Метод электронного баланса Алгоритм уравнивания овр методом электронного баланса
1. Записать схему реакции, которую требуется уравнять:
KMnO4 + KJ + H2SO4 → J2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
2. Определить степени окисления всех атомов, участвующих в реакции. Выявить элементы, меняющие степень окисления:
3. Составить схему электронного баланса, подставляя в нее то количество атомов окислителя и восстановителя, которое имеется в исходном уравнении.
Число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. Найти наименьшее общее кратное для числа электронов и дополнительные множители, которые становятся коэффициентами при окислителе и восстановителе:
4. Расставить коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части, перед восстановленной и окисленной формами в правой части схемы (необходимо учитывать удвоенное число атомов в схеме электронного баланса):
2KMnO4 + 10KJ + H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
5. Уравнять атомы металлов, не меняющих степень окисления.
В левой части 12 атомов K, следовательно в правой части перед K2SO4 , содержащим 2 атома K, ставится коэффициент 6:
2KMnO4 + 10KJ + H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O
6. Уравнять
кислотные остатки.
В правой части 8 ионов
,
поэтому перед серной кислотой ставится
коэффициент 8:
2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O
7. Уравнять атомы водорода. В левой части 16 атомов водорода, поэтому перед водой необходимо поставить коэффициент 8:
2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
8. Проверить правильность подбора коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в обеих частях уравнения:
В левой части: 2·4 + 4·8 = 40. В правой части: 2·4 + 6·4 + 8 = 40. Уравнение реакции составлено верно.
Метод полуреакций (ионно-электронный метод)
Этот метод применяют при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе. При этом рассматривают не отдельные атомы, а ионы или молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе: неэлектролиты, слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты – в виде ионов.
В исходных ионах или молекулах может быть избыток или недостаток атомов кислорода по сравнению с образовавшимися частицами. Перенос этих атомов осуществляется при помощи катионов водорода , гидроксид-ионов или молекул воды Н2О (в зависимости от характера среды, в которой протекает данная реакция).
Схемы составления полуреакций
ОВР в кислой среде
В растворе присутствуют ионы Н+ и молекулы Н2О
Избыток кислорода в левой части уравнения связывается катионами Н+ с образованием молекул воды:
,
где Э – элемент,
меняющий степень окисления; n
– число атомов кислорода, которые
исходная частица отдает или принимает;
m
– число оставшихся атомов кислорода;
–
число электронов, уравнивающих суммарный
заряд в левой и правой частях полуреакции.
Недостаток кислорода в левой части уравнения восполняют молекулы воды, оставляя катионы водорода:
Чтобы уравнять суммарные заряды в обеих частях полуреакции, в левой ее части добавляют или отнимают соответствующее количество электронов.
Пример 2:
где Э = Mn,
n
= 4, m
= 0, т.е.:
.
Суммарный заряд в левой части: 1(–) + 8(+) = 7(+), в правой: 2(+) + 0 = 2(+).
В левую часть необходимо добавить 5 электронов с зарядом (–1).
где Э
= S,
n
= 1, m
= 3, т.е.:
.
Суммарный заряд в левой части: 2(–) + 0 =2(–), в правой: 2(–) + 2(+)=0.
В левой части необходимо отнять 2 электрона с зарядом (–1).
ОВР в щелочной среде
В растворе присутствуют ионы ОН– и молекулы Н2О
Избыток кислорода в левой части уравнения связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов:
Недостаток кислорода в левой части уравнения восполняют гидроксид-ионы, оставляя молекулы воды:
Пример 3:
ОВР в нейтральной среде
В растворе присутствуют только молекулы Н2О
Избыток и недостаток кислорода регулируется молекулами воды с образованием гидроксид-ионов и катионов водорода:
Пример 4:
Если в исходных и конечных частицах нет атомов кислорода, то заряды до и после реакции уравниваются только за счет перехода электронов:
