Составление уравнений методом электронного баланса

Методов подбора коэффициентов в ОВР придумано много. Это и алгебраический, и методы электронного баланса полуреакций, свернутого баланса и т.д. Редакции многих методических журналов даже перестали принимать рукописи статей, посвященные новым методам подбора коэффициентов. В учебной литературе более распространены два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций. Именно их мы и рассмотрим ниже. Начнем с метода электронного баланса.

Метод электронного баланса достаточно прост, и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций не вызывает затруднений, когда в качестве исходных компонентов и продуктов реакции выступают вещества, не диссоциирующие на ионы. Однако составление уравнений окислительно-восстановительных реакций значительно осложняется, если в реакции принимают участие соединения с ионной связью. В этом случае одни элементы, входящие в состав ионов, участвуют в окислительно-восстановительных процессах, а другие – в реакциях обмена.

Поэтому метод электронного баланса, рассматривающий лишь переход электронов от восстановителя к окислителю, не позволяет непосредственно определить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции без дополнительного использования приёма проб и ошибок. Правильность подбора коэффициентов достигается при использовании электронно-ионного метода или метода полуреакций.

Алгоритм составления овр

Подбор коэффициентов состоит из следующих этапов:

1. Запись молекулярной схемы реакции, например:

CuFeS₂ + HNO_{3 k} Cu(NO₃)₂ + Fe(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O .

2. Составление схем окисления и восстановления и подбор дополнительных множителей для сохранения зарядов в реакции:

восстановление  N⁵⁺ + 3e = N²⁺ 17

окисление  CuFeS₂  17e = Cu²⁺ + Fe³⁺ + 2S⁶⁺  q = +17 3

3. Проставление дополнительных множителей (коэффициентов при окислителе и восстановителе, их восстановленной и окисленной формах) в схему реакции:

3CuFeS₂ +17N⁵⁺ = 3Cu²⁺ + 3Fe³⁺ + 6S⁶⁺ + 17N²⁺.

4. Если необходимо, уравнивают число атомов элементов, не изменяющих своей степени окисления в следующей последовательности: а) атомов металла; б) кислотных остатков; в)число атомов водорода; г) число атомов кислорода и записывают молекулярное уравнение:

3CuFeS₂ + 32 HNO_{3 k} = 3Cu(NO₃)₂ + 3Fe(NO₃)₃ + 6H₂SO₄ + 17NO + 10 H₂O.

Примеры

1. MnCO₃ + KClO₃ = MnO₂ + KCl + CO₂,

полуреакция восстановления: Cl⁵⁺ + 6e = Cl ^ 1

полуреакция окисления: Mn²⁺  2e = Mn⁴⁺ 3

3 MnCO₃ + KClO₃ = 3MnO₂ + KCl + 3CO₂.

2. (NH₄)₂CrO₄ = Cr₂O₃ + N₂ + H₂O + NH₃,

Cr⁴⁺ +3e = Cr³⁺ 2

2N^{3 –}  6e = N₂ ⁰ 1

2(NH₄)₂CrO₄ = Cr₂O₃ + N₂ + 5H₂O + 2NH₃.

Составление уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса

Алгоритм составления уравнений ОВР

методом электронно-ионного баланса (полуреакций)

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений (полуреакций) для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя. Он используется для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе с участием ионов сильных электролитов.

Физическую картину процесса можно представить следующим образом: каждую окислительно-восстановительную реакцию формально можно использовать для получения электрического тока, если заставить её протекать в гальваническом элементе. Он состоит из двух полуэлементов:

в первом протекает процесс окисления восстановителя (первая полуреакция);

во втором – процесс восстановления окислителя (вторая полуреакция).

Алгоритм составления уравнений ОВР с помощью метода полуреакций рассмотрим на примере окисления нитрита калия перманганатом калия в кислой среде.

Процесс составления уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций складывается из следующих последовательных операций:

1. Запись молекулярной схемы реакции (справа от стрелки реагенты, слева  продукты):

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄  K₂SO₄ + MnSO₄ + KNO₃ + H₂O.

Если продукты реакции известны лишь частично, вместо отсутствующих продуктов ставят точки.

2. Составление ионной схемы реакции. Так как стехиометрические коэффициенты еще не расставлены, в ионной схеме коэффициенты перед формулами ионов почти никогда не ставят. Исключение составляют случаи, когда у атома элемента в формулах веществ, претерпевающих о/в изменения индексы чисел атомов в формулах различны. Например, для перехода K₂C₂O₇  CrCl₃ при составлении схемы коэффициенты учитывают: Cr₂O₇^2  2Cr³⁺ :

K⁺ + MnO₄^ + K⁺ + NO₂^ + H⁺ + SO₄^2  K⁺ + SO₄^2 + Mn²⁺ +SO₄^2 + K⁺ + NO₃^ + H₂O.

3. Составление сокращенной ионной схемы реакции. При этом записывают формулы реагентов, указывая только те ионы (для сильных электролитов) или формульные единицы (для слабых электролитов, газов и твёрдых веществ), которые принимают участие в реакции в качестве окислителя, восстановителя и средообразователя (“среды”).

Ионы, не изменяющиеся в ходе реакции (ионы-свидетели) вычеркивают, не считая, сколько их справа и слева (в нашем случае  K⁺ и SO₄^{2 }). Остаются только непосредственные участники о/в процесса:

MnO₄^ + NO₂^ + H⁺  Mn²⁺ + NO₃^ + H₂O.

Напротив, коэффициенты, являющиеся следствием образования ионов из одного иона-реагента оставляют как, например, для реакции:

K₂Cr₂O₇ + NaNO₂ + H₂SO₄  K₂SO₄ + Cr₂SO₄ + NaNO₃ + H₂O,

коэффициенты при “хроме”:

K⁺ + Cr₂O₇^2 + Na⁺ + NO₂^ + H⁺ +SO₄^2  K⁺ + SO₄^2 + 2Cr³⁺ +SO₄^2 + Na⁺ + NO₃^ + H₂O,

Cr₂O₇^2 + NO₂^ + H⁺  2Cr³⁺ + NO₃^ + H₂O.

4. Составление электронно-ионных уравнений полуреакций отдельно для процесса восстановления и процесса окисления, на основе следующих правил:

а) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество:

в кислой среде избыточный кислород связывается с протонами с образованием молекул воды;

в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода соединяется с водой, образуя удвоенное число гидроксогрупп.

Это положение можно проиллюстрировать следующим образом:

Н⁺/Н₂О – для кислой среды,

Н₂О/ОН ^ – для щелочной среды.

Оксид-ионы, потерянные окислителем, не могут существовать в свободном виде в растворе, в результате происходит следующий процесс:

кислая среда (рН < 7) [О^{2 }] + 2Н⁺ = Н₂О,

щелочная среда (рН > 7) [О^{2 }] + Н₂О = 2ОН ^;

б) если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество:

в полуреакции окисления недостаток кислорода компенсируется добавлением молекул воды;

в нейтральной и щелочной средах недостаток кислорода восполняется из гидроксид-ионов:

кислая среда (рН < 7) Н₂О = [О^{2 }] + 2Н⁺,

щелочная среда (рН > 7) 2ОН^ = [О^{2 }] + Н₂О;

т.е. осуществляется переход:

Н₂О/Н⁺ – для кислой среды,

ОН ^/ Н₂О – для щелочной среды.

Составим балансы полуреакций по атомам для нашего примера.

Баланс полуреакции восстановления: MnO₄^ + H⁺  Mn²⁺ + H₂O.

Так как перманганат-ион теряет все четыре атома кислорода, чтобы их связать нам требуется восемь протонов:

MnO₄^ + 8H⁺  Mn²⁺ + 4H₂O.

Баланс полуреакции окисления: NO₂^ + H₂O  NO₃^ + 2H⁺ .

MnO₄^ + NO₂^ + 6H⁺  Mn²⁺ + NO₃^ + 3H₂O.

в) на основании закона сохранения массы и энергии при составлении уравнений следует соблюдать не только баланс вещества, но и баланс зарядов. Уравнивать число зарядов слева и справа можем с помощью электронов, добавляя или отнимая их в левую часть уравнения:

MnO₄^ + 8H⁺  Mn²⁺ + 4H₂O.

Слева суммарный заряд (1 + 8) равен +7, справа +2 или +7  +2. Уравниваем число зарядов, добавив 5 электронов:

MnO₄^ + 8H⁺ +5e = Mn²⁺ + 4H₂O.

Аналогично уравняем число зарядов в уравнении окисления:

NO₂^ + H₂O –2 e = NO₃^ + 2H⁺ .

5. Для составления сокращенного ионного уравнения окислительно-восстановительной реакции суммируем полученные уравнения полуреакций окисления и восстановления, умножив каждое из них на дополнительный сомножитель:

MnO₄^ + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O х 2

NO₂^ + H₂O – 2e = NO₃^ + 2H⁺ х 5

2MnO₄^ + 16H⁺ +10e + 5NO₂^ + 5H₂O –10 e = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^ + 10H⁺.

6. Следующий этап  произведение возможных упрощений (т.е. приведение подобных членов) и получение сокращенного ионного уравнения реакции:

2MnO₄^ + 6H⁺ + 5NO₂^ = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^.

7. Для составления уравнения в молекулярном виде следует:

приписать в правую и левую части уравнения одинаковое число недостающих ионов-свидетелей;

перенести коэффициенты в это молекулярное уравнение реакции из ионного уравнения;

подобрать коэффициенты для веществ отсутствующих в ионном уравнении;

• произвести проверку сумм атомов слева и справа от знака равенства по каждому элементу.