Электронный баланс примеры химия: Метод ионно-электронного баланса — ХиМуЛя.com – Урок №8-9. Окислительно – восстановительные реакции. Окисление и восстановление

Содержание

Метод электронного балланса - Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций - Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз - Теоретические основы химии

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь – восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

  

из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd2+ + 2NO3= Cu2+ + 2NO3 + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Пример 2.  Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так  как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl – восстановитель, MnО2 — окисли­тель. Составляем электронные уравнения:

 

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электрон­ных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

+ + 4Сl + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl + 2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

+ + 2Cl+ MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции – формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н24 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н

2S – восстанови­тель, КМnО4 – окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

  

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К24 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

2S + 2КМnО4 + ЗН24 = 5S + 2МnSО4 + К24 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

2S + 2MnO4 + 6H+ = 5S + 2Мn2+

+ 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Решение С1 на ЕГЭ по химии. Задача N 30 - осваиваем метод электронного баланса. Задача 30 (C1)

Мы продолжаем обсуждать задачи типа C1 (№ 30), которые могут встретиться вам на ЕГЭ по химии. В первой части мы вспомнили, что такое степень окисления, поговорили об ОВР, изложили общий алгоритм решения задачи 30 и разобрали пару несложных примеров.

Во второй части мы займемся более сложными реакциями.

Четвертый шаг: продолжаем осваивать метод электронного баланса. Рассматриваем сложные случаи задачи № 30

Пример 6. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Br2 + Ca(OH)2 = CaBr2 + Ca(BrO3)2 + H2O

методом электронного баланса.

Решение. По традиции, вы самостоятельно определяете степени окисления. Интересно, что в данном случае степень окисления изменяется лишь у одного элемента - брома.

В первой части статьи мы уже сталкивались с подобной ситуацией. Бром в этой реакции является и окислителем (степень окисления понижается от 0 до -1), и восстановителем (степень окисления повышается от 0 до +5). Перед нами типичный пример реакции диспропорционирования.

Тот факт, что бром выполняет сразу две функции, ничего не меняет в нашем алгоритме. Напишем полуреакции окисления и восстановления:

Br2(0) - 10e = 2Br(+5) (процесс окисления, отдача 10 электронов)
Br2(0) + 2e = 2Br(-1) (процесс восстановления, присоединение 2 электронов)

Еще раз напоминаю, что молекулу брома нельзя "разорвать" на части. Мы пишем именно Br

2 (0), а не Br(0).

"Домножим" первую полуреакицию на 1, а вторую - на 5.

Br2(0) - 10e = 2Br(+5) (1)
Br2(0) + 2e = 2Br(-1) (5)

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулой Ca(BrO3)2 ничего не меняем (коэффициент 1), а перед формулой бромида кальция в правой части ставим число 5.

Br2 + Ca(OH)2 = 5CaBr2 + Ca(BrO3)2 + H2O

А что ставить перед формулой Br2: 5 или 1? Ни то, ни другое! Мы должны учесть и те атомы брома, которые окисляются, и те, которые восстанавливаются: 5 + 1 = 6.

6Br2 + Ca(OH)2 = 5CaBr2 + Ca(BrO3

)2 + H2O

Уравниваем количество атомов кальция, ставим число 6 перед формулой Ca(OH)2 в левой части:

6Br2 + 6Ca(OH)2 = 5CaBr2 + Ca(BrO3)2 + H2O.

Последний штрих: коэффициент 6 перед формулой воды в правой части уравнения:

6Br2 + 6Ca(OH)2 = 5CaBr2 + Ca(BrO3)2 + 6H2O.

Все!


Пример 7. (небольшая модификация предыдущей задачи). Расставьте коэффициенты в уравнении р-ции

Br2 + NaOH = NaBr + NaBrO3 + H2O.

Решение. Уравнение реакции как две капли воды похоже на уравнение из примера 6. То же взаимодействие брома с горячим раствором щелочи, только вместо гидроксида кальция взят гидроксид натрия.

Я не буду вникать в подробности. Ясно, что это вновь реакция диспропорционирования, ясно, что бром - это и окислитель, и восстановитель. Более того, уравнения полуреакций будут в точности повторять то, что было в примере 6. Даже коэффициенты (1 и 5) - те же самые. Уверен, что вы все это сможете проверить самостоятельно.

Сразу начну с финального этапа. Вот, что должно было у вас получиться:

6Br2 + 12NaOH = 10NaBr + 2NaBrO3 + 6H2O.

Казалось бы, все отлично. Проверка показывает, что количества атомов брома, натрия, кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения одинаковы. Все? Можно ставить точку?

Самое печальное, что многие действительно считают, что уравнение написано идеально. Досадная невнимательность! Обратите внимание: все коэффициенты в уравнении реакции можно поделить на два. Если этого не сделать, наша оценка за задачу С1 будет снижена на 1 балл.

Вот правильный вариант:

3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O.

Пожалуйста, будьте внимательны! Не допускайте, чтобы из-за подобных мелочей вам снизили оценку.


Пример 8. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O.

Решение. Уравнение длинное, вам придется изрядно попотеть с расстановкой степеней окисления. Дам небольшую подсказку: степень окисления серы в Cu

2S равна +1.

Ну, что же, давайте искать окислитель и восстановитель. Да вот же они: N (степень окисления понижается от +5 до +4) и S (повышается от -2 до +6). Ура!

Нет, друзья, радоваться рановато. Обратите внимание: степень окисления меди тоже изменяется от +1 до +2, следовательно, медь тоже является восстановителем (тоже окисляется).

"Два восстановителя? Это какая-то ошибка?" - спросите вы.

Нет, ошибки нет. Возможно, такая ситуация не очень типична для задачи С1, но, в принципе, здесь нет ничего криминального. Никто и никогда не утверждал, что в уравнении реакции может быть лишь один окислитель и один восстановитель.

"Но как же быть с электронным балансом? - спросите вы. - Число электронов, принятых азотом, будем сравнивать с числом электронов, отданных атомами меди или серы?"

Оба варианта неверны! Не медь, не сера, а "молекула" сульфида меди (I) должна рассматриваться в уравнении полуреакции окисления. Атом серы расстается с 8 электронами, каждый из атомов меди - с одним электроном. Итог: 10 электронов на одну молекулу Cu2S.

Пишем полуреакции окисления и восстановления:

2Cu(+1) - 2e = 2Cu(+2) (процесс окисления, отдача 2 электронов)
S(-2) - 8e = S(+6) (процесс окисления, отдача 8 электронов)
всего отдано 10е
N(+5) + e = N (+4) (процесс восстановления, присоединение 1 электрона)

"Домножим" первую полуреакицию (суммарную) на 1, а вторую - на 10. Итог: в уравнении реакции перед формулой сульфида меди ничего не меняется (коэффициент 1), а перед формулой NO2 появляется коэффициент 10. Только не спешите ставить число 10 перед HNO3 в левой части. Не все атомы азота меняли степень окисления!

Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + H2O.

Уравниваем количество атомов меди (коэффициент 2 перед формулой Cu(NO3)2). И вот только теперь, найдя общее количество атомов азота в правой части (10 + 4 = 14), мы смело можем ставить число 14 перед формулой азотной кислоты:

Cu2S + 14HNO3 = 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + H2O.

Осталось изменить коэффициент перед водой; с учетом того, что количество атомов водорода в левой части равно 14, сделать это несложно:

Cu2S + 14HNO3 = 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + 6H2O.



Итак, мы разобрали пример задачи № 30 с участием двух элементов - восстановителей. Обращаю внимание на следующие моменты:

  • 1) будьте внимательны при поиске окислителя и восстановителя, возможно, их будет несколько;
  • 2) в случае нескольких восстановителей (или окислителей) в электронном балансе необходимо учитывать ОБЩЕЕ количество отданных (или принятых) электронов;
  • 3) общий алгоритм даже в этом случае практически не изменяется.

Пример 9. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

FeS2 + O2 = Fe2O3 + SO2.

Решение. Популярная в экзаменационных заданиях реакция обжига пирита - это тоже пример ОВР, в которой участвуют 2 восстановителя: степень окисления железа повышается от +2 до +3, а степень окисления серы - от -1 до +4. Окислителем, естественно, является кислород.

Попробуйте решить эту задачу самостоятельно, взяв за образец пример 8. Не забывайте, что "молекулу" пирита необходимо рассматривать как единое целое.

Молекула О2 "расстается" с четырьмя электронами, FeS2 - присоединяет 11 е.

Есть одна тонкость: в молекуле Fe2O3 два атома железа, поэтому в полуреакции окисления вам придется рассматривать ДВЕ молекулы пирита. На 2 единицы FeS2 потребуется уже не 11 электронов, а 22!

Окончательное уравнение:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Советую вам запомнить не только принцип решения этой задачи, но и само уравнение реакции. В заданиях C1 часто фигурирует обжиг сульфидов (железа, меди и т. д.)


Рассмотрим процесс с участием органических соединений.

Пример 10. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CH3COOH + H2O.

Решение. А что, собственно, меняется в нашем алгоритме с появлением органического вещества? Ничего! Те же степени окисления, определение окислителя и восстановителя, две полуреакции.

Единственная проблема - расставлять степени окисления в органических веществах чуть сложнее, чем в неорганических. Если вы забыли, как это делается, обратитесь к разделу справочника "Степени окисления".

В данном случае должно получиться следующее: C-3H3C-1H2OH и C-3H3C+3OOH. Обратите внимание: в составе молекул этанола и уксусной кислоты присутствуют атомы углерода с разными степенями окисления. Один из атомов С не меняет степень окисления (-3), другой - принимает 4 электрона (повышение степени окисления от -1 до +3).

Понятно, что углерод выступает в роли восстановителя, а окислителем в данном процессе является хром (изменение степени окисления от +6 до +3).

Записываем уравнения двух полуреакций. Естественно в полуреакции окисления учитывается только С(-1), т. к. С(-3) сохраняется в неизменном виде.

C(-1) - 4e = C(+3) (процесс окисления, отдача 4 электронов)
2Cr(+6) + 6e = 2Cr(+3) (процесс восстановления, присоединение 6 электронов)

Соответствующие коэффициенты равны 3 и 2.

C(-1) - 4e = C(+3) (3)
2Cr(+6) + 6e = 2Cr(+3) (2)

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулами C2H5OH и CH3COOH ставим число 3, перед формулами бихромата калия и сульфата хрома (III) - коэфф. 2:

3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3CH3COOH + H2O.

Общее число атомов калия в левой части не соответствует числу тех же атомов справа. Решаем эту проблему, ставя перед формулой сульфата калия коэффициент 2:

2H5OH + 2K2Cr2O7 + H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3CH3COOH + H2O.

Видим, что число атомов серы справа равно восьми, следовательно, слева перед формулой серной кислоты также следует поставить число 8:

3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3CH3COOH + H2O.

А теперь очень внимательно считаем число атомов водорода в левой части. Должно получиться 34. В правой части 12 атомов водорода находится в 3 молекулах уксусной кислоты. 34 - 12 = 22, перед формулой воды ставим коэффициент 11.

Впрочем, зачем я все это так подробно объясняю? Думаю, у вас весь этот процесс уже отработан до автоматизма. Вот окончательный ответ:

3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3CH3COOH + 11H2O.



По-моему, мы в совершенстве овладели методом электронного баланса. Уверен, что ничего сложнее, чем примеры 8 - 10, на реальном ЕГЭ по химии нам не предложат.

Дам вам еще несколько заданий для самостоятельной работы. Обязательно сделайте их!

Пример 11. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

Ag + HNO3 = AgNO3 + NO + H2O,
Mg + HNO3 = Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O,
NaBr + H2SO4 = Na2SO4 + Br2 + SO2 + H2O,
K2Cr2O7 + H2SO4 + HCOH = CO2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O,
As2S3 + HNO3 = H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O,
KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O.



Пора двигаться дальше. Впереди - давно обещанные задания С1 с неполными уравнениями реакций. Но сначала нам придется вспомнить типичные окислители и восстановители и рассмотреть продукты их превращений. Поговорим о перманганатах, бихроматах, азотной кислоте и т. д.


Решение задачи 30 на ЕГЭ по химии. Часть III →

Если вы готовитесь к ЕГЭ по химии, возможно, вам будут интересны следующие материалы:

Методическая разработка по химии (11 класс) по теме: разработка ЦОРа по теме "Метод электронного баланса"

Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса

В простых уравнениях коэффициенты подбирают поэлементно в соответствии с формулой конечного продукта:

2Al + 3S = Al2S3

В более сложных уравнениях окислительно-восстановительных реакций подбор коэффициентов проводят методом электронного баланса.

Метод электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают схему реакции (формулы реагентов и продуктов), а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

MnCO3 + KClO3 → MnO2 + KCl + CO2
ClV → Cl−I
MnII → MnIV

б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции:

полуреакция восстановления ClV + 6e− = Cl−I
полуреакция окисления MnII − 2e− = MnIV

в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления:

ClV + 6e− = Cl−I     * 1
MnII − 2e− = MnIV     * 3

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + CO2

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение химической реакции:

3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + 3CO2

е) проводят проверку по элементу, который не менял свою степень окисления (чаще всего это кислород):

слева 9 + 3 = 12 атомов O
справа 6 + 6 = 12 атомов O

Подбор коэффициентов проведен правильно.

Другие примеры подбора коэффициентов:

а) (Nh5)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4h3O
2CrVI + 6e− = 2CrIII     * 1
2N−III − 6e− = N20     * 1

(для реакций внутримолекулярного окисления-восстановления, когда в одном и том же веществе атомы одного элемента окисляются, а атомы другого элемента восстанавливаются, расчет ведут на число атомов в одной формульной единице реагента - 2N−III и 2CrVI; простые вещества указывают формулами молекул - N20).

б) 2h3O2 = 2h3O + O2
O−I + e− = O−II     * 2
2 O−I − 2e− = O20     * 1

(для реакций дисмутации, или диспропорционирования, самоокисления самовосстановления, в которых атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются, дополнительные множители проставляют вначале в правую часть уравнения, а затем находят коэффициент для реагента).

в) 2h3S + SO2 = 3S + h3O
S−II − 2e− = S0     * 2
SIV + 4e− = S0     * 1

(в случае реакций конмутации, или синпропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента разных реагентов в результате их окисления и восстановления получают одинаковую степень окисления, дополнительные множители проставляют вначале в левую часть уравнения).

г) 3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4h3O
Zn0 − 2e− = ZnII     * 3
NV + 3e− = NII     * 2

(коэффициенты для HNO3 находят суммированием числа атомов азота N в правой части уравнения)

д) Zn + 2h3O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] + h3
Zn0 − 2e− = ZnII 1
2HI + 2e− = h30 1

(здесь Zn - восстановитель, h3O - окислитель; в молекуле воды восстанавливается один атом водорода из двух: HIOH → H0).

Следует подчеркнуть, что подбор коэффициентов не предполагает установления вида продукта; наоборот, вначале составляют схему реакции, то есть устанавливают формулы продуктов, исходя из химических свойств реагентов, а затем подбирают коэффициенты в уравнении реакции.

Метод электронного балланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь - восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

  

из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd2+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Пример 2.  Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

  

Эта реакция окислительно-восстановительная, так  как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО2 — окислитель. Составляем электронные уравнения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н+ + 4Сl- + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl- + 2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н+ + 2Cl- + MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстановитель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

  

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Метод полуреакций

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и  процесса восстановления с последующим  суммированием их в общее уравнение. В  качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали  при объяснении метода  электронного баланса. При пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:

Н2S → S + 2H+

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Н2S - 2е- = S + 2H+

Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н2S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

MnO4- → Mn2+

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

MnO4- + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О

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

MnO4- + 8Н+ + 5e-= Mn2+ + 4Н2О

Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н+, окончательно получим

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов а есть ионы

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе 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. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.

Разбор и решение задания №20 ОГЭ по химии


Метод электронного баланса и уравнения химических реакций


В 20 задании ОГЭ по химии необходимо полностью предоставить решение. Решение 20 задания - составление уравнения химической реакции методом электронного баланса.


Теория к заданию №20 ОГЭ по химии


Об окислительно-восстановительных реакциях мы уже с Вами говорили в 14 задании ОГЭ по химии. Теперь рассмотрим метод электронного баланса на типовом примере, но перед этим узнаем, что это за метод и как им пользоваться.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса - метод уравнивания химических реакций, основанный на изменении степеней окисления атомов в химических соединениях.

Алгоритм наших действий выглядит следующим образом:

  • Вычисляем изменение степени окисления каждого элемента в уравнении химической реакции
  • Выбираем только те элементы, которые поменяли степень окисления
  • Для найденных элементов составляем электронный баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или отданных электронов
  • Находим наименьшее общее кратное для переданных электронов
  • Полученные значения и есть коэффициенты в уравнении (за редким исключением)

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

HI + h3SO4 → I2 + h3S + h3O

Определите окислитель и восстановитель.

Итак, составляем электронный баланс. В данной реакции у нас меняют степени окисления сера и йод.

Сера находилась в степени окисления +6, а в продуктах - -2. Йод имел степень окисления -1, а стал 0.

Если у Вас возникли трудности с расчетом, то вспомните, как рассчитывать степень окисления.

1 | S+6 + 8ē → S–2
4 | 2I–1 – 2ē → I2

Сера забирает 8 электронов, а йод отдает только два - общее кратное 8, и дополнительные множители 1 и 4!

Расставляем коэффициенты в уравнении реакции согласно полученным данным:

8HI + h3SO4 = 4I2 + h3S + 4h3O

Не забываем указать, что сера в степени окисления +6 является окислителем, а иод в степени окисления –1 – восстановителем.

Учебно-методический материал по химии (9 класс) по теме: Алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса

Действия

Пример

1.

Запишите схему реакции (формулы исходных веществ и продуктов реакции).

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2.

Определите и сравните степени окисления элементов до и после реакции.

-3+1  +2-2     0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

3.

Выбрать (подчеркнуть) элементы, степени, окисления которых изменяются.

-3+1  +2-2     0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

4.

Выписать эти элементы (простые вещества выписываются с индексами).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

N-3             →N20

Cu+2          →Cu0

5.

Определить отдал или принял элемент электроны  и их количество (помнить, что электроны заряжены отрицательно).

Количество электронов с участием простых веществ умножается на индекс, а перед ионом выставляется коэффициент, равный индексу.

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20

Cu+2 +2℮   →Cu0

6.

Определите окислитель и восстановитель

(окислитель всегда принимает электроны – степень окисления понижается, восстановитель их отдает – степень окисления повышается).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20

восстановитель

Cu+2 +2℮   →Cu0

окислитель

7.

Выписать то количество электронов, которое определили. Найти для этих чисел наименьшее кратное.

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20      6

восстановитель                  6

Cu+2 +2℮   →Cu0     2

окислитель

8.

Определить коэффициенты (разделив поочередно наименьшее кратное на количество электронов).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20      6       1

восстановитель          6

Cu+2 +2℮   →Cu0     2       3

окислитель

9.

Определить процесс окисления или восстановления (окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель окисляется).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20    6   1 окисление

восстановитель       6

Cu+2 +2℮   →Cu0   2   3 восстановление

окислитель

10.

Расставьте коэффициенты перед формулами восстановителя и окислителя методом электронного баланса.

Полученные коэффициенты поставить в правой части уравнения (после стрелки) перед теми элементами, напротив которых они стоят в окислительно-восстановительном балансе.  Если атомы одного и того же элемента разных реагентов в результате их окисления и восстановления получают одинаковую степень окисления, дополнительные множители проставляют вначале в левую часть уравнения (в последнем уравнении для кислорода).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

Nh4+CuO→N2+3Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20    6    1 окисление

восстановитель       6

Cu+2 +2℮   →Cu0   2   3 восстановление

окислитель

Число отданных электронов

                              =

Число принятых электронов

11.

Уравнять правую и левую части уравнения (проверить по кислороду, количество атомов кислорода справа и слева должно быть одинаковым).

-3+1  +2-2    0     0   +1-2

2Nh4+3CuO→N2+3Cu+h3O

2N-3 - 6℮   →N20    6   1 окисление

восстановитель      6

Cu+2 +2℮   →Cu0   2  3 восстановление

окислитель

12.

Устно проверьте правильность составленного уравнения.

Число молей атомов каждого химического элемента в правой и левой частях уравнения -  одинаково.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *