Метод ионно-электронных схем

Метод ионно-электронных схем или полуреакций рассматривает изменения, происходящие в молекулах и ионах, реально существующих в растворах. Чаще всего это водные растворы. В ионно-электронных схемах и уравнениях окислительно-восстановительных реакций заряды ионов принято изображать цифрами c последующими знаками «+» или «». При этом малорастворимые соли, слабые электролиты и газообразные вещества следует писать в молекулярном виде.

Ионно-электронные метод дает возможность поставить коэффициенты, как к ионам, так и к молекулам. Необходимо подчеркнуть, что при составлении ионно-электронных схем следует учитывать изменение не только заряда ионов, но часто и их состава, как, например, при восстановлении перманганат-иона по схеме MnO₄^  Mn²⁺ или при окислении нитрит-иона в нитрат-ион (NO₂^  NO₃^). Такие взаимные переходы в общем случае сопряжены с участием в них молекул воды или содержащихся в растворе ионов Н⁺ и ОН^. В зависимости от характера среды подход к составлению ионно-электронных схем будет различным.

1. Реакции в среде сильных кислот

Пример 3. Окисление пероксида водорода дихроматом калия в сернокислой среде.

3.1. Записываем молекулярное уравнение или схему окислительно-восстановительной реакции, с указанием формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в данной среде:

K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + O₂ + …

3.2. Представим формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов) или формульные единицы (для слабых электролитов, твердых веществ и газов), которые принимают участие в качестве окислителя, восстановителя и среды:

Cr₂O₇^2 + H₂O₂ + H⁺

здесь Cr₂O₇^2 - окислитель, H₂O₂ – восстановитель, H⁺ - среда сильной кислоты .

3.3. Составим ионно-электронные схемы полуреакций восстановления и окисления и определим числа отданных и принятых электронов.

3.4. Если ион-окислитель и продукт его восстановления или восстановитель и продукт его окисления, отличаются по содержанию кислорода, то в этом случае в ионно-электронных полуреакциях рационально применять только ионы водорода и молекулы воды.

3.5.Если нужно отнять атом кислорода, то его связывают двумя ионами водорода в молекулу воды.

Условно такая схема, с учетом баланса зарядов в обеих частях уравнения полуреакции, может быть записана в следующем виде:

ЭОn + 2 Н⁺  ЭО_n-1 + H₂O,

где Э - обозначение элемента, О - атом кислорода, n – число атомов кислорода в соединении или ионе,

3.6. Если нужно добавить атом кислорода, то его берут из молекулы воды, а при этом освобождаются два иона водорода:

ЭО_n + H₂O  ЭО_n+1 + 2H⁺,

3.7. С учетом подбора дополнительных множителей, для уравнивания числа отданных и принятых электронов, ионно-электронная суммарная схема будет иметь следующий вид:

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^- = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O 1

H₂O₂  2 e^- = O₂ + 2H⁺ 3 .

3.8. Суммируем уравнения полуреакций. С учетом дополнительных множителей, которые умножаются на все члены конкретной полуреакции, ионное уравнение реакции приобретает следующий вид:

Cr₂O₇^2- + 3 H_-2O₂ + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 3O₂ + 6H⁺ + 7 H₂O

3.9. В получившемся итоговом уравнении проводим необходимые алгебраические преобразования. Например, в данном конкретном уравнении приводим подобные члены – в правой и левой частях уравнения имеются ионы водорода. В результате взаимных сокращений получаем:

Cr₂O₇^2- + 3 H₂O₂ + 8 H⁺ = 2 Cr³⁺ + 3 O₂ + 7 H₂O.

Обратите внимание, что 8 H⁺ соответствуют четырем молекулам H₂SO₄ , но в то же время в электронно-ионных схемах не отражены ионы K⁺ .

3.10. Дополняем запись веществами (в данном случае K₂SO₄), ионы которых не меняют степени окисления и поэтому отсутствуют в уравнении, записанном в электронной форме.

K₂Cr₂O₇ + 3 H₂O₂ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3 O₂ + 7 H₂O + K₂SO₄