Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.
Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.
Метод электронного баланса
В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .
В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
Найдем степень окисления элементов:
Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.
3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления
Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления
Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:
- Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
- Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.
Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:
4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления
Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.
Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.
По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.
В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .
Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:
Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты
6H + + 3O -2 = 3H2O
Окончательный вид уравнения следующий:
Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.
При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).
При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:
H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.
Пример 1.
Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции:
2) Записать уравнение в ионном виде
В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO3 2- + MnO4 — + 2H + = Mn 2+ + SO4 2- + H2O
3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + образует воду:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O
Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H +
4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления
5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4 — + 16H + + 5SO3 2- + 5H2O = 2Mn 2+ + 8H2O + 5SO4 2- + 10H +
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4 — + 5SO3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO4 2- + 3H2O
6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
Пример 2.
Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Пример 3.
Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + e — = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.
Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
Метод электронного баланса в доступном изложении
Задача.
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:
Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»
(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)
Теперь перейдем ко второй части уравнения.
Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:
Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2
Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2
Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде, с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.
Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2O -2
- В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3
- Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
- Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O
Пример «б»
Для H2SO4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6
Для CaSO4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6
Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2
Ca 0 +H +1 2S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2S -2 + H +1 2O -2
Ca 0 — 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2
Пример «в»
Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5
Be 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Be +2 (N +5 O -2 3)2 + N +2 O -2 + H +1 2O -2
Be 0 — 2e = Be +2 (коэффициент 3)
N +5 +3e = N +2 (коэффициент 2)
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.
MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O
Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.
Определяем число потерянных и полученных электронов.
S (потерял) – 8е → S ; N (принял) +е → N
Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.
Восстановитель S – 8е → S 1 S – 8е → S окисление
Окислитель N +е → N 8 8 N +8е → 8 N восстановление
Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.
Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:
MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O
Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель .
Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.
Вариант 1. Вариант 2
H 2 + C 12 → 2 HC 1 2 H2 + O2 → H 2 O
O2 + 2Na → Na2O2 C1 + 2Na → 2NaC1
* K2SO3 → K2SO4 + K2S
** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO
Метод ионно-электронного баланса
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н 2 О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .
Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —
Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .
4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Ион хрома ( III ) в щелочной среде
Cr 3+ + 8OH — — 3ē = CrO 4 2- + 4H 2 O
Ион хрома ( III ) в кислой среде
2Cr 3+ + 7H 2 O — 6ē = Cr 2 O 7 2- + 14 H +
H 2 S — 2ē = S + 2H +
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Составление уравнений реакций окисления–восстановления
Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-окислителя:
Какие соединения и простые вещества могут проявлять только восстановительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-восстановителя:
Подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:
Предварительная подготовка. Краткие теоретические сведения по теме
Степень окисления элемента — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только их ионов.
Реакции, в ходе которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Zn 0 – 2e = Zn +2 процесс окисления; Zn 0 — восстановитель
2H +1 + 2e = H 2 0 процесс восстановления; Н + — окислитель
Металлический цинк О тдает электроны, О кисляется, а сам является В осстановителем (восстановитель – это тот, кто электроны отдает).
Катионы водорода В зяли электроны, В осстановились, а сами являются О кислителями.
Соединение, содержащее элемент в высшей степени окисления, может быть только окислителем (например: KMnO 4 ).
Соединение, содержащее элемент в низшей степени окисления, может быть только восстановителем (например: H 2 S).
Соединение, содержащее элемент в промежуточной степени окисления, может быть и окислителем, и восстановителем в зависимости от его роли в конкретной химической реакции (например: H 2 SO 3 ).
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса
Алгоритм составления уравнений
Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом и определим степени окисления элементов
Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:
Al 0 — 3e = Al +3 4 восст-ль, ок-ся
Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.
Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O 2 ) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12.
Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al 2 O 3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено: 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях:
Электронный баланс: Mn +7 + 5e = Mn +2 2 ок-ль, восст-ся
2Cl -1 — 2e = Cl 2 5 восст-ль, ок-ся
Требования к содержанию и оформлению отчёта по практической работе
Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:
1.Наименование работы и её цель
2.Ход работы: решение задач оформить в соответствии с образцом.
3.Письменно ответить на задания контрольных вопросов для самопроверки.
Контрольные вопросы для самопроверки:
1. Высшая степень окисления элемента определяется:
а) по номеру периода б) по номеру группы
в) по порядковому номеру г) по подгруппе
2. Степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительной реакции:
а) повышается б) понижается
в) остается без изменения г) сначала повышается, затем понижается
3. Схема, отражающая процесс окисления:
а) S 0 → S -2 б) S +6 → S +4
в) S +4 → S +6 г) S +6 → S -2
4. Укажите вещество, в котором атом углерод имеет наибольшую степень окисления:
5. Степень окисления атома азота в ионе аммония NH 4 + :
Краткое описание документа:
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.
MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O
Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.
Определяем число потерянных и полученных электронов.
S (потерял) – 8е → S;N (принял) +е → N
Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.
Восстановитель S – 8е → S1S – 8е → Sокисление
ОкислительN +е → N88N +8е → 8Nвосстановление
Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.
Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:
MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O
Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель.
Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.
Вариант 1.Вариант 2
H2 + C12 → 2HC12H2 + O2 → H2O
O2 + 2Na → Na2O2C1 + 2Na → 2NaC1
* K2SO3 → K2SO4 + K2S
** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO
Метод ионно-электронного баланса
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н2О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
- Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .
- Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
- в нейтральной и щелочной средеизбыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —
- Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .
4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Пример:
2. Среда кислая – Н +
http://profmeter.com.ua/communication/learning/course/course6/lesson326/
http://infourok.ru/prakticheskaya-rabota-5-metod-elektronnogo-balansa-4330174.html