Метод электронного баланса

Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов, вхо-дящих в состав исходных и конечных веществ. Метод, в основном, при-меняется для составления уравнений реакций, идущих вне растворов.

Например:

1. Составляем схему реакции :

Fe S₂ + O₂  Fe₂ O₃ + S O_{2 .}

2. Определяем элементы, изменяющие степени окисления.

3. Составляем схему электронного баланса :

2 2 Fe ⁺² ­ 2 e = 2 Fe ⁺³

4 S^-1 - 20 e = 4S⁺⁴

11 O₂ - 4e = 2 О^-2

4. В уравнении записываем коэффициенты у окислителя и восстано-вителя.

4 Fe S₂ + 11O₂ = 2 Fe₂ O₃ + 8 S O_{2 .}.

Недостатком метода является то, что баланс не отражает изменений, происходящих с атомами и молекулами в ходе реакции, а также трудности, возникающие при определении продуктов достаточно сложных реакции.

Электронно-ионный метод

Этот метод основан на составлении электронно-ионных уравнений для процессов и окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение.

При составлении уравнений реакций соблюдается следующая последо-вательность:

1. Записывается схема полуреакций, при этом сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые - в виде молекул. Продукты реак-ции определяются на основании опыта или исходя из знания химии элементов, т.е. устойчивых степеней окисления.

2. Если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то избыточный кислород связывается в кислой среде ио-нами Н⁺, а в нейтральных и щелочных средах - молекулами воды.

3. Если исходное вещество содержит меньше кислорода, чем продукт реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейт-ральной средах за счет молекул воды, а в щелочных средах - (за счет ионов гидроксила.

4. Следует помнить, что суммарные числа и знак зарядов ионов справа и слева от знака равенства должны быть равны.

5. Правильность составления реакции проверяем по кислороду.

В качестве примера рассмотрим следующую реакцию :

+7 +4

KМnO₄ + Na₂SO₃ + H₂ SO₄ 

KМnO₄ - является окислителем, так как центральный атом ( Mn) нахо-дится в высшей степени окисления, Na₂SO₃ содержит центральный атом ( S) в степени окисления +4, это средняя степень , поэтому ион SO₃^{2 -} мо-жет проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, одна-ко, в данной реакции окислитель KМnO_{4 ,} следовательно, Na₂SO₃ – восстано-витель.

Восстановление иона МnO₄^¯ в кислой среде идет до Мn²⁺ , окисление ио-на SO₃^{2 -} - до SO₄^{2 -}.

Учитывая сказанное, можно записать схему полуреакций : МnO₄ ^¯  Мn²⁺

SO₃^{2 -}  SO₄^{2 -}

Следующий этап – составление уравнений полуреакций. Уравнивание в кислой среде производится с использованием ионов Н⁺ и молекул Н₂О.

2 МnO₄ ^¯ + 8Н⁺ + 7е  Мn²⁺ + 4Н₂ О

5 SO₃^{2 -} + Н₂ О – 2е  SO₄^{2 -} + 2Н⁺

2МnO₄ ^¯ + 16Н⁺ +5SO₃^{2 -} + 5Н₂ О  2Мn²⁺ + 8Н₂О + 5SO₄^{2 -} + 10Н⁺

6 3

Записываем итоговое уравнение полуреакции, проставляя множители ( как и в методе электронного баланса). После этого складываем левые и правые части уравнений полуреакций, умножая их предварительно на соот-ветствующие множители, и получаем общее ионное уравнение реакции. Если в левой и правой части уравнения есть одинаковые молекулы или ионы, их требуется сократить с учетом коэффициентов ( помните , что ионы Н⁺ и ОН^¯ при сложении Н₂ О).

Для получения молекулярного уравнения реакции ко всем ионам добавляем ионы противоположного знака

2KМnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3Н₂ SO₄  2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + К₂ SO₄ +3Н₂ О

Рассмотрим ход этой реакции в щелочной среде.

В щелочной среде , ион МnO₄ ^¯ будет восстанавливаться до МnO₄ ^2- ,

в отличие от кислой среды в щелочной среде при составлении электронно-ионных уравнений используются ионы OН^¯ и молекулы Н₂О.

+7 +4 + 6 +6

2KМnO₄ + Na₂SO₃ + 2КОН К₂MnO₄ + Na₂SO₄ + Н₂ О

Производим все описанные выше действия и получаем ионное уравне-ние :

2 МnO₄ ^¯ +е МnO₄ ^2-

1 SO₃^{2 -} + 2ОН^¯ – 2е  SO₄^{2 -} + Н₂ О

2МnO₄ ^¯ +5SO₃^{2 -} + 2ОН^¯  2 МnO₄^2- + SO₄^{2 -} + Н₂О

В нейтральной среде , ион МnO₄ ^¯ будет восстанавливаться до МnO₂, уравнивание кислорода производится только молекулами Н₂ О.

+7 +4 +4 +6

2KМnO₄ + 3Na₂SO₃ + Н₂O  2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + К₂ SO₄ +2КОН

2 МnO₄ ^¯ + 2 Н₂О + 3е  MnO₂ + 4ОН^¯

3 SO₃^{2 -} + Н₂ О – 2е  SO₄^{2 -} + 2Н⁺

2МnO₄ ^¯ + 4Н₂ О + 3 SO₃^{2 -} + 3Н₂ О  2MnO₂ + 8ОН^¯ + 3 SO₄^{2 -} + 6 Н⁺

2 6 Н₂О

Окислительно-восстановительные реакции можно разделять на следующие типы:

1. Межмолекулярные – степени окисления меняют разные элементы,входящие в состав разных веществ.

Н₂ + С1₂ = 2НС1

1	+1 H2 – 2 ē = 2H
1	-1 Cl2 + 2 ē = 2Cl

2. Внутримолекулярные – степень окисления меняют разные элементы, входящие в состав одного вещества.

_{+5 -2 -1 0}

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

2	+5 -1 Cl + 6 ē = Cl
3	-2 0 2O - 4 ē = O2

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстанов-ления), в таких реакциях одинаковые частицы являются окислителем и восстановителем:

_{0 -1 +1}

С1₂ +Н₂О = НСl + НСlО

1	0 -1 Cl + 1 ē = Cl
1	0 +1 Cl - 1 ē + Н2О = ClО- + Н+