Как уравнивать химические уравнения методом электронного баланса. Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим более сложный пример

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса - один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:

1. Найти окислитель и восстановитель.
2. Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.
3. Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
4. Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.
5. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

Теперь рассмотрим конкретный пример

Дана реакция: Li + N 2 = Li 3 N

1. Находим окислитель и восстановитель:

Li 0 + N 2 0 = Li 3 +1 N −3

N присоединяет электроны, он-окислитель

Li отдаёт электроны, он-восстановитель

2. Составляем полуреакции:

Li 0 - 1e = Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

3. Теперь уравняем число отданных и принятых электронов в полуреакции:

6* |Li 0 - 1e = Li +1

1* |N 2 0 + 6e = 2N −3

Получаем:

6Li 0 - 6e = 6Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

4. Просуммируем порознь левые и правые части полуреакций:

6Li + N 2 = 6Li +1 + 2N −3

5. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Рассмотрим более сложный пример

Дана реакция: FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

В результате реакции происходит окисление атомов железа, окисление атомов серы и восстановление атомов кислорода.

1. Записываем полуреакции для серы и железа:

Fe +2 - 1e = Fe +3

S −2 - 6e = S +4

Суммарно для обоих процессов можно записать так:

Fe +2 + S −2 - 7e = Fe +3 + S +4

Записываем полуреакцию для кислорода:

O 2 +4e = 2O −2

2. Уравниваем число отданных и принятых электронов в двух полуреакциях:

4*| Fe +2 + s −2 - 7e = Fe +3 + S +4

7*| O 2 + 4e = 2O −2

3. Просуммируем обе полуреакции:

4Fe +2 + 4S −2 + 7O 2 = 4Fe +3 + 4S +4 + 14O −2

4. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Метод электронного баланса" в других словарях:

Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов. Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную… … Википедия

Окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел (См. Окислительное число) атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… …

Окисление восстановление, окислительно восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.)… … Большая советская энциклопедия

Техника многократного получения одинаковых изображений (оттисков) путем переноса красочного слоя с печатной формы на бумагу или другой материал. Собственно процесс переноса изображения с печатной формы на бумагу называется печатанием. Но это… … Энциклопедия Кольера

Математика Научные исследования в области математики начали проводиться в России с 18 в., когда членами Петербургской АН стали Л. Эйлер, Д. Бернулли и другие западноевропейские учёные. По замыслу Петра I академики иностранцы… … Большая советская энциклопедия

Электронные деньги - (Electronic money) Электронные деньги это денежные обязательства эмитента в электронном виде Все, что нужно знать об электронных деньгах история и развитие электронных денег, перевод, обмен и вывод электронных денег в различных платежных системах … Энциклопедия инвестора

система - 4.48 система (system): Комбинация взаимодействующих элементов, организованных для достижения одной или нескольких поставленных целей. Примечание 1 Система может рассматриваться как продукт или предоставляемые им услуги. Примечание 2 На практике… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Денежно-кредитная политика - (Monetary policy) Понятие денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Информация о понятии денежно кредитной политики, цели денежно кредитной политики Содержание >>>>>>>>>> … Энциклопедия инвестора

Оптовые запасы - (Wholesale Inventories) Определение оптовых запасов, торговые и складские запасы Информация об определении оптовых запасов, торговые и складские запасы Содержание Содержание Виды запасов и их характеристики Торговые и складские запасы Принципы… … Энциклопедия инвестора

Рецессия - (Recession) Содержание >>>>>>>>> Рецессия это, определение это производительности, которое характеризует нулевой или отрицательный основной показатель внутренний валовый продукт, протекающий на протяжении полугода и более … Энциклопедия инвестора

Задачник по общей и неорганической химии

2.2. Окислительно-восстановительные реакции

Смотрите задания >>>

Теоретическая часть

К окислительно-восстановительным реакциям относятся химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов. В уравнениях таких реакций подбор коэффициентов проводят составлением электронного баланса . Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:

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

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO 2 + KCl + CO 2

Cl V ¼ = Cl - I

Mn II ¼ = Mn IV

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

полуреакция восстановления Cl V + 6 e - = Cl - I

полуреакция окисления Mn II - 2 e - = Mn IV

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:

Cl V + 6 e - = Cl - I 1

Mn II - 2 e - = Mn IV 3

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

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + CO 2

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:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + 3 CO 2

Пример 3 . Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Решение

Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO 2

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

При одновременном окислении (или восстановлении) атомов двух элементов одного вещества расчет ведут на одну формульную единицу этого вещества.

Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции

Fe(S) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Решение

4 Fe(S) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

Fe II - e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - I - 10 e - = 2S IV

O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11

В примерах 3 и 4 функции окислителя и восстановителя разделены между разными веществами, Fe 2 O 3 и O 2 - окислители, СО и Fe (S ) 2 - восстановители ; такие реакции относят к межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.

В случае внутримолекулярного окисления-восстановления, когда в одном и том же веществе атомы одного элемента окисляются, а атомы другого элемента восстанавливаются, расчет ведут на одну формульную единицу вещества.

Пример 5. Подберите коэффициенты в уравнении реакции окисления-восстановления

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 +H 2 O + NH 3

Решение

2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3

Cr VI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N 2 0 1

Для реакций дисмутации (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.

Пример 6 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции дисмутации

H 2 O 2 ® H 2 O + O 2

Решение

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

O - I + e - = O - II 2

2O - I - 2 e - = O 2 0 1

Для реакции конмутации (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.

Пример 7. Подберите коэффициенты в уравнении реакции конмутации :

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Решение

2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2H 2 O

S - II - 2 e - = S 0 2

S IV + 4 e - = S 0 1

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ио нов, используют метод электронно-ионного баланса. Метод подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K 2 Cr 2 O 7 - окислитель, H 2 SO 4 - кислотная среда реакции, H 2 S - восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr 2 O 7 2 - ), среды (Н + - точнее, катиона оксония H 3 O + ) и восстановителя (H 2 S ):

Cr 2 O 7 2 - + H + + H 2 S

в) определяют восстановленную формулу окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III ), а сероводород - в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций :

полуреакция восстановления Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

полуреакция окисления H 2 S - 2 e - = S (т) + 2 H + 3

г) составляют, суммируя уравнения полуреакций , ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr 2 O 7 2 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( т )

д ) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K 2 SO 4 ):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( т ) + K 2 SO 4

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2 - и Cr 3+ ). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + / Н 2 О (для кислотной среды) и ОН - / Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно - окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде - с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде ):

кислотная среда[ O 2 - ] + 2 H + = H 2 O

щелочная среда[ O 2 - ] + H 2 О = 2 ОН -

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще - в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H +

щелочная среда2 ОН - = [ O 2 - ] + H 2 О

Пример 8. Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO 4 - + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5

Пример 9 . Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Решение

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO 4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H 2 О 1

Если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде, то уравнение полуреакции восстановления:

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O

а если в слабощелочной среде, то

MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -

Часто слабокислую и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения следует (после подбора дополнительных множителей) записать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н + и ОН - .

Пример 10 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в нейтральной среде:

KMnO 4 + H 2 О + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + Na 2 SO 4 ¼

Решение

2 KMnO 4 + H 2 О + 3 Na 2 SO 3 = 2 Mn О 2( т ) + 3 Na 2 SO 4 + 2 КОН

MnO 4 - + H 2 О + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + 3 SO 4 2 - + 2 ОН -

MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H +

8ОН - + 6 Н + = 6 Н 2 О + 2 ОН -

Таким образом, если реакцию из примера 10 проводят простым сливанием водных растворов перманганата калия и сульфита натрия, то она протекает в условно нейтральной (а в действительности, в слабощелочной) среде из-за образования гидроксида калия. Если же раствор перманганата калия немного подкислить, то реакция будет протекать в слабокислотной (условно нейтральной) среде.

Пример 11 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в слабокислотной среде:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2MnО 2( т ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + Н 2 О + 3 SO 4 2 -

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O2

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3

Формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции, т.е. их окисленные и восстановленные формы, называют окислительно-восстановительными парами . Так, из химической практики известно (и это требуется запомнить), что перманганат-ион в кислотной среде образует катион марганца(II ) (пара MnO 4 - + H + / Mn 2+ + H 2 O ), в слабощелочной среде - оксид марганца(IV ) (пара MnO 4 - + H + ¤ Mn О 2(т) + H 2 O или MnO 4 - + H 2 О = Mn О 2(т) + ОН - ). Состав окисленных и восстановленных форм определяется, следовательно, химическими свойствами данного элемента в различных степенях окисления, т.е. неодинаковой устойчивостью конкретных форм в различных средах водного раствора. Все использованные в настоящем разделе окислительно-восстановительные пары приведены в задачах 2.15 и 2.16.

Восстановители	Окислители
металлы, водород, уголь	галогены
оксид углерода (II) CO	оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7
сероводород H 2 S	оксид марганца (IV) - MnO 2
сульфид натрия Na 2 S	перманганат калия - KMnO 4
оксид серы (IV) - SO 2	манганат калия - K 2 MnO 4
сернистая кислота - H 2 SO 3 и ее соли	оксид хрома (VI) - CrO 3
тиосульфат натрия - Na 2 S 2 O 3	хромат калия - K 2 CrO 4
иодоводородная кислота - HI	дихромат калия - K 2 Cr 2 O 7
бромоводородная кислота - HBr соляная кислота – HCl хлорид олова (II) - SnCl 2 сульфат железа (II) - FeSO 4 сульфат марганца (II) - MnSO 4 сульфат хрома (III) - Cr 2 (SO 4) 3 азотистая кислота - HNO 2 аммиак NH 3 гидразин N 2 H 4 оксид азота (II) NO фосфористая кислота - H 3 PO 3 ортомышьяковистая кислота - H 3 AsO 3 гексацианоферрат (II) калия - K 4	азотная кислота - HNO 3 кислород - О 2 озон - О 3 пероксид водорода - Н 2 О 2 серная кислота - H 2 SO 4 (конц.) селеновая кислота - H 2 SeO 4 оксид меди (II) - CuO оксид серебра (I) - Ag 2 O оксид свинца (IV) - PbO 2 ионы благородных металлов (Ag+, Au 3+ и др.) висмутат натрия - NaBiO 3 персульфат аммония - (NH 4) 2 S 2 O 8 гексацианоферрат (III) калия –K 3 хлорид железа (III) – FeCl 3 гипохлориты, хлораты, перхлораты царская водка смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот

9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

Характер среды (кислотный, нейтральный, щелочной) влияет на ОВР. В разных средах при взаимодействии одних и тех же веществ могут получаться различные продукты. В этом мы убедились на примерах, рассмотренных в разделе 9.1, где окислителем является перманганат – ион MnO:

окисленная форма восстановленная форма

кислая среда Mn 2+ б/ц или слабо-розовая

рн  7 окраска р-ра

7 нейтральная среда +4

MnO рн  7 MnO 2 (бурый осадок)

щелочная среда (MnO 4) 2- (зелёная окраска

рн  7 раствора)

Перманганат–ион окислительные свойства в большей степени проявляет в кислой среде (большее понижение степени окисления).

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную (хлороводородную) кислоты применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия или натрия.

Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

кислая среда pн 7

H 2 O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O

нейтральная среда

щелочная среда H 2 O 2 + 2e - = 2OH -

Здесь H 2 O 2 выступает как окислитель. Например:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O

2 Fe 2+ - e - = Fe 3+

1 H 2 O 2 + 2H + + 2e = 2 H 2 O

2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + = 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Однако, с очень сильным окислителем, таким, как KMnO 4 , пероксид водорода взаимодействует как восстановитель:

H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +

Например:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

5 H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +

2 MnO - 4 + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O

5 H 2 O 2 + 2 MnO - 4 + 6H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O

Хром в своих соединениях имеет устойчивые с.о. (+6) и (+3). В первом случае соединения хрома (хромат-, дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором – восстановителей. Хромат и дихромат-ионы – сильные окислители, восстанавливаются до соединений Cr 3+ :

окисленная форма восстановленная форма

Для начала нужно убедиться, что представленная в уравнении реакция является ОВР (Окислительно-востановительная р-ция). Следует помнить, что к реакциям ОВР не относятся р-ции обмена. Прим. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O – реакция обмена, степени окисления не изменяются.

2 шаг

Убедившись что это ОВР, приступим к расставлению коэффициентов. Для начала нужно расставить степени окисления над каждым элементом реакции. Смотри рис.2.
Можно увидеть что в некоторых элементах степень окисления изменилась. Метод баланса и заключатся в том, что бы использовать изменение степеней окисления.

3 шаг

Теперь непосредственно электронный баланс.
Обычно делается так: Смотри Рис.3.
Примечание: Нужно расставить коэффициенты, если они требуются.
Теперь объясню что здесь произошло, у азота(N) было три лишних электрона(¯e) в реакции он теряет все лишние электроны.
С кислородом (O2) происходит обратное – он приобретает электроны, т.к. в соединениях забирает электроны от других элементов.
В итоге у нас получились два числа – 6 и 4, они кратны числу 2, получаем 3 и 2. Потом меняем их местами (Почему? Да даже не думайте почему =)). Эти два числа и помогут нам уравнять нашу реакцию.

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило : общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO 4 — восстанавливается до Mn 2+ ():

1. Далее определим какие из соединений являются ; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем . Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем .

1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе .

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO 4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO 3 2- → 5SO 4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO 4 2- — 5SO 4 2- = 3SO 4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H 2 O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде , а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления , а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда , OH — — щелочная среда и H 2 O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции : записать вещества в начале и конце реакции:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Запишем уравнение в ионном виде , сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO 3 2- + MnO 4 — + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O

1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO 4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O

Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO 4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO 3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H +

1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя , учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции , предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO 4 — + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO 4 — + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO 4 — , а восстановителем SO 3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO 4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО 2 . SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnО 2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + OH — = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

В щелочной среде окислитель MnO 4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО 4 2- . Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + e — = MnО 2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения , учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Категории ,