Химия. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса Как найти электронный баланс в химии

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 MnO 4 — восстанавливается до Mn 2+ ():

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

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

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

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2

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:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

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 4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO 3 2- → 5SO 4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO 4 2- — 5SO 4 2- = 3SO 4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H 2 O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде , 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 H 2 O – 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:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

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

SO 3 2- + MnO 4 — + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O

1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO 4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O

Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO 4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO 3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H +

1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя , учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции , предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO 4 — + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO 4 — + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO 4 — , а восстановителем SO 3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO 4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО 2 . SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnО 2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 восстановитель, процесс окисления

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

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + OH — = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

В щелочной среде окислитель MnO 4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО 4 2- . Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + e — = MnО 2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 восстановитель, процесс окисления

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

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 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.

В основе метода электронного баланса лежит правило:

Общее число электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Составить схему реакции

Определить, атомы каких элементов изменяют степени окисления

KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Р +3 – 2е = Р +5 окисление;

Mn +7 + 5e = Mn +2 восстановление.

4. В электронных уравнениях подобрать такие коэффициенты, чтобы число электронов, которые отдает восстановитель (Р +3), было равно числу электронов, которые присоединяет окислитель (Mn +7):

восстановитель Р +3 – 2е = Р +5 5 окисление;

окислитель Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление.

5Р +3 + 2 Mn +7 = 5Р +5 + 2 Mn +2 .

Перенести эти коэффициенты в схему реакции. Затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ в уравнении реакции

2KMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Правильность составления уравнения определяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Встречаются реакции, в которых число частиц, изменяющих свою степень окисления, больше двух. Тогда определяют общее число электронов, отданных восстановителями, и общее число электронов, принятых окислителями, и далее находят коэффициенты обычным способом. Например:

2 -1 +7 +3 0 +2

FeCl 2 + KMnO 4 + HCl → FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O;

Fe +2 – 1e = Fe +3

5 │ 3процессы окисления;

2Cl - - 2e = Cl

3 │ Mn +7 + 5e = Mn +2 процесс восстановления;

Fe +2 , Cl -1 – восстановители; Mn +7 – окислитель;

5FeCl 2 + 3KMnO 4 + 24HCl = 5FeCl 3 + 5Cl 2 + 3MnCl 2 + 3KCl + 12H 2 O.

Электродные потенциалы. Гальванические элементы

1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал

При погружении металлической пластины в раствор соли данного металла (электрод или полуэлемент) может происходить один из двух процессов:

1. Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Me 0 + mH 2 О → Me n+ mН 2 О + п.

в растворе на электроде

Или без учета гидратации ионов:

Ме 0 → Ме n + + п.

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 1.

Рис. 1. Образование двойного электрического слоя на границе

Металл – раствор его соли Me m Ac n:

a – в результате перехода ионов металла в раствор;

б – в результате перехода ионов металла из раствора

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов под­ходит к поверхности металлической пластины и восста­навливается за счет имеющихся в ней свободных элект­ронов:

Me n + + п → Ме 0 .

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрица­тельно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 1 б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.

Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл-раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водо­родного электрода, потенциал которого принимают рав­ным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Водородный электрод представляет из себя сосуд с серной кислотой (рис. 2), в который опущена платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой платиной, через которую пропускается водород.

Рис. 2. Стандартный водородный электрод

Водород растворяется в платине и частично переходит в раствор в виде катионов водорода:

2Н + + 2Н 2 .

Принято считать потенциал водородного электрода равным нулю при условии, что давление в сосуде 10 5 Па, температура 298 К, а концентрация Н + в растворе серной кислоты – 1 г-ион/л. Такой электрод называется стандартным.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е 0).

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напря­жений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в таблице.

Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.

Значение электродного потенциала количественно ха­рактеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую актив­ность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заря­женные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способ­ность катионов металлов сверху вниз увеличивается.

Металлический литий Li – самый сильный восстано­витель, а золото Аu – самый слабый. Ион золота Au 3+ – самый сильный окислитель, ион лития Li + – самый слабый.

На основании ряда напряжений можно сделать неко­торые важные заключения о химической активности ме­таллов.

Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстано­вителями.

Металлы, имеющие стандартный электродный по­тенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного во­дородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

Металлы, имеющие очень низкие значения стан­дартного электродного потенциала, т. е. являющиеся силь­ными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Суть метода электронного баланса заключается в:

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание
• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.

Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .

А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Решение .
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.

Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов .

Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .

Шаг 3 . Запишем их отдельно в виде электронного баланса - какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют )

Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

• В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
• Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой - один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
• Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O

Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

Пример "б"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6

Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6

Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса - один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:

1. Найти окислитель и восстановитель.
2. Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.
3. Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
4. Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.
5. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

Теперь рассмотрим конкретный пример

Дана реакция: Li + N 2 = Li 3 N

1. Находим окислитель и восстановитель:

Li 0 + N 2 0 = Li 3 +1 N −3

N присоединяет электроны, он-окислитель

Li отдаёт электроны, он-восстановитель

2. Составляем полуреакции:

Li 0 - 1e = Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

3. Теперь уравняем число отданных и принятых электронов в полуреакции:

6* |Li 0 - 1e = Li +1

1* |N 2 0 + 6e = 2N −3

Получаем:

6Li 0 - 6e = 6Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

4. Просуммируем порознь левые и правые части полуреакций:

6Li + N 2 = 6Li +1 + 2N −3

5. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Рассмотрим более сложный пример

Дана реакция: FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

В результате реакции происходит окисление атомов железа, окисление атомов серы и восстановление атомов кислорода.

1. Записываем полуреакции для серы и железа:

Fe +2 - 1e = Fe +3

S −2 - 6e = S +4

Суммарно для обоих процессов можно записать так:

Fe +2 + S −2 - 7e = Fe +3 + S +4

Записываем полуреакцию для кислорода:

O 2 +4e = 2O −2

2. Уравниваем число отданных и принятых электронов в двух полуреакциях:

4*| Fe +2 + s −2 - 7e = Fe +3 + S +4

7*| O 2 + 4e = 2O −2

3. Просуммируем обе полуреакции:

4Fe +2 + 4S −2 + 7O 2 = 4Fe +3 + 4S +4 + 14O −2

4. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Метод электронного баланса" в других словарях:

Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов. Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную… … Википедия

Окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел (См. Окислительное число) атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… …

Окисление восстановление, окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… … Большая советская энциклопедия

Техника многократного получения одинаковых изображений (оттисков) путем переноса красочного слоя с печатной формы на бумагу или другой материал. Собственно процесс переноса изображения с печатной формы на бумагу называется печатанием. Но это… … Энциклопедия Кольера

Математика Научные исследования в области математики начали проводиться в России с 18 в., когда членами Петербургской АН стали Л. Эйлер, Д. Бернулли и другие западноевропейские учёные. По замыслу Петра I академики иностранцы… … Большая советская энциклопедия

Электронные деньги - (Electronic money) Электронные деньги это денежные обязательства эмитента в электронном виде Все, что нужно знать об электронных деньгах история и развитие электронных денег, перевод, обмен и вывод электронных денег в различных платежных системах … Энциклопедия инвестора

система - 4.48 система (system): Комбинация взаимодействующих элементов, организованных для достижения одной или нескольких поставленных целей. Примечание 1 Система может рассматриваться как продукт или предоставляемые им услуги. Примечание 2 На практике… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Денежно-кредитная политика - (Monetary policy) Понятие денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Информация о понятии денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Содержание >>>>>>>>>> … Энциклопедия инвестора

Оптовые запасы - (Wholesale Inventories) Определение оптовых запасов, торговые и складские запасы Информация об определении оптовых запасов, торговые и складские запасы Содержание Содержание Виды запасов и их характеристики Торговые и складские запасы Принципы… … Энциклопедия инвестора

Рецессия - (Recession) Содержание >>>>>>>>> Рецессия это, определение это производительности, которое характеризует нулевой или отрицательный основной показатель внутренний валовый продукт, протекающий на протяжении полугода и более … Энциклопедия инвестора

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно (хотя и не со стопроцентной гарантией) предсказать состав продуктов взаимодействия.

Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Рассмотрим эти приемы.

В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:

1. Записать схему ОВР (исходные вещества и продукты реакции).

2. Определить элементы, степень окисления которых меняется в процессе реакции.

3. Составить схемы процессов окисления и восстановления.

4. Найти множители, уравнивающие число электронов, присоединенных атомами окислителя и потерянных атомами восстановителя (балансирующие множители). Для этого найти наименьшее общее кратное для электронов, присоединенных одним атомом окислителя и отданных одним атомом восстановителя; балансирующие множители будут равны наименьшему общему кратному, деленному на число присоединенных электронов (для окислителя) и отданных электронов (для восстановителя).

5. Определить и ввести в уравнение коэффициенты при веществах, содержащих элементы, степень окисления которых изменяется (опорные коэффициенты), путем деления балансирующих множителей на число атомов окислителя или восстановителя в формульной единице вещества. Если частное от деления не является целочисленным, балансирующие множители следует увеличить в необходимое число раз.

6. Найти и расставить дополнительные коэффициенты, уравнивающие число атомов, не изменивших степень окисления (кроме водорода и кислорода); при этом, если среда кислая, сначала уравнять атомы металлов, а затем анионы кислот, если среда щелочная или нейтральная - наоборот.

7. Уравнять число атомов водорода, дописывая в случае необходимости воду в правую или левую часть уравнения.

8. Проверить, правильно ли подобраны коэффициенты, по кислороду.

Рассмотрим в качестве примера составление уравнения взаимодействия перманганата калия с сульфатом железа(II) в сернокислой среде по стадиям предложенного алгоритма:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (восстановление)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Опорные коэффициенты: при KMnO 4 - 2:1=2, при FeSO 4 - 10:1=10, при MnSO 4 - 2:1=2, при Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

6. Среда кислая, поэтому уравниваем вначале атомы калия, потом - сульфат-ионы.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

7. Поскольку левая часть уравнения содержит 10 атомов водорода, дописываем в правую часть 5 молекул воды:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5Н 2 О

8. Число атомов кислорода (не считая кислород, входящий в сульфат-ионы) в правой и левой частях уравнения равно 8. Коэффициенты подобраны правильно.

При протекании ОВР возможны случаи, когда окислитель или восстановитель в частично расходуется на связывание продуктов окисления или восстановления без изменения степени окисления соответствующего элемента. В этом случае коэффициент при веществе с двойной функцией равен сумме опорного и дополнительного коэффициента и вводится в уравнение после того, как будет найден дополнительный коэффициент. Так, реакция между цинком и очень разбавленной азотной кислотой протекает по уравнению

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 +3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

Как следует из схем окисления-восстановления, на окисление четырех атомов цинка необходима одна молекула азотной кислоты (опорный коэффициент при HNO 3 - 1); однако на образование четырех молекул нитрата цинка и одной молекулы нитрата аммония требуется еще девять молекул HNO 3 , вступающих в реакцию без изменения степени окисления азота (дополнительный коэффициент при HNO 3 - 9). Соответственно коэффициент при азотной кислоте в уравнении реакции будет равен 10, а в правую часть уравнения следует ввести 3 молекулы воды.

Если одно из веществ выполняет одновременно функцию и окислителя, и восстановителя (реакции диспропорционирования) или является продуктом как окисления, так и восстановления (реакции контрдиспропорционирования), то коэффициент при этом веществе равен сумме опорных коэффициентов при окислителе и восстановителе. Например, в уравнении реакции диспропорционирования серы в щелочной среде коэффициент при сере равен трем.

3S 0 + 6NaOH = Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Иногда при протекании ОВР наблюдается изменение степени окисления более чем двух элементов; в этом случае коэффициенты уравнения могут быть определены однозначно, если все окислители или все восстановители входят в состав одной молекулы. При этом расчет отданных или присоединенных электронов рационально проводить для формульной единицы вещества, содержащего эти окислители или восстановители. В качестве примера рассмотрим взаимодействие сульфида мышьяка(III) с азотной кислотой по стадиям приведенного алгоритма.

1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

В реакции участвуют два восстановителя (As +3 и S -2) и один окислитель (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

As 2 S 3 - 28e - = 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Наименьшее общее кратное - 84, балансирующие множители - 28 и 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

6. Дополнительных коэффициентов нет.

7. В левую часть уравнения следует ввести молекулы воды:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4Н 2 О = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

8. Число атомов кислорода как в левой, так и в правой части уравнения равно 88. Коэффициенты подобраны правильно.

Если в ОВР участвуют органические вещества, то для них степени окисления не определяют, так как в этом случае каждый атом может иметь свое значение степени окисления, причем зачастую не целочисленное. При составлении схем окисления-восстановления для таких реакций следует руководствоваться следующими правилами:

1. присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;

2. потеря атома кислорода тождественна присоединению двух электронов;

3. присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;

4. потеря атома водорода тождественна потере одного электрона.

Ниже в качестве примера приведено уравнение реакции окисления этилового спирта дихроматом калия:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

C 2 H 5 OH + [O] - 2[H] - 4e - = 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Превращение этилового спирта в уксусную кислоту требует присоединения атома кислорода и потери двух атомов водорода, чему соответствует потеря четырех электронов.

Метод электронного баланса является универсальным методом, применимым к любым ОВР, протекающим в газовой фазе, конденсированных системах и в растворах. Недостатком метода является то, что прием этот формален и оперирует с не существующими реально частицами (Mn +7 , N +5 и т. д.).