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 — 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
Метод полуреакций — примеры составления и решения уравнений
Сущность методики
Ее описывают как электронно-ионный баланс, заключающийся в распределении множителей коэффициентного типа. Основой метода полуреакций в нейтральной или щелочной среде является обмен отрицательно заряженных частиц, происходящий между анионами и катионами с различными значениями водородного показателя.
В реакциях, которые происходят с участием окислительных и восстановительных электролитов, имеются ионы с минусовым или положительным зарядом. Уравнения молекулярно-ионного типа, основой которых является метод полуреакций, наглядным образом покажет суть каждого процесса при помощи уравнивания и подбора необходимых коэффициентов.
Формирование баланса по определенному алгоритму происходит с применением электролитов сильного звена в виде ионных частиц и недиссоциированных молекул в виде слабых соединений. В уравнениях нужно указать частицы, в которых меняются степени окисления. Чтобы определить растворяющую среду, необходимо определить щелочные, кислые и нейтральные условия.
В ОВР метод полуреакций используется с той целью, чтобы расписать по отдельности выражения для восстановительных и окислительных процессов. Итоговым результатом химического разложения станет их суммирование калькулятором или обычным методом.
Исполнение алгоритма
В методе полуреакций примеры с решением имеют свои особенности решения. Основным способом является следование стандартному алгоритму. Сюда включают такие стадии:
- Для начала нужно составить формулы всех реагирующих веществ химии. Пример одной из таких реакций H2S + KMnO4 + HCl.
- Далее, требуется править функцию отдельного составного процесса согласно принципам химии. Вторая составляющая в виде KMnO4 выступает как окислитель, восстановителем служит H2S, а HCl помогает в определении выражений по методу полуреакций в щелочной среде и определяет, насколько кислой является среда его действия.
- С нового абзаца записывают формулы ионных соединений с большим потенциалом электролитного типа, у которых в атомах может произойти смена степеней окисления.
- Найдя исходные компоненты, нужно расставлять окисленную и восстановленную форму для каждого реагента. В некоторых случаях конечные вещества уже расписаны по формуле, что значительно облегчает работу.
- Следующим этапом считается электрическая балансировка. Так как в левой части получается число 7, а в правой 2. необходимо расставить к изначальным веществам 5 отрицательно заряженных частиц и выходит MnO4+5e=4H2O+Mn. Это называют полуреакцией восстановительного свойства.
- Затем нужно уравнять процесс окисления с помощью добавления катионов водорода, а именно H2S-2e=2H+S. Тогда выходит полуреакция окислительного типа.
- Правильность получившегося баланса проверяют при помощи расчёта зарядов конечной и исходной части, а также атомов кислорода. Конечным этапом считается переход от ионной записи к молекулярной. Для каждой частицы из левой части баланса подбираются противоположно заряженный ион. После переноса в правую часть все ионы возможно собрать в молекулы.
Таким образом, метод полуреакций фактически сводится к написанию молекулярного уравнения путем следования заданному алгоритму. Он используется наравне с составлением баланса электронного вида, но может использоваться чаще за счет простоты.
Окислители и восстановители
Не менее важно для правильной записи уравнений как в традиционной, так и онлайн-форме, подобрать окислители и восстановители. От этого зависит, сколько нужно добавлять или вычитать электронов и ионов, а также сложность итоговых выражений.
К окислителям относят такие частицы, которые несут в себе отрицательно заряженные электроны. Они могут восстанавливаться и легко восполняют электронный недостаток. Сильными окисляющими реагентами считаются:
- Группы галогенов.
- Различные кислоты и калии.
- Золото и серебро с содержанием ионов.
- Оксиды марганца и свинца с валентностью 4.
- Соединения кислорода с содержанием газа.
Восстановители при участии в химических процессах передают отрицательный заряд. Окислительное действие претерпевают при расщеплении электронов. Подобными свойствами обладают различные органические и неорганические вещества:
- Ряд металлов и соединения серы, включая сероводород.
- Сульфаты железа, а также хрома и марганца.
- Азотсодержащие реагенты.
- Углерод природный плюс его оксид с валентностью 2.
- Молекулы водорода.
Также к указанной группе можно отнести кислоты с содержанием галогена и фосфористую кислоту. Роль восстановителей обычно играют ионные, атомарные частицы, а также молекулы.
Достоинства полуреакций
Для написания схемы окислительно-восстановительных реакций с учетом разных потенциалов полуреакции используют чаще по сравнению со способом электродного баланса. Преимущества такого метода состоят в следующем:
- Решать написанные уравнения, будь то обычные химические или гидролиз, легче за счет рассмотрения реальных ионов и соединений внутри раствора.
- Несмотря на отсутствие информации о получающихся веществах, их можно определить на последних стадиях.
- За счет такого метода можно узнать количество участвующих в полуреакциях электронов, а также изменения в коэффициентах водородного показателя раствора.
Кроме того, с помощью упрощенных ионных уравнений можно изучить особенности прохождения процессов и структуру созданных веществ. Также не всегда бывает необходима информация о степени окисления, поскольку ее можно установить в ходе работы с уравнениями и при необходимости уравнивать.
Нейтральная среда
Применяется метод полуреакций в нейтральной среде в тех случаях, когда происходит гидролиз солей при образовании слабокислого или слабощелочного раствора. Запись осуществляется в двух вариантах в соответствии с установленными таблицами веществ.
Первый метод позволяет не учитывать гидролиз солей. Среда считается нейтральной, слева приписывается молекулярная вода. Тогда одну полуреакцию нужно подбирать до установления щелочного состояния, а вторую до кислотного варианта.
А вот следующий способ является оптимальным для тех процессов, где можно примерно устанавливать значение водородного показателя. В этом случае реакции для электронно-ионного метода стоит рассматривать либо щелочи, либо в кислоте.
Примером нейтрального раствора может служить воссоединение сероводорода с дихроматом натрия в воде. Получается осадок серы, натрия и трехвалентного гидроксида хрома. Это считается типичной реакцией нейтрального раствора.
В конце реакции происходит образование голубого осадка из гидроксида хрома и желтой серы. Процесс идет в растворе щелочи с натриевым гидроксидом. При этом степень окисления серы изменяется на 0, заряд хрома уменьшается с 6 до 3.
Вышеописанная методика может включать в себя семь или более этапов в зависимости от сложности уравнений и требуемого результата. Его преимуществами считаются относительная простота и отсутствие необходимости в дополнительной информации по имеющимся элементам в уравнении. Правильное следование алгоритму и учет всех имеющихся факторов, включая валентность и степень заряда каждого химического элемента из таблицы Менделеева, позволит грамотно составить молекулярное выражение и отыскать все необходимые данные для созданных новых веществ.
http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/09_metod_polureaktsij.html
http://nauka.club/khimiya/metod-polureaktsiy.html