Как составить электронно ионного баланса - Autoru.top

…

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители.

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺ (см. схему):

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

2) Определить окислитель и восстановитель

Найдем степень окисления элементов:

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. S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶ | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺² | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃+ 2KMn⁺⁷O₄+ H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄^2-, из которых 5 – за счет превращения 5SO₃^2-→ 5SO₄^2-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄^2-— 5SO₄^2- = 3SO₄^2-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

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

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).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H⁺ — кислая среда, OH^— — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

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

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

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

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

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

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄^— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до 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) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺+ 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺ |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺+ 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^— + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺+ 5SO₄^2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

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

Пример 2.

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 =2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

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

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na₂SO₃+ KMnO₄+ KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В ионном виде уравнение принимает вид:

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.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Источник

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н⁺ — кислая; ОН^— — щелочная; Н₂О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН^—.
Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н⁺ в молекулы воды
- в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН^—
Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН^—.

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.

Пример:

1. Na₂SO₃+KMnO₄+H₂SO₄→Na₂SO₄+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

2Na⁺+SO₃^2-+K⁺+MnO₄^—+2H⁺+SO₄^2-→2Na⁺+SO₄^2-+Mn²⁺+SO₄^2-+2K⁺+SO₄^2-+H₂O

SO₃^2-→ SO₄^2-

MnO₄^—→ Mn²⁺

2. Среда кислая – Н⁺

MnO₄^— + 8 H⁺→ Mn²⁺ + 4 H₂O

SO₃^2- + H₂O → SO₄^2- + 2 H⁺

MnO₄^— + 8 H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4 H₂O │х2

SO₃^2- + H₂O — 2ē → SO₄^2- + 2 H⁺│х5

2MnO₄^— + 16 H⁺ + 10ē → 2Mn²⁺ + 8 H₂O

5SO₃^2- + 5H₂O — 10ē → 5SO₄^2- + 10 H⁺

2MnO₄^— + 16 H⁺+ 5SO₃^2- + 5H₂O → 2Mn²⁺ + 8 H₂O + 5SO₄^2- + 10 H⁺

2MnO₄^— + 6 H⁺+ 5SO₃^2- → 2Mn²⁺ + 3 H₂O + 5SO₄^2-

6. 5Na₂SO₃+2KMnO₄+3H₂SO₄→5Na₂SO₄+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O

Памятка!

Источник

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Данный метод
применяется для составления уравнений
ОВР в водных растворах с участием
электролитов.

В этом методе не
используется понятие степень окисления,
а рассматривается обмен электронами
между реальными частицами, присутствующими
в растворе — ионами и молекулами. Метод
полуреакций позволяет использовать в
качестве исходных неполные схемы
реакций.

К недостаткам
этого метода следует отнести его
некоторую громоздкость и ограниченность
в применении только растворами
электролитов.

Алгоритм применения
метода полуреакций (электронно — ионного
баланса)

1. Написать схему
реакции. Схема может быть полной или
неполной. В случае использования неполной
схемы из продуктов реакции необходимо
знать только частицу, в которую перешел
окислитель и частицу, в которую перешел
восстановитель в ходе ОВР.

Пример:

а) полная схема
реакции:

Na₂Cr₂O₇
+ K₂SO₃
+ H₂SO₄

Cr₂(SO₄)₃
+ K₂SO₄
+ Na₂SO₄
+ H₂O;

б) неполная схема
этой же реакции, достаточная для
применения метода полуреакций:

Na₂Cr₂O₇
+ K₂SO₃
+ H₂SO₄

Cr⁺³
+ SO+ . . . .

Пока для простоты
будем использовать полную схему
взаимодействия. Применение метода
полуреакций к неполным схемам рассмотрено
в конце этой главы.

2. Написать ионную
схему реакции. При этом, на ионы разбиваются
только сильные электролиты, хорошо
растворимые в воде (как при составлении
обменных ионных уравнений):

2Na⁺
+ Cr₂O+ 2K⁺
+ SO+ 2H⁺
+ SO

2Cr⁺³
+ SO+ 2K⁺
+ SO+ 2Na⁺
+
SO
+ H₂O.

П р и м е ч а н и е.
Стехиометрические коэффициенты перед
ионами можно не указывать. Они не имеют
никакого смысла, так как данное выражение
является схемой, а не уравнением реакции:

Na⁺
+ Cr₂O+ K⁺
+ SO+ H⁺
+ SO

Cr⁺³
+ SO+ K⁺
+SO+ Na⁺
+ SO+ H₂O.

3. Сравнить правую
и левую части ионной схемы и найти
частицы, изменившие свою химическую
форму. Под изменением химической формы
подразумевается:

а) изменение заряда
частицы;

б) изменение
формульного состава частицы.

П р и м е ч а н и е.
В данном пункте частицы H⁺
, OH^—
и H₂O
не рассматриваются.

SO
SO(произошло
изменение формульного состава частицы);

Сr₂O
Cr⁺³ (произошло
изменение как формульного состава, так
и заряда частицы).

4. Составить
уравнения полуреакций окисления и
восстановления. Это делается в такой
последовательности.

а) уравниваются
правые и левые части полуреакций по
всем атомам, кроме кислорода и водорода:

SO
SO,

Cr₂O
2Cr⁺³,

б) полуреакции
уравниваются по кислороду и водороду
с учетом кислотности среды (далее будет
рассмотрено отдельно)

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺,

Cr₂O+ 14 H⁺

2Cr⁺³
+ 7H₂O,

в) полуреакции
уравниваются по зарядам с помощью
электронов. В первой полуреакции
суммарный заряд частиц слева = -2, а справа
= 0. Значит, справа нужно прибавить 2(или слева отнять 2):

SO+ H₂O
— 2= SO+ 2H⁺
.

Для уравнивания
второй полуреакции слева нужно прибавить
6:

Cr₂O+ 14H⁺
+ 6= 2Cr⁺³
+ 7H₂O.

Полученные выражения
являются уравнениями полуреакций.

5. Сделать электронный
баланс, то есть подобрать коэффициенты,
на которые необходимо умножить полуреакции
окисления и восстановления, чтобы
количество электронов, ушедших от
восстановителя было равно числу
электронов, пришедших к окислителю:

SO+ H₂O
— 2= SO+ 2H⁺
3

Cr₂O+ 14H⁺
+ 6= 2Cr⁺³
+ 7H₂O
1

6. Умножить верхнее
и нижнее уравнения полуреакций на
коэффициенты электронного баланса.
Затем сложить их и получить сокращенное
ионное уравнение ОВР. В данном примере
полуреакцию окисления нужно умножить
на 3, а полуреакцию восстановления — на
1. После сложения получаем:

3SO
+ 3H₂O
+ Cr₂O
+ 14H⁺
= 3SO
+ 6H⁺+
2Cr⁺³
+ 7H₂O.

Далее сокращаем
(по Н₂О
и Н⁺):

3SO+ Cr₂O+ 8H⁺
= 3SO+ 2Cr⁺³
+ 4H₂O.

Данное выражение
является сокращенным ионным уравнением
взаимодействия между восстановителем
(SO)
и окислителем (Cr₂O)
в кислой среде.

Если необходимо
получить молекулярное уравнение реакции,
то следует выполнить еще один пункт.

7. Сокращенное
ионное уравнение сложить с дополнительным
ионным уравнением и получить полное
ионное уравнение, которое затем
преобразовать в молекулярное уравнение
ОВР.

3SO+ Cr₂O+ 8H⁺
= 3SO+ 2Cr⁺³
+ 4H₂O
,

6K⁺
+ 2Na⁺
+ 4SO= 6K⁺
+ 3SO+ 2Na⁺
+ SO

—————————————————————————-

6K⁺
+ 3SO+ 2Na⁺
+ Cr₂O+ 8H⁺
+ 4SO=

= 6K⁺
+ 3SO+ 2Cr⁺³
+ 3SO+ 4H₂O
+ 2Na⁺
+ SO.

3K₂SO₃
+ Na₂Cr₂O₇
+ 4H₂SO₄
= Cr₂(SO₄)₃
+ 3K₂SO₄
+ Na₂SO₄
+ 4H₂O.

П р и м е ч а н и е.
В целях экономии времени полное ионное
уравнение ОВР обычно не пишут, а при
сложении сокращенного ионного с
дополнительным ионным уравнением сразу
же получают молекулярное уравнение.

Уравнивание
полуреакций по кислороду и водороду с
учетом

кислотности
cреды

Как известно, в
растворе среда может быть кислой,
щелочной или нейтральной.

П р и м е ч а н и е.
Если среда в растворе слабокислая (рН
немного меньше 7) или слабо щелочная (рН
немного больше 7) уравнивание производят,
считая среду практически нейтральной.

I. Среда кислая (рН

7). Для составления полуреакции разрешены
частицы только 2-х видов: это ион Н⁺
и молекула Н₂О.

Полезно запомнить
следующую схему:

2H⁺
+ O^*
H₂O.

По элементному
составу 2 иона Н⁺
и один атом “связанного” кислорода
(О^*)
эквивалентны одной молекуле воды. Под
“связанным” кислородом понимается
атом кислорода, входящий в состав любой
кислородсодержащей частицы (например:
в молекуле СО₂
два “связанных” кислорода, а в ионе
SO— их четыре).

Пример 1. SO
SO.

Ион SOсодержит 3 О^*,
а ион SOсодержит 4 О^*
. Чтобы уравнять по кислороду, слева
следует добавить 1 молекулу Н₂О.
При этом справа должно появиться 2 иона
Н⁺
(чтобы сошлось по водороду):

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺.

Пример
2. Cr₂O
2Cr⁺³.

Слева 7 атомов
кислорода, а справа — ни одного. Слева
добавляем 14 Н⁺
, при этом справа появляется 7 Н₂О.

Пример 3. NO
NH.

Cлева следует
добавить 10 Н⁺.
Из них 6 Н⁺
“свяжут” 3 кислорода в 3 молекулы воды,
а 4 Н⁺
необходимы для получения иона аммония:

NO+ 10 H⁺

NH+ 3H₂O
.

П р и м е ч а н и е.
Полученные в этих примерах схемы
полуреакций не являются уравнениями.
Далее их следует уравнять по зарядам с
помощью электронов.

II. Среда щелочная
(рН 
7). В данном случае для уравнивания по
кислороду и водороду можно использовать
только ионы ОН^—
и молекулы Н₂О.
Между этими частицами имеет место
следующее соотношение (по элементному
составу):

2OH^—
~ H₂O
+ O^*.

Пример
1. SO
SO,

SO+ 2OH^—

SO+ H₂O.

Пример
2. CrO
Cr⁺³,

CrO+ 4H₂O

Cr⁺³
+ 8OH^—.

Пример
3. MnO₂

MnO,

MnO₂
+ 4OH^—

MnO+ 2H₂O.

Пример
4. N₂H₄

N₂,

N₂H₄
+ 4OH^—

N₂
+ 4H₂O.

III. Среда нейтральная
(рН 
7). Для уравнивания по кислороду и водороду
в схеме полуреакции слева можно писать
только Н₂О.
Справа могут появиться или Н⁺
или OH^—.

Пример 1. SO
SO,

SO+ H₂O

SO+ 2H⁺.

Обратите внимание:
в данном случае схема реакции совпадает
с таковой для случая кислой среды.

Пример
2. NO
NO,

NO+ H₂O

NO+ 2OH^—
.

Полученное выражение
аналогично переходу нитрата в нитрит
в щелочной среде.

Применение метода
полуреакций для неполных схем

Рассмотрим следующий
пример: к раствору KMnO₄
добавили несколько капель H₂SO₄
(т.е. создали кислую среду), а затем
добавили раствор Na₂SO₃
. Составить уравнение ОВР. Условие
задачи можно записать в виде схемы:

KMnO₄
+ Na₂SO₃
+ H₂SO₄

. . . .

или в ионном виде:

K⁺
+ MnO+ 2Na⁺
+ SO+ 2H⁺
+ SO
. . . .

Из литературы
известно, что ион MnOявляется довольно сильным окислителем
в любых средах. В кислой среде (в нашем
случае) имеет место переход: MnO
Mn⁺².

Так же известно,
что SOв любых средах склонен проявлять
восстановительные свойства. Причем,
независимо от cреды сульфит переходит
в сульфат: SO
SO.

Напишем уравнения
соответствующих полуреакций и сделаем
электронный баланс:

MnO
+ 8H⁺
+ 5
= Mn⁺²
+ 4H₂O
2

SO
+ H₂O
— 2
= SO
+ 2H⁺
5

Умножим уравнения
полуреакций на коэффициенты электронного
баланса и сложим. После сокращения
одинаковых ионов получим сокращенное
ионное уравнение ОВР:

2MnO
+ 16 H⁺
+ 5H₂O
= 2Mn⁺²
+ 8H₂O
+ 5SO
+ 10 H⁺,

2MnO+ 6 H⁺
+ 5SO= 2Mn⁺²
+ 3H₂O
+ 5SO.

Напишем снизу
дополнительное ионное уравнение:

2MnO+ 6 H⁺
+ 5SO= 2Mn⁺²
+ 3H₂O
+ 5SO.

2K⁺
+ 3SO+ 10Na⁺
= 2SO+ 10Na⁺
+ 2K⁺
+ SO.

Далее получаем
молекулярное уравнение ОВР:

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

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

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:

В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов . Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
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:

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

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:

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:

Рассматриваются реально существующие ионы и вещества.
Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при его выводе.
Необязательно знать степени окисления. Понятие степени окисления в органической химии употребляется реже, чем о неорганической химии.
Этот метод дает сведения не только о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
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.

Источник

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Метод электронного баланса

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

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

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

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

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

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

«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.

3) Устный ответ: теория ОВР.

2. Новый материал.

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

Определите степени окисления элементов.

Рассмотрим другой пример. Возможно ли взаимодействие между ионами ?

Кроме алгоритма составления полуреакций, необходимо придерживаться нескольких очевидных правил:

В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов . Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
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.

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

Получили сокращенное ионное уравнение.

В результате получаем:

После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:

Рассмотрим другой пример.

Задача. Закончить уравнение реакции → …

Полуреакция 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:

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.

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

Составляем схему реакции:

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:

Используем правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

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

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

Домашнее задание: Закончить уравнения:

Лабораторные опыты «Окислительно-восстановительные реакции»

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

Литература:

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

Метод полуреакций — составление уравнений ОВР

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух «половинок» — в ходе ОВР идут два процесса — процесс окисления вещества-восстановителя и процесс восстановления вещества-окислителя. Оба эти процесса могут быть описаны соответственными ионными уравнениями, которые потом можно суммировать и получить итоговое общее ионное уравнение реакции, а потом записать молекулярное уравнение.

В качестве примера составим уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде методом полуреакций. Ранее это уравнение было составлено методом электронного баланса.

В ходе реакции происходит разложение молекул сероводорода на серу и водород, о чем свидетельствует постепенное помутнение раствора перманганата калия (сера выпадает в осадок). Процесс окисления сероводорода запишем в виде уравнения полуреакции окисления:

Поскольку в левой и правой частях схемы кол-во атомов серы и водорода равно, то стрелку можно заменить на знак равенства, уравняв предварительно число зарядов в исходном веществе и продуктах реакции:

Параллельно с помутнение раствора идет и смена его окраски — из малинового раствор становится бесцветным,что объясняется переходом ионов MnO₄ — , имеющих малиновую окраску, в практически бесцветный катион марганца Mn 2+ . Эта полуреакция восстановления выражается схемой:

А куда же делся атом кислорода? — обязательно спросит внимательный читатель. В кислой среде атом кислорода, входящий в состав иона, соединяется с атомами водорода, выделяющимися в ходе полуреакции окисления, образуя молекулу воды, при этом, поскольку из одного иона освобождается аж 4 атома кислорода, то для их связывания требуется 8 атомов водорода:

Чтобы уравнять заряды в левой и правой части схемы, в левую часть надо добавить 5 электронов (в левой части сумма зарядов +7, а в левой +2):

Для получения суммарного уравнения реакции, необходимо почленно сложить две полуреакции, предварительно уравняв кол-во отданных и полученных электронов, по аналогии с методом электронного баланса:

Проверяем кол-во атомов и заряды в левой и правой частях суммарного уравнения, они равны, значит уравнение составлено правильно (водорода — по 16 атомов; серы — по 5; марганца — по 2; кислорода — по 8; заряды — по +4).

Чтобы перейти от ионного уравнения к молекулярному, надо в левой части подобрать к катионам и анионам их «пары» — анионы и катионы соответственно, после чего подобранные ионы записать и в правую часть уравнения, после этого ионы объединяются в молекулы, и получается молекулярное уравнение.

Результат аналогичен уравнению, полученному методом электронного баланса.

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций

На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
Сильные электролиты записываются в виде ионов.
Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок — в виде молекул.
Продукты реакции между восстановителем и окислителем устанавливаются по справочникам или по «шпаргалке», приведенной на странице «Определение продуктов ОВР» (это самый сложный этап для начинающих).
Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
Что делать с кислородом:
- Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то «лишний» кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O -2 +2H + =H₂O); в нейтральных растворах — в гидроксид-ионы: O -2 +H₂O=2OH — ;
- Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то «недостающий» кислород «забирается» из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H₂O=O -2 +2H + ; в щелочных растворах — за счет гидроксид-ионов: 2OH — =O -2 +H₂O.
В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.

Достоинства метода полуреакций:

Работают с реально существующими ионами (MnO₄ — ), а не виртуальными (Mn +7 ).
Нет необходимости знать степени окисления атомов.
Прослеживается роль среды, в которой происходит взаимодействие веществ.
Не нужно знать все продукты реакции, они выводятся «сами собой» в процессе составления уравнения.

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Составление уравнения реакции серы с азотной кислотой:

S+HNO₃
S 0 → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя.
NO₃ — → NO — процесс восстановления окислителя.
Приводим в «порядок» первую полуреакцию окисления:
- S 0 → SO₄ 2- — отличник должен здесь спросить, откуда справа взялся кислород? Немного терпения, сейчас все станет ясно.
- в правую часть схемы, где присутствует избыток кислорода, добавляется катион водорода:
  S 0 → SO₄ 2- +H +
- у внимательного читателя тут же должен возникнуть вопрос — а откуда взялся катион водорода? Отвечаем: из молекулы воды, которая добавляется в левую часть схемы:
  S 0 +H₂O → SO₄ 2- +H +
- Вот теперь настало время уравнять в обеих частях схемы кислород, который, теперь понятно, откуда взялся:
  S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +H +
- Теперь надо уравнять водород:
  S 0 +4H₂O → SO₄ 2- +8H +
- С атомами элементов в обеих частях схемы полный порядок, осталось разобраться с зарядами — в левой части заряд нулевой; в правой: (-2)+8(+1)=+6:
  S 0 +4H₂O-6e — → SO₄ 2- +8H +
Делаем аналогичную работу со второй полуреакцией восстановления:
- NO₃ — → NO
- Добавляем водород, в левую часть, где присутствует «лишний» кислород:
  NO₃ — +H + → NO
- В правую часть добавляем воду:
  NO₃ — +H + → NO+H₂O
- Уравниваем кислород:
  NO₃ — +H + → NO+2H₂O
- Уравниваем водород:
  NO₃ — +4H + → NO+2H₂O
- Уравниваем заряды:
  NO₃ — +4H + +3e — → NO+2H₂O
Уравниваем кол-во электронов, которые были отданы и приняты в двух полуреакциях:
Суммируем левые и правые части, предварительно умножив на коэффициент (2) члены второй полуреакции:
Проводим сокращение одинаковых членов в левой и правой частях схемы и добавляем в пару к анионам «нужные» катионы, чтобы образовались молекулы, в нашем случае это будут молекулы азотной и серной кислоты, для этого мы добавим катион водорода (2H + ):
Суммарное молекулярное уравнение:
S+2HNO₃ = H₂SO₄+2NO — в результате взаимодействия серы с азотной кислотой получается серная кислота и оксид азота (II).

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

«Фокус» уравнивания кол-ва атомов кислорода и водорода для уравнений ОВР в щелочной среде заключается в следующем:

Вода (H₂O) добавляется в ту часть полуреакции, в которой присутствует избыток кислорода.
Соответственно, в противоположную часть уравнения-схемы добавляется удвоенное число гидроксид-ионов (OH — ).
Перед формулой молекулы воды ставится коэффициент, уравнивающий разницу кол-ва атомов кислорода в левой и правой частях полуреакции.
Перед формулой гидроксид-иона ставится удвоенный коэффициент.
Восстановитель присоединяет атомы кислорода из гидроксид-ионов.

MnO₂+KClO₃+KOH → ?
MnO₂ → MnO₄ 2- оксид марганца является восстановителем, он будет связывать гидроксид-ионы.
Поскольку в правой части схемы килорода больше (на 2 атома), то вода добавляется сюда же, перед ее формулой ставится коэффициент 2, соответственно, в левую часть схемы полуреакции добавляют 4 гидроксид-иона:
MnO₂+4OH — → MnO₄ 2- +2H₂O
Уравниваем заряды:
MnO₂+4OH — -2e — → MnO₄ 2- +2H₂O
ClO₃ — → Cl — — полуреакция восстановления.
Избыток кислорода (3 «лишних» атома) находится в левой части схемы полуреакции, сюда же добавляем и 3 молекулы воды, а в правую часть 6 гидроксид-ионов:
ClO₃ — +3H₂O → Cl — +6OH —
Уравниваем заряды:
ClO₃ — +3H₂O+6e — → Cl — +6OH —
Уравниваем в полуреакциях кол-во отданных и принятых электронов (6 и 2 сокращаем на 2), и получаем суммарное уравнение, путем сложения двух уравнений полуреакций:
Проводим сокращение подобных слагаемых и добавляем катионы калия, чтобы перейти к молекулярной форме уравнения реакции:
Молекулярное уравнение реакции:
3MnO₂+6KOH+KClO₃ = 3K₂MnO₄+3H₂O+KCl

Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды

Среду нейтральной можно счситать лишь условно, в любом случае, среда будет либо слабощелочной, либо слабокислотной.

Составляя уравнение ОВР методом полуреакций для нейтральной среды, одну полуреакцию составляют, как для кислотной среды — в левую часть схемы добавляют молекулу воды, в правую — катион водорода), вторую — как для щелочной (в левую часть добавляют молекулу воды, в правую — гидроксид-ион).

Na₂SO₃+KMnO₄+H₂O
SO₃ 2- → SO₄ 2- — процесс окисления восстановителя;
MnO₄ — → MnO₂ — процесс восстановления окислителя;
Схема реакции:
SO₃ 2- +MnO₄ — → SO₄ 2- +MnO₂+.
Составляем уравнения полуреакций:
Молекулярное уравнение:

Еще один пример:

S+KMnO4 → ?
S → SO₄ 2-
MnO₄ — → MnO₂
Первую полуреакцию оформляем, как для кислотной среды; вторую — как для щелочной:
Сокращаем обе части равенства на 8 молекул воды, и добавляем катионы калия:
Молекулярное уравнение:
S+2KMnO₄ = K₂SO₄+2MnO₂

Более подробно составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций в различных средах рассмотрено на странице Влияние среды на протекание ОВР.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

источники:

http://urok.1sept.ru/articles/520408

http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/09_metod_polureaktsij.html

Источник

Метод электронного баланса

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Ход урока.

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Метод электронного баланса

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

«Метод полуреакций, или электронно-ионного баланса»

Ход урока.

Метод полуреакций — составление уравнений ОВР

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды

Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды

Не пропустите также: