Метод полуреакций онлайн решение калькулятор – Балансировка химического уравнения — онлайн балансировкa

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 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. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺ (см. схему):

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

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, таким образом, 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. Составим электронные уравнения и найдем 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. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: 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

5. 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). 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.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- + MnO₄^— + 2H⁺ = Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

3. Далее определим окислитель и восстановитель и составим 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. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, 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. Затем необходимо 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. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

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

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 =2 MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

И еще один пример — 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.

zadachi-po-khimii.ru

Химия. ОВР — метод полуреакций

Сегодня мы научимся расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях (сокращенно ОВР) методом электронно-ионного баланса.

Задание обычно звучит так:

Подберите коэффициенты к уравнениям окислительно-восстановительной реакции, используя метод электронно-ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Для примера разберем следующую ОВР:

Cl₂ + K₂S + KOH → KCl + K₂SO₄ + H₂O

С чего начать?

Первым делом «растворяем то, что растворяется», иначе говоря, растворимые соединения разбиваем на анионы (отрицательно заряженные ионы) и катионы (положительно заряженные ионы).

Для нашей реакции:

Сl₂⁰ + K₂¹⁺ + S^2- + K¹⁺ + OH^1- → K¹⁺ + Cl^1- + K₂¹⁺ + SO₄^2- + H₂O

Сокращаем те ионы, которые повторяются и слева, и справа и получаем уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:

Сl₂⁰ + S^2- + OH^1- → Cl^1- + SO₄^2- + H₂O

Определим среду нашей ОВР. Ионы OH- в левой части реакции говорят нам, что среда щелочная. Это хуже, чем кислотная, но мы справимся ☺

Расставим степени окисления над каждым атомом. Принцип очень простой: степень окисления кислорода (почти) всегда 2-; водорода – 1+; степень окисления металлов равна порядковому номеру группы в таблице Менделеева, где живет этот металл. Степени окисления оставшихся атомов вычисляем, вычитая из степени окисления всего иона степени окисления известных атомов.

Сl₂⁰ + S^2- + O^2-H¹⁺ → Cl^1- + S⁶⁺O₄^2- + H₂O^2-

Видно, что в ОВР изменяются степени окисления хлора (было 0, стало 1-) и серы (было 2-, стало 6+).

Степень окисления хлора уменьшилась, т.е. он забрал себе лишние электроны. Степень окисления серы увеличилась, т.е. она электроны отдала. Ион, отдавший ионы, называется восстановителем; получивший электроны – окислителем.

Теперь записываем две полуреакции для серы и для хлора:

Cl₂⁰ → Cl^1- — окислитель, полуреакция восстановления

S^2- → SO₄^2- — восстановитель, полуреакция окисления

После десятка-другого ОВР все описанное выше делается в уме за несколько секунд.

Теперь начинаем работать с выделенными полуреакциями.

Cl₂⁰ → Cl^1-

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента (хлора).

Cl₂⁰ → 2Cl^1-

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода. У нас кислорода нет, едем дальше.

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода. Водорода тоже нет, едем дальше.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. В нашем случае слева заряд 0, справа 2 заряда по -1, достаточно очевидно, что нужно добавить 2 электрона слева. Что мы и делаем:

Cl₂⁰ + 2е → 2Cl^1-

Одна полуреакция готова. Принимаемся за вторую.

S^2- → SO₄^2-

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента (серы). У нас они уже равны, едем дальше.

Поскольку среда щелочная, шаг второй и шаг третий объединяем: нужно уравнять количества атомов кислорода и водорода, причем делать это нужно, добавляя слева ионы OH-, а справа молекулы воды. Я это делаю обычно перебором. В нашем случае справа нужно добавить 8 ионов OH^—, а слева – 4 молекулы воды.

S^2- + 8OH^— → SO₄^2- + 4H₂O

Все атомы уравнялись.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. В нашем случае слева заряд -10, справа -2, вычитаем слева 8 электронов:

S^2- + 8OH^— — 8e → SO₄^2- + 4H₂O

Теперь выписываем наши уравненные полуреакции рядом. Хлор забирает 2 электрона, сера отдает 8 электронов, значит, чтобы все сошлось, необходимо умножить полуреакцию хлора на 4.

А если делать на автомате, то записываем количество электронов, сокращаем (если сокращается) и меняем местами. На получившееся число умножаем полуреакцию и собираем обратно в молекулярно-ионную запись.

Cl₂⁰ + 2е → 2Cl^—                                              2→1→4

S^2- + 8OH^— — 8e → SO₄^2- + 4H₂O               8→4→1

4Сl₂⁰ + S^2- + 8OH^— → 8Cl^— + SO₄^2- + 4H₂O

Проверяем, все ли сходится: хлора – по 8 атомов с каждой стороны, серы – по 1, водорода – по 8, кислорода – по 8.

С теми же коэффициентами переписываем полную ОВР.

4Cl₂ + K₂S + 8KOH → 8KCl + K₂SO₄ + 4H₂O

Готово.

Для закрепления рассмотрим еще одну реакцию, на этот раз с кислой средой. Не буду расписывать так же подробно, только ключевые моменты.

K₂Cr₂O₇  +  Al  +  H₂SO₄   →   Cr₂(SO₄)₃  +  Al₂(SO₄)₃  +  K₂SO₄  +  H₂O

Наметанным глазом сразу видно: степени окисления меняются у алюминия и у хрома. Выписываем полуреакции и уравниваем их.

Первая полуреакция:

Al⁰ → Al³⁺

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента – выполнено.

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода – выполнено.

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода – выполнено.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. Слева заряд 0, справа +3, нужно вычесть слева 3 электрона. Алюминий электроны отдает, значит, он в реакции восстановитель, а его полуреакция является полуреакцией окисления.

Al⁰ – 3e → Al³⁺

Вторая полуреакция:

Cr₂O₇^2- → Cr³⁺

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента.

Cr₂O₇^2- → 2Cr³⁺

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода с помощью воды.

Cr₂O₇^2- → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода c помощью ионов H⁺, потому что среда кислая. О том, что она кислая, нам говорит наличие кислоты в левой части реакции (если бы мы записали ионно-молекулярную форму реакции, слева остались бы ионы H⁺)

Cr₂O₇^2- + 14H

+ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. Слева заряд +12, справа 2 раза по +3, нужно добавить слева 6 электрона. Хром электроны забирает, значит, он в реакции окислитель, а его полуреакция является полуреакцией восстановления.

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Выписываем полуреакции рядом и производим манипуляции с электронами:

Al⁰ – 3e → Al³⁺                                                          3→1→2

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

Собираем две полуреакции в ионно-молекулярную реакцию, домножив, соответственно, на полученные числа.

Cr₂O₇^2-  +  2Al⁰  +  14H⁺   →   2Cr³⁺  + 2Al³⁺  +  7H₂O

Восстанавливаем полную реакцию, расставляя найденные коэффициенты:

K₂Cr₂O₇  +  2Al  +  7H₂SO₄   →   Cr₂(SO₄)₃  +  Al₂(SO₄)₃  +  K₂SO₄  +  7H₂O

Для проверки я обычно считаю, сходятся ли количества атомов кислорода: слева у нас 7+7*4=35 атомов, справа – 3*4+3*4+4+7=35 атомов.

Кислород сошелся, значит, все верно.

Любую ОВР можно уравнять описанным методом. Бывают, конечно, более сложные варианты, но смысл всегда один и тот же.

Дерзайте, и у вас все получится. 

 

Если у Вас есть вопросы по решению данной задачи (или другой), пишите на наш e-mail [email protected], мы всегда готовы помочь.

С уважением, Botva-Project

botva-project.ru

Метод полуреакций | Дистанционные уроки

09-Июл-2012 | комментариев 200 | Лолита Окольнова

Решаем Часть С задание №1

 

Дано уравнение:

 

h3S + K2Cr2O7 + h3SO4 → …

 

Как решать такие окислительно-восстановительные реакции?

 

Уравнивание окислительно-восстановительных реакций

 

 

Во-первых, давайте определимся, в каких случаях лучше использовать метод полуреакций:

 

• реакция происходит в растворе
• в реакции принимают участие больше чем 2 реагента, да и продуктов реакции больше, чем 2

 

Правила метода полуреакций

 

(проще всего будет объяснить их сразу на примере)

 

h3S + K2Cr2O7 + h3SO4 → …

 

1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса:

 

K2Cr2O7  —  Сr находится в высшей степени окисления — +6, значит бихромат калия будет окислителем, т.е. сам будет восстанавливаться. Обычно, в кислой среде раствора он восстанавливается либо до Cr2O3, либо  до Сr3+

 

Давайте думать логически.

 

Допустим, у нас образовался оксид, один из реагентов это серная кислота . Будет она реагировать с оксидом? Конечно! Мы получим Cr3+

 

Второй реагент — h3S.  Сера находится в минимальной степени окисления — -2. Значит, она будет окисляться. До S°.

 

2. Выписываем участников овр в ионной форме (!) (Т.е., те вещества. которые нельзя разбить на ионы, пишем в том виде, в каком они представлены)

 

                                             Сr2O7(2)-            → Cr(3+)

                                              S(2-)                 → S(0)

3. Уравниваем количество атомов:

 

                                             Сr2O7(2-)            → 2Cr3(+)

                                             S(2- )                 → S(0)

 

4. Определяем среду реакции. У нас один из реагентов — серная кислота, значит, среда у нас однозначно кислая.

 

В кислой среде раствора  уравнивание недостающих атомов идет по схеме:

 

h3O → H(+)

 

Причем, воду мы прибавляем в ту часть уравнения, где недостаток кислорода (!)

Сr2O7(2-)            → 2Cr(3+) + 7h3O

 

теперь у нас изменилось количество водорода, надо его уравнять

 

Сr2O7(2-)  +14H(+)      → 2Cr(3+) + 7h3O

 

5. Уравниваем заряды:

                          Сr2O7(2)-  +14H(+)        →      2Cr(3+) + 7h3O

итоговый заряд:  +12              →                  +6

 

Сr2O7(2-)  +14H(+)  + 6е-    → 2Cr(3+) + 7h3O

     S2-                         → S°

      -2                                  0

 S(2-)    -2е-        → S(0)

 

6. Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой ( чтобы “количество принятых электронов было равно количеству отданных”)

 

Сr2O7(2)-  +14H(+)   +6e-    →  2Cr(3+) + 7h3O   |*1

S(2-  )       -2е-               →  S(0 )                                          |*3

 

7. Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр:

 

Сr2O7(2-)  +14H(+) + 3S(2-)    →  2Cr(3+) + 7h3O + 3S(0)

 

8. Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции:

 

Сr2O7(2-)  +14H(+) + 3S(2-)           →   2Cr(3+) + 7h3O + 3S(0)

+2K(+)    +7SO4(2-) + 6H(+)      → +2K(+)    +7SO4(2-) + 6H(+)

____________________________________________

K2Cr2O7 + 7h3SO4 + 3h3S  → Cr2(SO4)3 + 7h3O + 3S + K2SO4 + 3h3SO4

 

9. Сокращаем одинаковые молекулы слева и справа:

 

K2Cr2O7 + 4h3SO4 + 3h3S  → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7h3O

 

Метод полуреакций удобен тем, что можно легко предсказать продукты реакции и сочетания ионов. Да и уравнивать таким способом легче.

 

Естественно, этот метод подходит только для водных растворов.

 

Для решения  овр такого типа нужно просто натренироваться, для этого предлагаю вам решить следующие овр методом полуреакций:

 

1. MnO₂ + O₂ + KOH → …
2. Cl₂ + NaOH → NaClO₃ + …
3. CrCl₃ + H₂O₂ + KOH → …

 
Как всегда, в заданиях такого типа (часть С №1) нужно предсказать продукты реакции и уравнять. Если что-то не будет получаться или возникнут вопросы, пишите в комментариях — обсудим.
 
Как решать окислительно-восстановительные реакции в кислой среде раствора  мы разобрали, в щелочной  — смотрите << здесь >>
 

---

• в ЕГЭ это вопрос C1 — примеры окислительно-восстановительных реакций

---

 
 
 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Метод Полуреакций»

distant-lessons.ru

Метод полуреакций: алгоритм

Многие химические процессы проходят с изменением окислительных степеней атомов, которые образуют реагирующие соединения. Написание уравнений реакций окислительно-восстановительного типа часто сопровождается трудностью при расстановке коэффициентов перед каждой формулой веществ. Для этих целей разработаны методики, связанные с электронным или электронно-ионным балансом распределения зарядов. В статье подробно описан второй способ составления уравнений.

Метод полуреакций, сущность

Он еще называется электронно-ионным балансом распределения коэффициентных множителей. Основан метод на обмене отрицательно заряженными частицами между анионами или катионами в растворенных средах с разным значением водородного показателя.

В реакциях электролитов окислительного и восстановительного типа участвуют ионы с отрицательным или положительным зарядом. Уравнения молекулярно-ионного вида, в основе которых задействован метод полуреакций, наглядно доказывают суть любого процесса.

Для формирования баланса используют специальное обозначение электролитов сильного звена в качестве ионных частиц, а слабых соединений, газов и осадков в виде недиссоциированных молекул. В составе схемы необходимо указывать частицы, в которых изменяются степени их окисления. Для определения растворяющей среды в балансе обозначают кислые (H⁺), щелочные (OH^—) и нейтральные (H₂O) условия.

Для чего используют?

В ОВР метод полуреакций направлен на написание уравнений ионных отдельно для процессов окислительных и восстановительных. Конечным балансом будет их суммирование.

Этапы выполнения

Своими особенностями написания обладает метод полуреакций. Алгоритм включает следующие стадии:

— Первым делом следует записать формулы всех реагирующих веществ. Например:

H₂S + KMnO₄ + HCl

— Затем необходимо установить функцию, с химической точки зрения, каждого составляющего процесса. В данной реакции KMnO₄ выступает в роли окислителя, H₂S является восстановителем, а HCl определяет кислотную среду.

— Третьим этапом нужно записать с новой строки формулы ионные реагирующих соединений с сильным электролитным потенциалом, у атомов которых наблюдается смена степеней их окисления. В данном взаимодействии MnO₄^— выступает в роли окисляющего вещества, H₂S является восстанавливающим реагентом, а H⁺ или оксониевый катион H₃O⁺ определяет кислотную среду. Газообразные, твердые или слабые электролитические соединения выражают целыми формулами молекулярными.

Зная исходные компоненты, постараться определить, какая у окисляющего и восстанавливающего реагента будет восстановленная и окисленная форма соответственно. Иногда конечные вещества уже заданы в условиях, что облегчает работу. В последующих уравнениях указывают переход H₂S (сероводорода) в S (серу), а аниона MnO₄^— в катион Mn²⁺.

Для баланса атомарных частиц в левом и правом участке в кислотную среду прибавляют водородный катион H⁺ или молекулярную воду. В раствор щелочной вносят ионы гидроксида OH^— или H₂O.

MnO₄^—→ Mn²⁺

В растворе атом кислорода из манганатных ионов совместно с H⁺ формируют молекулы воды. Для выравнивания количества элементов уравнение записывают так: 8H⁺ + MnO₄^— → 4H₂O + Mn²⁺.

Затем проводят электрическую балансировку. Для этого считают общую сумму зарядов в левом участке, получается +7, а затем в правой стороне, выходит +2. Для уравновешивания процесса к исходным веществам добавляется пять отрицательных частиц: 8H⁺ + MnO₄^— + 5e^— → 4H₂O + Mn²⁺. Получается полуреакция восстановления.

Теперь уравнять по числу атомов следует процесс окисления. Для этого в правую часть добавляют водородные катионы: H₂S → 2H⁺ + S.

После проводят уравнивание зарядов: H₂S -2e^— → 2H⁺ + S. Видно, что от исходных соединений отнимают две отрицательные частицы. Получается полуреакция окислительного процесса.

Записывают оба уравнения в столбик и выравнивают отданные и принятые заряды. По правилу определения наименьших кратных подбирают для каждой полуреакции свой множитель. На него умножается окислительное и восстановительное уравнение.

Теперь можно осуществить суммирование двух балансов, сложив левые и правые стороны между собой и сократив количество электронных частиц.

8H⁺ + MnO₄^— + 5e^— → 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^— → 2H⁺ + S |5

16H⁺ + 2MnO₄^— + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

В полученном уравнении можно число H⁺ сократить на 10: 6H⁺ + 2MnO₄^— + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Проверяем правильность составления ионного баланса с помощью подсчета числа кислородных атомов до стрелки и после нее, которое равняется 8. Также необходимо сверить заряды конечной и исходной части баланса: (+6) + (-2) = +4. Если все совпадает, то он составлен правильно.

Метод полуреакций заканчивается переходом от ионной записи к уравнению молекулярному. Для каждой анионной и катионной частицы левой части баланса подбирается противоположный по заряду ион. Затем их переносят в правую сторону, в таком же количестве. Теперь ионы можно соединить в целые молекулы.

6H⁺ + 2MnO₄^— + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^— + 2K⁺ → 6Cl^— + 2K⁺

H₂S + KMnO₄ + 6HCl → 8H₂O + 2MnCl₂ + 5S + 2KCl.

Применять метод полуреакций, алгоритм которого сводится к написанию молекулярного уравнения, можно наряду с написанием балансов электронного типа.

Определение окислителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые принимают отрицательно заряженные электроны. Вещества окисляющие претерпевают восстановление в реакциях. Они обладают электронным недостатком, который легко можно восполнить. Такие процессы включают окислительно-восстановительные полуреакции.

Не у всех веществ имеется способность присоединять электроны. К сильным окисляющим реагентам относят:

• галогеновых представителей;
• кислоту типа азотной, селеновой и серной;
• калий перманганатный, дихроматный, манганатный, хроматный;
• марганцовые и свинцовые четырехвалентные оксиды;
• серебро и золото ионное;
• соединения газообразные кислорода;
• меди двухвалентной и серебра одновалентного оксиды;
• хлорсодержащие солевые компоненты;
• водку царскую;
• водорода перекись.

Определение восстановителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые отдают отрицательный заряд. В реакциях восстанавливающие вещества претерпевают окислительное действие при отщеплении электронов.

Восстановительными свойствами обладают:

• представители многих металлов;
• серы четырехвалентной соединения и сероводород;
• галогенсодержащие кислоты;
• железа, хрома и марганца сульфаты;
• олова двухвалентный хлорид;
• азотсодержащие реагенты типа кислоты азотистой, двухвалентного оксида, аммиака и гидразина;
• природный углерод и его оксид двухвалентный;
• водородные молекулы;
• кислота фосфористая.

Преимущества электронно-ионного способа

Чтобы написать окислительно-восстановительные реакции, метод полуреакций применяют чаще, чем баланс электронного вида.

Связано это с преимуществами электронно-ионного способа:

1. Во время написания уравнения рассматривают реальные ионы и соединения, которые существуют в составе раствора.
2. Можно изначально не иметь информации о получающихся веществах, их определяют на конечных этапах.
3. Не всегда нужны данные об окислительной степени.
4. Благодаря методу можно узнать число электронов, которые участвуют в полуреакциях, как меняется водородный показатель раствора.
5. По сокращенным уравнениям ионного вида изучается особенность протекания процессов и структура получившихся веществ.

Полуреакции в кислом растворе

Проведение вычислений при избытке водородных ионов подчиняется основному алгоритму. Метод полуреакций в кислой среде начинают с записи составных частей любого процесса. Потом их выражают в форме уравнений ионного вида с соблюдением баланса атомарного и электронного заряда. Отдельно записывают процессы окислительного и восстановительного характера.

Для выравнивания атомарного кислорода в сторону реакций с его избытком привносят водородные катионы. Количества H⁺ должно хватить для получения молекулярной воды. В сторону недостатка кислорода приписывают H₂O.

Затем проводят баланс водородных атомов и электронов.

Делают суммирование частей уравнений до и после стрелки с расстановкой коэффициентов.

Осуществляют сокращение одинаковых ионов и молекул. К уже записанным реагентам в суммарном уравнении выполняют добавление недостающих анионных и катионных частиц. Их количество после и до стрелочки должно совпадать.

Уравнение ОВР (метод полуреакций) считается выполненным при написании готового выражения молекулярного вида. Возле каждого компонента должен стоять определенный множитель.

Примеры для кислой среды

Взаимодействие нитрита натрия с кислотой хлорноватой приводит к получению натрия нитрата и кислоты соляной. Для расстановки коэффициентов используется метод полуреакций, примеры написания уравнений связаны с указанием кислой среды.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^— + 6H⁺ + 6e^— → 3H₂O + Cl^— |1

NO₂^— + H₂O – 2e^— → NO₃^— +2H⁺ |3

ClO₃^— + 6H⁺ + 3H₂O + 3NO₂^— → 3H₂O + Cl^— + 3NO₃^— +6H⁺

ClO₃^— + 3NO₂^— → Cl^— + 3NO₃^—

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

В данном процессе из нитрита получается нитрат натрия, а из хлорноватой образуется соляная кислота. Окислительная степень азота изменяется с +3 до +5, а заряд хлора +5 становится -1. Оба продукта не образуют осадка.

Полуреакции для щелочной среды

Проведение вычислений при избытке гидроксидных ионов соответствует расчетам для кислых растворов. Метод полуреакций в щелочной среде также начинают с выражения составных частей процесса в форме ионных уравнений. Отличия наблюдаются во время выравнивания числа атомарного кислорода. Так, в сторону реакции с его избытком привносят молекулярную воду, а в противоположную часть дописывают анионы гидроксида.

Коэффициент перед молекулой H₂O показывает разницу в количестве кислорода после и до стрелки, а для ионов OH^— его удваивают. В ходе окисления реагент, выполняющий роль восстановителя, отнимает атомы O от гидроксильных анионов.

Метод полуреакций заканчивается проведением оставшихся этапов алгоритма, которые совпадают с процессами, имеющими кислый избыток. Конечным результатом служит уравнение молекулярного вида.

Примеры для щелочной среды

При смешивании йода с натрия гидроксидом образуется натрия йодид и йодат, молекулы воды. Для получения баланса процесса используют метод полуреакций. Примеры для растворов щелочных имеют свою специфику, связанную с уравниванием атомарного кислорода.

NaOH + I₂ →NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^— → I^— |5

6OH^— + I — 5e^— → I^— + 3H₂O + IO₃^— |1

I + 5I + 6OH^— → 3H₂O + 5I^— + IO₃^—

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ →5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

Результатом реакции является исчезновение фиолетового окрашивания молекулярного йода. Происходит изменение степени окисления данного элемента с 0 до -1 и +5 с образованием йодида и йодата натрия.

Реакции в нейтральной среде

Обычно так называют процессы, проходящие при гидролизе солей с образованием слабокислого (с водородным показателем от 6 до 7) или слабощелочного (с pH от 7 до 8) раствора.

Метод полуреакций в нейтральной среде записывают несколькими вариантами.

В первом способе не учитывают солевой гидролиз. Среду принимают за нейтральную, а слева от стрелочки приписывают молекулярную воду. В таком варианте одну полуреакцию принимают за кислотную, а другую – за щелочную.

Второй способ подходит для процессов, в которых можно установить примерное значение водородного показателя. Тогда реакции для метода ионно-электронного рассматривают в щелочном или кислом растворе.

Пример с нейтральной средой

При соединении сероводорода с натрия дихроматом в воде получается осадок серы, натрия и хрома трехвалентного гидроксиды. Это типичная реакция для нейтрального раствора.

Na₂Cr₂O₇ + H₂S +h3O → NaOH + S + Cr(OH)₃

H₂S — 2e^— → S + H⁺ |3

7H₂O + Cr₂O₇^2- + 6e^— → 8OH^— + 2Cr(OH)₃ |1

7H₂O +3H₂S + Cr₂O₇^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH^—. Катионы водорода и гидроксид-анионы, соединяясь, образуют 6 молекул воды. Их можно убрать в правой и левой части, оставив излишек перед стрелкой.

H₂O +3H₂S + Cr₂O₇^2- → 3S + 2Cr(OH)₃ +2OH^—

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂S +H₂O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)₃

В конце реакции образуется осадок из гидроксида хрома голубого цвета и желтой серы в щелочном растворе с гидроксидом натрия. Окислительная степень элемента S с -2 становится 0, а хрома заряд с +6 превращается в +3.

fb.ru

Онлайн калькуляторы

Жизнь 81
	Дата и время   Разница времени между часовыми поясами,   Калькулятор дат,   Конвертер даты в количество миллисекунд, прошедших с 1 января 1970 года 00:00:00,   Время в пути,   Время между двумя датами с разными часовыми поясами, … +42
	Дети   Определение даты родов,   Определение пола будущего ребенка,
	Домашние питомцы   Примерные показатели промеров щенка лабрадора ретривера,   Потребность взрослых собак в обменной энергии,   Суточная потребность в корме для взрослой собаки,
	Календарь   Фаза луны,   Площадь тени объекта,   Текущая дата в современной и древнерусской (византийской) системе летоисчисления,   Мусульманский календарь. Перевод из григорианского календаря,   Сколько рабочих дней между двумя датами (для США), … +20
	Красота и здоровье   Определение пола будущего ребенка,   Пропорциональность фигуры — формула Маккаллума,   Расчет идеального веса через Индекс Массы Тела,   Расчет идеального веса по формуле Брока,   Суточная норма калорий, … +11
	Юмор   Азбука Морзе. Мутатор,   Площадь неправильного четырехугольника с заданными сторонами,   Как из мухи сделать слона. ,   Расстояния в попугаях,   Определение пола будущего ребенка, … +3
Коммерческие 14
	Реклама   Оригинальные подарки,   Стоимость размещения рекламы,
	Цена   Тоннокилометр. Перевод из стоимости километра,   Расчет стоимости по цене погонного метра,   Цена одного часа (точнее, километра),   Расчет стоимости квадратного метра,   Расчет начальной максимальной цены контракта (НМЦК) методом сопоставимых рыночных цен, … +3
Работа 252
	Автомобили   Нормативное значение расхода топлива. Тягачи зарубежные,   Определить регион по номеру автомобиля,   Расстояние между двумя координатами,   Расход топлива,   ОСАГО для автомобилей, зарегистрированных в РФ. июль 2011 — октябрь 2014, … +17
	Бухгалтерские   Единый социальный налог,   Компенсация за неиспользованный отпуск при увольнении,   Расчет пеней по налогу,   Когда становится выгодно платить налог как Индивидуальный предприниматель?,   Взносы в пенсионный фонд, … +13
	Инженерные   Упрощение математических выражений,   О римских цифрах,   Старинные русские деньги,   Площадь треугольника по координатам вершин,   Подсчет труб с торца, … +105
	Кадры   Праздничные выходные,   Компенсация за задержку зарплаты,   Дата и количество рабочих дней,   Расчет стажа,   Хронометраж всех отрезков кинопленки , … +4
	Навигация   Правило 12,   Расстояние по поверхности Земли и расстояние сквозь Землю,   Видимый горизонт и дальность видимости,   Как распознать высотку,   Скорость ветра по шкале Бофорта, … +10
	Недвижимость   Налог с продажи квартиры,   Налоговые вычеты из НДФЛ,   Расчет стоимости аренды квартиры,   Купить квартиру по ипотеке или продолжать снимать?,   Расчет стоимости аренды квартиры, … +2
	Статистика   Экспоненциальное сглаживание,   Выборочная функция распределения,   Аналитические показатели динамики,   Тройное экспоненциальное сглаживание,   Распределение Стьюдента, … +20
	Строительство и ремонт   Калькулятор блоков,   Объем цистерны,   Ламинат. Расчет числа досок,   Стоимость необходимого погонажного материала (вагонки, террасной доски, планкена),   Количество бруса для дома, … +14
	Телекоммуникации   Расчет подсети по адресу и маске (IPv4),   Расчет количества внешних линий Мини АТС,   Расчет количества операторов в call-центре,   Расчет полосы пропускания для VOIP разговоров,   Телефонная нагрузка, Erlang, … +1
	Финансовые   Проценты и налоги,   Изменение цен по субъектам РФ с 2000 по 2007 годы,   Разница с курсом ЦБ РФ,   Расчет пеней по налогу,   Аннуитетные платежи — наращение, дисконтирование, … +39
Учеба 270
	Астрономия   Восход и закат солнца,   Положение Солнца на заданную дату. Таблица азимута и высоты над горизонтом,   Азимут и высота солнца над горизонтом,   Юлианские дни,   Длина тени, … +3
	Информатика   Калькулятор с поддержкой разных систем счисления,   Код Хаффмана,   Шифр Виженера,   Перевод из десятичной системы счисления,   Анализ грамматики, записанной при помощи РБНФ. И еще один компилятор компиляторов., … +29
	Математика   Калькулятор с поддержкой разных систем счисления,   Математический калькулятор,   Диагонали параллелограмма,   Производная функции,   Антилогарифм, … +170
	Физика   Волны и ветер. Статистическое прогнозирование высоты волны,   Кинематика. Задача про стреляющую пушку,   Кинематика. Задача про среднюю скорость автомобиля,   Эффект Доплера в акустике,   Сила Архимеда, … +45
	Химия   Определение норм удобрений на планируемую прибавку урожая сельскохозяйственных культур,   Плотность нефти,   Содержание спирта в водно спиртовом растворе,   Уравнивание химических реакций,   Оценка погрешности прямых измерений, … +6

planetcalc.ru

«Метод полуреакций, или электронно-ионного баланса»

Разделы: Химия

---

Тема: метод полуреакций или электронно-ионного баланса

Цель: расширить и углубить знания об ОВР.

Задачи:

• научить определять возможность протекания ОВР между данными веществами;
• научить устанавливать продукты реакции с опорой на схемы;
• раскрыть сущность метода полуреакций;
• рассмотреть правила и алгоритмы составления уравнений ОВР;
• научить применять полученные знания для решения конкретных задач.

Формы обучения: разъяснение, рассуждение, общая характеристика.

Методы обучения: словесные (беседа, объяснение), наглядные (компьютерные), практические (упражнения).

Общедидактические методы: объяснительно-иллюстративный,  частично-поисковый, проблемный.

Ход урока.

1. Проверка домашнего задания.

Опрос у доски:

1) Самостоятельная работа у доски : определите тип следующих ОВР:

Подготовка устного ответа: классификация ОВР.

2) Самостоятельная работа у доски: расставить коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления:

3) Устный ответ: теория ОВР.
   
2. Новый материал.

Сегодня на уроке мы познакомимся  со способами прогнозирования продуктов в ОВР и новом методе расстановки коэффициентов в ОВР – методе полуреакций или электронно-ионного баланса.
Чтобы написать уравнение реакции, протекающей в смеси заданных веществ, нужно ответить на следующие вопросы:

а) возможна ли в принципе ОВР между данными веществами;
б) если да, то установить продукты реакции;
в) подобрать коэффициенты в уравнении реакции.

Рассмотрим эти вопросы по порядку.
Что касается первого из них, вспомним, что в любой ОВР один из участников окисляется, т.е. повышает свою валентность, а другой – восстанавливается, т.е. понижает валентность. Поэтому реакция невозможна, если оба ее участника находятся в состояниях наиболее высокой или наиболее низкой степени окисления.
Исходя из сказанного, попробуем предположить возможность протекания ОВР.
Например, определим возможна ли ОВР между .

Определите степени окисления элементов.

Учащиеся определяют степени окисления элементов по формулам соединений. Рассматривают строение атомов серы и хлора, определяют высшую и низшую степень окисления элементов.

Формулируем  вывод: степени окисления серы (-2) и хлора (-1) являются для них предельно низкими, следовательно,  и сера, и хлор могут выступать только в роли восстановителя. Т.е. реакция между  невозможна.

Рассмотрим другой пример. Возможно ли взаимодействие между ионами ?

Учащиеся рассматривают степени окисления марганца и хрома в ионах, определяют исходя из строения атомов, что оба металла находятся в высшей степени окисления, следовательно, могут выступать только в роли окислителя. Делают вывод: реакция между ионами  и невозможна.

Если же один из участников может повысить, а другой понизить свои степени окисления, реакция в принципе возможна.
Указать продукты реакции только из общих соображений в таких реакциях практически невозможно. Исследование химических свойств элементов как раз и представляет собой экспериментальное выяснение того, при каких условиях его соединения вступают в реакцию с другими элементами и соединениями и какие продукты при этом получаются.
Часто в ОВР участвуют соединения хрома и марганца. Особый интерес представляет поведение пероксида водорода в ОВР. Для прогнозирования продуктов реакций с их  участием можно использовать следующие схемы.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 1).

Что касается собственно процедуры подбора коэффициентов в уравнениях, то для реакций в растворах удобен так называемый метод полуреакций, или электронно-ионный. В нем сначала записывают и уравнивают отдельно процессы окисления и восстановления, а полная реакция получается  их сложением.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 2).

Кроме алгоритма составления полуреакций, необходимо придерживаться нескольких очевидных правил:

1. В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
2. В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов . Уравнивание осуществляется за счет ионов  и молекул воды.
3. В нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.

Рассмотрим, как работают предложенные схемы на конкретных примерах.

Задача.   Закончить уравнение реакции между бихроматом калия и соляной кислотой.

Ион  содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная (HCl).
Полуреакция восстановления:

Ионы могут только окисляться, т.к. хлор имеет самую низшую степень окисления. Составим полуреакцию окисления:

Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой.

Получили сокращенное ионное уравнение.

Добавляем недостающие катионы или анионы, учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым.

В данном случае источником ионов ─ была соль , поэтому с каждым молем в раствор попадает 2 моль ионов . В реакции они участия не принимают, поэтому в неизменном виде должны перейти в правую часть уравнения. Вместе с 14 моль ионов в раствор вносится 14 моль ионов . Из них 6 участвует в реакции в качестве восстановителя, а остальные 8, как и ионы , в неизменном виде остаются после реакции, т.е. дописываются в правую часть.

В результате получаем:

После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:
    

Рассмотрим другой пример.

Задача.  Закончить уравнение реакции → …

Ион содержит марганец в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда нейтральная.

Полуреакция восстановления: 

Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода —  в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления:

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

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

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

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

• Подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд. Балансируем (уравниваем) число отданных и принятых электронов в полуреакциях:

• Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой:

      

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы и ионы:

Таким образом, получаем ионное уравнение.

• Добавляем недостающие катионы или анионы,  учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым:

Также рассмотрим пример ОВР, протекающей с щелочной среде.

Задача. Закончить уравнение реакции:

Определяем окислитель и восстановитель в данной ОВР.  В нитрате ртути (II) ртуть содержится в ее высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. Составим полуреакцию восстановления.
Полуреакция восстановления: 

• Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода —  в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления пероксида водорода в щелочной среде:

• Оформляем уравнение ОВР, протекающей в щелочной среде:

• Добавляем недостающие катионы и анионы.

Преимущества электронно-ионного метода при составлении уравнений реакций и подборе коэффициентов в сравнении с методом электронного баланса особенно проявляются при составлении уравнений реакций с участием органических соединений.

Задача. Составьте уравнение окисления ацетилена раствором  до щавелевой кислоты в нейтральной среде.

Составляем схему реакции:

выступаем в роли окислителя, т.к. содержит марганец в его высшей степени окисления.
Следовательно, схема полуреакции восстановления имеет вид:

Схема полуреакции окисления: 

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

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

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

                                                    

• Составляем ионное уравнение:

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионы:

Задача. Составьте уравнение реакции окисления фенола дихроматом калия в кислой среде до хинона:

Ион  содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная .

Используем  правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионыи анионы: 

Рассмотрев метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций можно выделить следующие  достоинства данного метода:

1. Рассматриваются реально существующие ионы и вещества.
2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они  появляются в уравнении реакции при его выводе.
3. Необязательно знать степени окисления. Понятие степени окисления в органической химии употребляется реже, чем о неорганической химии.
4. Этот метод дает сведения не только о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.

Домашнее задание: Закончить уравнения:

В качестве проверочной работы по изученной теме предлагаю учащимся лабораторные опыты. Учащимся необходимо провести ОВР, объяснить происходящие явления, составив уравнения реакций с помощью метода полуреакций.

Лабораторные опыты «Окислительно-восстановительные реакции»

В три стакана налейте малиновый раствор перманганата калия. Добавьте в первый стакан  немного раствора серной кислоты, во второй – воду, в третий – концентрированный раствор гидроксида калия. Окраска растворов при этом не изменяется. Добавьте во все стаканы по 5 мл сульфита калия и хорошо перемешайте смеси стеклянной палочкой.

Задание: объясните изменение окраски растворов, составив ОВР методом полуреакций.

 Литература:

Д.Д. Друзцова, Л.Б. Бестаева Окислительно-восстановительные реакции. – М.:Дрофа,2005.

3.03.2009

xn--i1abbnckbmcl9fb.xn--p1ai

Составление уравнений ОВР методом полуреакций — Мегаобучалка

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При составлении уравнений методом полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами.

1. Если участники ОВР — восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия — сильные электролиты, то они записываются в виде ионов; а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в осадок — в виде молекул. Продукты реакции устанавливаются на основании известных свойств элементов.

2. Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н⁺ с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах — молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5 e ® Mn²⁺ +4H₂o,

MnO₄^—+2H₂O+3 e ® MnO₂ + 4OH^—.

3. Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных — за счет гидроксид-ионов. При этом образуются ионы водорода (в кислых и нейтральных растворах) и молекулы воды (в щелочной среде), например:

SO₃^2-+H₂O — 2 e ® SO₄^2-+2H⁺ ,

SO₃^2- + 2OH^— — 2 e ® SO₄^2-+H₂O.

4. Коэффициенты для полуреакций окисления и восстановления подбираются таким образом, чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаково.

5. Для каждой из полуреакций и суммарного уравнения ОВР должны выполняться правила сохранения материального баланса и баланса электрических зарядов — количество атомов каждого вида и суммарный заряд в левой и правой частях уравнений должны быть одинаковы.

Применение перечисленных правил поясним на примере. Если через подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия KMnO₄ пропускать сероводород H₂S, то малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы: H₂S ® S. Для уравнивания зарядов от молекулы сероводорода надо отнять два электрона (что полностью соответствует изменению степени окисления серы с -2 до 0) и в итоге получаем первую полуреакцию — процесса окисления восстановителя — сероводорода:

Н₂S — 2 e ® S + 2H⁺ .

Обесцвечивание раствора перманганата калия связано с переходом иона MnO₄^— (имеет малиновую окраску) в ион Mn²⁺ (почти бесцветный), что можно выразить схемой MnO₄^— ® Mn²⁺. В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO₄^— , связывается ионами водорода Н⁺ в молекулы воды (на 4 атома кислорода в ионе MnO₄^— необходимо 8 Н⁺), что может быть записано в виде схемы:

MnO₄^— + 8 Н⁺ ® Mn²⁺+4H₂O .

Чтобы уравнять заряды (заряды исходных веществ — (+7), конечных — (+2)), необходимо к исходным веществам прибавить 5 электронов (что полностью согласуется с уменьшением степени окисления у марганца с (+7) до (+2)):

MnO₄^—+8H⁺+5 e ® Mn²⁺+4H₂O.

Это есть вторая полуреакция — процесс восстановления окислителя — MnO₄^—.

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно суммировать, предварительно уравняв число отданных и полученных электронов. Для этого определяют соответствующие множители (в приведенном примере 5 и 2), на которые умножаются полуреакции. Проведенные операции записываются следующим образом:

H₂S — 2 e ® S + 2H⁺ ´5

MnO₄^— + 8H⁺ + 5 e ® Mn²⁺+4H₂O ´2

5H₂S + 2MnO₄^— + 16H⁺ ® 5S +10H⁺ +2Mn²⁺+8H₂O

После приведения подобных членов (ионов Н⁺) окончательно получаем

5H₂S + 2MnO₄^— +6H⁺ ® 5S + 2Mn²⁺+8H₂O.

Проверяем материальный баланс; баланс зарядов в левой и правой частях уравнения: -2+(+6) = 2×(2+).

Методом полуреакций составляется сокращенное ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, необходимо в левой части ионного уравнения к каждому аниону и катиону подобрать соответствующий катион и анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываются в правой части уравнения, после чего ионы объединяются в молекулы, и окончательно получаем

2K⁺+3SO₄^2-+ 5H₂S+2MnO₄^— +6H⁺ ® 2K⁺+3SO₄^2-+ 5S + 2Mn²⁺+8H₂O,

5H₂S + 2KMnO₄+3H₂SO₄ ® 5S+2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н⁺ — ионов), нейтральной (Н₂О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН^—). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами; среда также влияет на изменение степени окисления атомов. Ниже приводятся схемы восстановления в зависимости от среды раствора наиболее типичных окислителей: KMnO₄, H₂O₂, K₂Cr₂O₇.

Перманганат калия в водных растворах полностью диссоциирует с образованием перманганат-иона MnO₄^—, который обуславливает окислительные свойства и малиновый цвет растворов. В кислой среде в присутствии восстановителей протекает реакция

MnO₄^—+8H⁺+5 e^— ® Mn²⁺+4H₂O,

раствор становится бесцветным. В нейтральной среде протекает другая реакция

MnO₄^—+ 2Н₂О + 3 е^— ® MnO₂¯ + 4OH^— ,

сопровождающаяся выделением бурого осадка MnO₂. В нейтральной среде малиновый цвет меняется на светло-зеленый, обусловленный образованием манганат-ионов:

MnO₄^—+ е^— ® MnO₄^2-.

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную кислоты применять не рекомендуется: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы КОН и NaOH.

Пероксид водорода восстанавливается также по-разному в зависимости от среды:

кислая H₂O₂ + 2H⁺ + 2 e^— ® 2H₂O ,

щелочная и нейтральная H₂O₂ + 2 e^— ® 2OH^— .

Однако с очень сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, (NH₄)₂S₂O₈) пероксид водорода выступает как восстановитель:

Н₂О₂ — 2 е^— ® О₂­ + 2Н⁺ .

Хром в своих соединениях имеет устойчивые степени окисления +6 и +3. В первом случае соединения хрома проявляют свойства окислителей, во втором — восстановителей. В зависимости от среды для соединений Cr (VI) имеет место равновесие :

2CrO₄^2- + 2H⁺ « Cr₂O₇^2-+H₂O; Cr₂O₇^2- +2OH^— « 2CrO₄^2- + H₂O .

В кислой среде ионы Сr₂O₇^2- — сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr³⁺:

Сr₂O₇^2- + 14H⁺+6 e^— ® 2Cr³⁺+7H₂O.

В щелочной среде ионы [Cr(OH)₆]^3- окисляются до ионов CrO₄^2-:

[Cr(OH)₆]^3- + 2OH^— — 3 e^— ® CrO₄^2- + 4H₂O.

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса состоит в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. При методе полуреакций не нужно знать степеней окисления атомов, и видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества: они появляются в уравнении реакции при выводе его.

 

ВНИМАНИЕ: основная ошибка, приводящая к неверным результатам, — проставление в полуреакциях не зарядов частиц, а степеней окисления атомов.

megaobuchalka.ru

No related posts.