Как сделать электронный баланс

Добавил пользователь Владимир З.
Обновлено: 19.09.2024

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса является более простым и учитывает изменение степени окисления элементов в реакциях. Ионно-электронный метод учитывает характер химической связи в молекуле и наличие тех ионов, которые в действительности существуют в растворе, например, MnO₄ – , SO₄ 2- , Cr₂O₇ 2- . При реакциях окисления-восстановления электроны не берутся откуда-то со стороны, а только переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций для того, чтобы правильно написать продукты реакции, необходимо знать свойства реагирующих веществ.

8.3.1.Метод электронного баланса.

Подбор коэффициентов в реакции методом электронного баланса осуществляется по следующей схеме:

1) Составить схему реакции

Разбавленная азотная кислота с а) неактивными металлами (Cu), б) неметаллами (P, As, S) и в) производными этих неметаллов (AsH₃, PH₃, As₂S₃) образует оксид азота (II), понижая свою степень окисления:

Атом элемента в своей высшей положительной степени окисления является окислителем, следовательно, окислитель

Атом фосфора проявляет восстановительные свойства в данной реакции, отдавая электроны с последнего энергетического уровня и повышая свою степень окисления до +5.

Следовательно, молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид:

2) Определить величину и знак степени окисления элементов до реакции и после реакции.

3) Составить электронный баланс

4) Подставить найденные коэффициенты в уравнение реакции.

5) Подсчитать количество атомов водорода в правой и левой части равенства и уравнять их за счет добавления молекул воды в ту часть равенства, где их недостаточно.

6) Подсчитать количество атомов кислорода.

При правильно написанном и решенном уравнении количество атомов кислорода в правой и левой части равенства совпадает.

Пример 1. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, подобрав коэффициенты к нему: FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃ + + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O. Определяем степень окисления элементов до реакции и после реакции.

Составляем уравнения электронного баланса

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции. Подсчитываем количество групп в правой части уравнения (15+2+1=18), добавляем в левую часть равенства недостающие -группы в виде коэффициента при H₂SO₄. уравниваем число атомов водорода в правой и левой части равенства.

Правильность написанного уравнения проверяем по числу атомов кислорода в правой и левой части равенства.

8.3.2. Ионно-электронный метод.

При составлении электронно-ионных уравнений следует исходить не из изменения степени окисления элементов в реагирующих веществах, а нужно учитывать действительно существующие ионы в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Например, если реакция происходит с участием перманганата калия, то в реакции окислителем будут ионы MnO₄ – , а не ионы Mn 7+ , так как перманганат калия в водном растворе диссоциирует KMnO₄↔K + +MnO₄ – . При этом вещества неионного характера и недиссоциирующие изображаются в электронных уравнениях в виде молекул: NH₃, CO, NO₂, SiO₂, P.

В окислительно-восстановительных реакциях могут получаться различные продукты реакции в зависимости от характера среды – кислой, щелочной, нейтральной. Для таких реакций в молекулярной схеме необходимо указывать окислитель, восстановитель и вещество, характеризующее реакцию среды (кислоту, щелочь, воду). В этом случае в ионном уравнении необходимо руководствоваться правилами стяжения, указывать ионы, характеризующие реакцию среды: H + , OH – , H₂O. Правила стяжения сводятся к следующему:

1. В кислой среде избыток ионов O +2 образует с ионами H + молекулы воды:

2. В нейтральной или щелочной среде избыток ионов O 2- образует с молекулами воды гидроксид – ионы:

3. В щелочной среде недостаток ионов O 2– компенсируется двумя ионами OH – , одновременно образуется одна молекула воды:

Реакция среды	Избыток ионов О 2–	Недостаток ионов О 2–
Реакция среды	окислитель	восстановитель
Кислая	Н + Н₂О	Н₂O 2Н +
Кислая	изб. O 2– + 2H + = Н₂О	Н₂О 2Н + + O 2–
Нейтральная	H₂O OH –	Н₂O 2Н +
Нейтральная	изб. О 2– + Н₂О 2OН –	Н₂О 2Н + + О 2–
Щелочная	Н₂O ОН –	2OН – Н₂О
Щелочная	изб. О 2– + Н₂O 2OН –	2OН – Н₂О + О 2–

Разберем на конкретных примерах.

Пример 1. Составить уравнение реакции, которая протекает при пропускании сероводорода Н₂S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO₄

При протекании реакции малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы из сероводорода:

В этой схеме число атомов одинаково в левой и правой частях. Для уравнивания зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Эта первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H₂S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnО – ₄ (он имеет малиновую окраску) в ион Mn 2+ (почти бесцветный и лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что можно выразить схемой

Опыт показывает, что в кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO – ₄, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные – два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO – ₄ + 8H + +5e – = Mn 2+ +4H₂О

Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя – иона MnO – ₄.

Для составления общего (суммарного) уравнения реакции надо уравнение полуреакций почленно суммировать, предварительно уравнять число отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются равенства полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

Сократив на 10 Н + , окончательно получим

Проверяем правильность составленного ионного уравнения. В примере число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов в левой части (2-) + (6+) == 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно.

Методом полуреакций составляется ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

Пример 2. Реакция среды кислая

1. Составить схему реакции

Из опытных данных знаем, что окислителем является КМnO₄. Ион MnO₄ – восстанавливается в кислой среде до Мn 2+ (фиолетово-малиновая окраска иона MnO₄ – становится бесцветной, переходя в Мn 2+ – ион), следовательно, ион SO₃ 2 – будет являться восстановителем, переходя в ион SO₄ 2- .

2. Составить электронно-ионные уравнения

а) для окислителя

Из ионной схемы видно, что, ион MnO₄ – – превращается в ион Мn 2+ , при этом освобождаются ионы О 2- , которые по правилу стяжения в кислой среде связываются ионами Н + , образуя молекулы Н₂O.

б) для восстановителя

Из ионной схемы видно, что ион SO₃ 2- превращается в ион SO₄ 2- . Для этого превращения необходимо добавить ион О 2- , который берется из молекулы H₂O (реакция протекает в водной среде), при этом освобождаются два иона Н+.

3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства, добавляя или уменьшая необходимое число электронов. Алгебраическая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинакова.

MnO₄ – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H₂O

4. Найти основные коэффициенты, т. е. коэффициенты при окислителе и восстановителе:

5. Написать суммарное электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:

6. Сократить в левой и правой части уравнения 10 Н + и 5Н₂O. Получается ионное уравнение:

7. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции:

8. Число ионов и атомов каждого элемента в правой и левой части равенства, должно быть равно.

Пример 3. Реакция среды щелочная.

1. Составить схему реакции

Окислителем в данной реакции является молекула брома, следовательно, восстановителем будет являться метахромит калия, а именно ион СrO₂ – .

2. Составить электронно-ионное уравнение

а) для окислителя

б) для восстановителя

Из ионной схемы видно, что ион CrO₂ – превращается в ион СгО₄ 2– . Каждый недостающий ион О 2– берется по правилу стяжения из двух гидроксильных ионов (среда щелочная ОН – ), при этом одновременно образуется одна молекула воды.

3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства. Найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

4. Написать суммарное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:

5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.

6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левой части уравнения должно быть равно.

Пример 4. Реакция среды нейтральная.

1. Составить схему реакции

2. Составить электронно-ионное уравнение

а) для окислителя

В нейтральной среде избыток ионов кислорода стягивается с молекулами воды, образуя гидроксид-ионы.

б) для восстановителя

Из ионной схемы видно, что ион SО₃ 2- превращается в ион SO₄ 2- , для этого необходимо добавить один ион О 2- , который берется из молекулы Н₂O (реакция протекает в водной среде). При этом освобождаются два иона Н + .

4.Написать электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:

Сокращаем левую и правую часть равенства на 6Н₂0. Получаем окончательное ионное уравнение.

5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.

6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левей части уравнения должно быть равно.

Пример 5. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, Н₂SO₃, Н₂SО₄, MnO₂ и КМnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Пример 6. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: a) H₂S и HI; б) H₂S и Н₂SО₃; в) Н₂SО₃ и НС1O₄?

а) Степень окисления в Н₂S n(S) = -2; в HI n(I) = -1. Так как и сера и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H₂S n(S) = -2 (низшая), в H₂SO₃ n(S) = +4 (промежуточная).

Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем, Н₂SО₃ является окислителем;

Пример 7. Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

Пример 8. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая максимальное восстановление последней.

Решение. Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительная функция принадлежит сере (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как p-элемента VIA-группы равна -2. Цинк как металл IIВ-группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:

Составляем уравнение реакции:

Перед H₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H₂SO₄ идут на связывание четырех ионов Zn 2+ .

Суть метода: электронный баланс составляется под уравнением, при этом учитываются индексы элементов, затем находится наименьшее общее кратное для чисел отданных и принятых электронов (НОК), делением НОК на эти числа получаем коэффициенты для восстановителя и окислителя.
Например, для уравнения Al 0 + Сl₂ 0 ––> Al + 3Cl₃ –1 рассуждение ведется на один атом элемента: до реакции атом алюминия имел степень окисления ноль, после реакции приобрел степень окисления +3, следовательно, атом Al отдает три электрона. В той части уравнения, где составляется баланс, индекс Al равен единице, поэтому число три остается без изменений и подписывается под алюминием:

Хлор до реакции имел степень окисления ноль, после реакции имеет степень окисления –1, т.е. один атом хлора принимает один электрон, однако, в той части уравнения, где составляется баланс у хлора индекс два и, умножая число электронов на индекс, получаем цифру два для хлора

Находим НОК для числа отданных и принятых электронов

Делением НОК на число отданных электронов, получаем коэффициент для Al (6 : 3 = 2)

Делением НОК на число принятых электронов, получаем коэффициент для хлора (6 : 2 = 3)

Для уравнивания реакций методом электронного баланса необходимо выполнить следующую последовательность операций:

• определить, атомы каких элементов изменяют степень окисления;
• написать полуреакции окисления и восстановления соответствующих элементов;
• уравнять число отданных и полученных электронов, умножив эти полуреакции на соответствующие множители;
• перенести коэффициенты в уравнение реакции;
• завершить уравнивание реакции, расставив коэффициенты перед веществами, не участвующими в переносе электронов.

Проиллюстрируем изложенное выше на примерах.

При использовании данного метода нет необходимости определять степени окисления элементов. Для составления баланса достаточно знать заряды ионов, участвующих в реакции. Если реакция протекает в кислой среде, то для уравнивания полуреакций используют ионы Н + и молекулы воды, если в щелочной — ионы ОН и молекулы воды, а если в нейтральной — молекулы воды и ионы II или ОН .

Для уравнивания реакций методом электронно-ионного баланса необходимо выполнить следующую последовательность операций:

• найти молекулы и ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе;
• написать полуреакции окисления и восстановления в ионно-молекулярном виде, рассчитывая число переносимых электронов по разности суммарного заряда частиц в левой и в правой части полуреакции;
• уравнять число отданных и полученных электронов, умножив эти полуреакции на соответствующие множители;
• написать суммарное уравнение в ионном виде и сократить соответствующее число одинаковых молекул и ионов в левой и правой части уравнения;
• перенести коэффициенты в уравнение реакции.

Удобство этого метода заключается в том, что можно получать коэффициенты практически для всех веществ, участвующих в реакции.

Уравняем реакции, приведенные выше в примерах 8.1 и 8.2, методом электронно-ионного баланса.

Пример 8.4.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) с расстановкой коэффициентов простым подбором, как правило, затруднительно.

общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

записать схему реакции;
указать степени окисления и определить элементы, которые меняют степень окисления;
составить уравнения процессов окисления и восстановления;
уравнять число присоединённых и отданных электронов, введя множители, использовав наименьшее общее кратное;
подставить найденные коэффициенты перед формулами веществ, содержащих эти частицы;
расставить коэффициенты перед формулами остальных веществ методом подбора;
проверить правильность расстановки коэффициентов.

при взаимодействии сероводорода с кислородом ион серы и кислород изменяют степени окисления; записываем уравнения процесса окисления серы и восстановления кислорода:

S − 2 ⟶ − 6 e S + 4 2 O 0 ⟶ + 4 e 2 O − 2 Н . О . К 12 Коэф . 2 3 ок − ся , восст − ль восст − ся , ок − ль

Наименьшее общее кратное (НОК) равно \(12\). Соответственно, коэффициент перед сероводородом — \(2\); перед кислородом — \(3\).

Правильность расстановки коэффициентов проверим по числу атомов кислорода. В левой и в правой частях уравнения содержится по \(6\) атомов кислорода.

Сертификат и скидка на обучение каждому участнику

Описание презентации по отдельным слайдам:

Составление уравнений ОВР методом ионно-электронного баланса
Тулупова Ирина Павловна

Чем метод электронного баланса отличается от электронно-ионного?
В методе электронного баланса мы учитываем только изменение степеней окисления. В методе электронно-ионного баланса мы учитываем также изменение ионов.

Правила расчета степени окисления
Степень окисления – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему состав какой – либо частицы, исходя из (гипотетического) предположения о чисто ионном характере связи в данной частице.
Правила расчета СО:
Сумма СО всех атомов частице равна заряду этой частицы.
Более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО.
Для ряда атомов следует использовать, как правило, фиксированные степени окисления (щелочные металлы, фтор, бор, алюминий, лантаниды и пр.)
Максимальная СО равно номеру группы (для короткопериодного вариант ПСЭ), за исключением (целого) ряда элементов. СО – ФОРМАЛЬНАЯ величина!

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:

Пример 1
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:
SO32- + MnO4— + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H2O

Пример 1
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 SO32- — окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO42- содержит больше кислорода, чем исходный SO32-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H+:
SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+

Пример 1
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
SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+ |5 восстановитель

Пример 1
5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4— + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4— + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Пример 2
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:
SO32- + MnO4— + H2O = MnO2 + SO42- + OH—

Пример 2
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4— + 2H2O + 3e— = MnО2 + 4OH— |2 окислитель
SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O |3 восстановитель
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
3SO32- + 2MnO4— + H2O =2MnO2 + 3SO42- + 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:
SO32- + MnO4— + OH— = MnO2 + SO42- + H2O

Пример 3
В щелочной среде окислитель MnO4— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО42-. Восстановитель SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4— + e— = MnО2 |2 окислитель
SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O |1 восстановитель

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

SO32- + 2MnO4— + 2OH— = 2MnО42- + SO42- + H2O
Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2K2MnO4 + 3Na2SO4 + 2KOH

Пример 3
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO32- + 2MnO4— + 2OH— = 2MnО42- + SO42- + H2O
Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2K2MnO4 + 3Na2SO4 + 2KOH

Читайте также: