,
использование метода полуреакций формирует у
учащихся более полное и глубокое представление о
происходящем взаимодействии; развивает
способность к анализу химической ситуации.

О каком бы окислительно-восстановительном
взаимодействии ни шла речь, поведение
реагирующих молекул или ионов можно свести к
трем случаям:

1) количество кислорода в реагирующей частице
возрастает;

2) количество кислорода в реагирующей частице
убывает;

3) количество кислорода в реагирующей частице
не меняется, как например, в случае превращения
перманганат-аниона в манганат-анион: MnО₄^––>MnO₄^2-
или в случае окисления спирта первичного или
вторичного соответственно до альдегида или
кетона:

Каждый случай изменения количества кислорода в
реагирующей частице возможен в кислой,
нейтральной и щелочной среде. Все обозначенные
ситуации для удобства восприятия их учащимися
целесообразно систематизировать, сведя в одну
таблицу:

Изменение количества кислорода	Реакция среды	Схема реакции
1. Возрастает	Кислая	В кислой среде источником кислорода являются молекулы воды: Н2О–>О-2+2Н+
Нейтральная	Ситуация такая же, как и в случае кислой среды: Н2О–>О-2+2Н+
Щелочная	Источник кислорода – гидроксогруппы. Две гидроксогруппы выделяют один кислород, образуя при этом воду. 2–ОН–>О-2+Н2О
2. Убывает	Кислая	Освобождающийся кислород образует с катионами водорода среды воду: О-2+2Н+–>Н2О
Нейтральная	Освобождающийся кислород соединяется с молекулами воды с образованием гидроксогрупп: О-2+Н2О–>2–ОН
Щелочная	Ситуация такая же, как и в случае нейтральной среды: О-2+Н2О–>2–ОН

Предлагая учащимся заполнить такую таблицу,
следует вместе с ними логически
проанализировать перечисленные в ней ситуации,
приведя в дальнейшем конкретные примеры ОВР, в
которых присутствует каждая из них. Подобного
рода анализ развивает у учеников логику и, как
следствие, самостоятельность химического
мышления, формируя умение находить общее в
частном и наоборот. Такой подход к изучению
данного вопроса удобен в любом случае независимо
от природы веществ – участников ОВР.

Приведу два примера:

I. Составим уравнение реакции окисления этена
водным раствором перманганата калия
(гидроксилирование по Вагнеру).

1. Записываем исходные вещества и известные
продукты реакции. При этом необходимо помнить,
что перманганат-анион в нейтральной среде
переходит в диоксид марганца, а этен в указанных
условиях окисляется до этиленгликоля.

Неизвестный пока продукт этой реакции будет
выявлен в процессе составления уравнений так
называемых полуреакций для процессов окисления
и восстановления и дальнейшего их сложения.

Составляем ионные уравнения для процессов
окисления и восстановления, последовательно
анализируя происходящие с реагирующими
частицами изменения

Из данной записи видно, что в процессе
взаимодействия количество атомов кислорода в
молекуле возрастает. Поскольку реакция
протекает в нейтральной среде источником
кислорода являются молекулы воды, что
соответствует схеме реакции: Н₂О—>О^-2+2Н⁺
(см. таблицу). Так как в нашем конкретном случае
количество кислорода в молекуле увеличивается
на два атома перед водой необходимо поставить
коэффициент “2”.

Далее находим количество электронов,
участвующих в данном превращении. Суммарный
заряд исходных частиц равен “0”, так как в
реакцию вступают электронейтральные молекулы.
Суммарный заряд продуктов реакции равен “+2”
(обусловлен образованием двух протонов). Чтобы
заряд “0” перешел в заряд “+2” необходимо, чтобы
в процессе взаимодействия было отдано два
электрона.

В итоге получаем:

Это уравнение полуреакции для процесса
окисления.

б) Рассуждая аналогичным образом, составляем
уравнение полуреакции для процесса
восстановления.

Перманганат – анион в нейтральной сред
переходит в диоксид марганца: MnO₄^—>MnO₂v

Количество атомов кислорода при этом убывает.

Поскольку процесс протекает в нейтральной
среде, освобождающийся кислород присоединяет
вода, т.е. реакция идет по схеме О^-2+Н₂О—>
2^–ОН (см.таблицу). Но одна молекула воды
присоединяет только один кислород, а нашем
случае количество кислорода убывает на два.
Значит для осуществления этого превращения на
один моль перманганат – анионов потребуется два
моль воды. Таким образом, получаем запись: MnO₄^–
+ 2H₂O —> MnO₂v + 4^–OH

Затем подсчитываем суммарный заряд частиц в
левой и правой частях уравнения и количество
электронов, участвующих в процессе.

Суммарный заряд частиц в левой части уравнения
равен “-1” (обусловлен зарядом
перманганат-аниона). Суммарный заряд частиц в
правой части уравнения равен “-4” (обусловлен
зарядом четырех гидроксогрупп). Таким образом,
чтобы заряд “-1” перешел в заряд “-4” необходимо,
чтобы в процессе взаимодействия было
приобретено три электрона.

Теперь можно записать уравнение полуреакции
для процесса восстановления:

Далее необходимо учесть, что в ОВР происходит
только эквивалентный обмен электронов между
восстановителем и окислителем, т.е. суммарно
количество электронов, отдаваемых
восстановителем должно быть равно количеству
электронов, приобретаемых окислителем. При этом
свободных электронов никогда не образуется.

В нашем примере в процессе окисления участвует
два электрона, а в процессе восстановления – три.
Чтобы уравнять количество отданных и
приобретенных электронов уравнение полуреакции
для процесса окисления умножим на три, а
уравнение полуреакции для процесса
восстановления – на два. Еще раз перепишем:

Умножив уже имеющиеся коэффициенты на
соответствующие множители получим:

Теперь суммируем полученные ионные уравнения
для процессов окисления и восстановления,
составляя тем самым общее ионное уравнение
реакции. При этом электроны, участвующие в
отдельно рассматриваемых процессах окисления и
восстановления сократятся

В правой части уравнения присутствует шесть
протонов и восемь гидроксогрупп. Их комбинация
дает шесть молекул воды и две гидроксогруппы.
После сокращения воды в левой и правой части
данного ионного уравнения получаем:

Чтобы составить молекулярную форму уравнения
реакции, допишем ионы калия, в растворе
присутствующие, но в химическое взаимодействие
не вступающие

В итоге определен третий продукт реакции –
щёлочь гидроксид калия.

II. Составим уравнение реакции окисления
эталона бихроматом натрия в сернокислой среде (t =
20⁰С)

а) Являясь первичным спиртом, этанол окисляется
до альдегида. При этом количество атомов
кислорода остается неизменным.

б) Бихромат-анион в кислой среде переходит в ион
Сr³⁺. Освобождающийся при этом кислород
соединяется с протонами с образованием воды, т.е.
реакция идет по схеме: О^-2 + 2Н⁺ —> Н₂О
(см. таблицу).

Уравняем количество отданных и приобретенных
электронов, умножив уже имеющиеся в уравнениях
полуреакций коэффициенты на соответствующие
множители и затем суммируем полученные ионные
уравнения.

Сократим катионы водорода в левой и правой
части полученного ионного уравнения

Для составления молекулярной формы уравнения
реакции допишем ионы, присутствующие в растворе,
но в химическое взаимодействие не вступающие, в
необходимом количестве (речь идет о
сульфат-анионах и ионах натрия).

Хочется отметить, что смена окраски,
наблюдаемая в ходе данной реакции (с оранжевой,
обусловленной присутствием бихромат-анионов, на
сине-зеленую, обусловленную образованием ионов Cr³⁺)
позволяет обнаружить даже следовые количества
спиртов. В связи с этим трубка с бихроматом
натрия используется для контроля водителей
автотранспорта.

Таким образом, суть ионно-электронного метода
состоит в составлении ионных уравнений
процессов окисления и восстановления, т.е. двух
полуреакций, сложение которых дает полную ОВР в
ионном виде.