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

  1. 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.

 

  1. 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

  1. 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 SO

42-, из которых 5 – за счет превращения 5SO32- → 5SO42-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO42-— 5SO42- = 3SO42-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

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

  1. 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, OHщелочная 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

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

SO32- + MnO4 + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H2O

  1. 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 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+

  1. 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

SO32- + H2O — 2e = SO42- + 2H+              ¦5             восстановитель, процесс окисления

 

  1. Затем необходимо 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

  1. 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:

SO32- + MnO4 + H2O = MnO2 + SO42- + OH

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4, а восстановителем SO32-.

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, процесс восстановления

SO32- + 2OH— 2e = SO42- + H2O                  ¦3             восстановитель, процесс окисления

 

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

3SO32- + 2MnO4 + H2O =2 MnO2 + 3SO42- + 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:

SO32- + MnO4 + OH = MnO2 + SO42- + H2O

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, процесс восстановления

SO32- + 2OH— 2e = SO42- + H2O               ¦1             восстановитель, процесс окисления

 

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

SO32- + 2MnO4 + 2OH = 2MnО42- + SO42- + 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+ + OH1- → K1+ + Cl1- + K21+ + SO42- + H2O

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

Сl20 + S2- + OH1- → Cl1- + SO42- + 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 + S2- + O2-H1+ → Cl1- + S6+O42- + H2O2-

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:

Cl2→ Cl1- - окислитель, полуреакция восстановления

S2- → SO42- - восстановитель, полуреакция окисления

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

Теперь начинаем работать с выделенными полуреакциями.

Cl2→ Cl1-

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

Cl2→ 2Cl1-

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 → 2Cl1-

Одна полуреакция готова. Принимаемся за вторую.

S2- → SO42-

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.

S2- + 8OH- → SO42- + 4H2O

Все атомы уравнялись.

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

S2- + 8OH- - 8e → SO42- + 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

S2- + 8OH- - 8e → SO42- + 4H2O               8→4→1

4Сl20 + S2- + 8OH- → 8Cl- + SO42- + 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:

Cr2O72- → Cr3+

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента.

Cr2O72- → 2Cr3+

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода с помощью воды.

Cr2O72- → 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+)

Cr2O72- + 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.

Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O

Выписываем полуреакции рядом и производим манипуляции с электронами:

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

Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O               6→2→1

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

Cr2O72-  +  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 + Cr2O72- + 6e- → 8OH- + 2Cr(OH)3 |1

7H2O +3H2S + Cr2O72- → 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 + Cr2O72- → 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:

SO32-+H2O - 2 e ® SO42-+2H+ ,

SO32- + 2OH- - 2 e ® SO42-+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++3SO42-+ 5H2S+2MnO4- +6H+ ® 2K++3SO42-+ 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- ® MnO42-.

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 :

2CrO42- + 2H+ « Cr2O72-+H2O; Cr2O72- +2OH- « 2CrO42- + H2O .

В кислой среде ионы Сr2O72- - сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr3+:

Сr2O72- + 14H++6 e- ® 2Cr3++7H2O.

В щелочной среде ионы [Cr(OH)6]3- окисляются до ионов CrO42-:

[Cr(OH)6]3- + 2OH- - 3 e- ® CrO42- + 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

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *