Метод электронного баланса

Данный метод основан на представлении о степени окисления атома в веществе. Степень окисления - это условный заряд атома, найденный исходя из предположения, что все связи в веществе чисто ионные. Степень окисления обозначается арабской цифрой со знаком (+) или (-).

Ионной связи в чистом виде в природе не существует. Например, в кристаллическом хлориде натрия (NaCl), натрий имеет реальный заряд +0,8 , а хлор (-0,8) заряда электрона по модулю. Отсюда следует, что степени окисления натрия (Na⁺) и хлора (Cl^-) являются понятием формальным.

Тем не менее, метод электронного баланса в настоящее время широко используется, так как он наиболее прост и универсален. Практически единственным ограничением этого метода является то, что он позволяет уравнивать только полные схемы реакций.

Правила нахождения степеней окисления

Для применения метода электронного баланса необходимо знать степени окисления всех атомов в формулах веществ (исходных и продуктов реакции). Степени окисления находятся с использованием следующих правил:

1. Cтепень окисления атома в простом веществе равна нулю:

H ; N ; Mg ; C и т.д.

2. Сумма степеней окисления всех атомов в формульной единице вещества (молекуле) равна нулю.

K Cr O 2 × (+1) + 2 × (+6) + 7 × (-2) = 0

Чтобы воспользоваться этим правилом необходимо запомнить перечень химических элементов, атомы которых во всех (или почти во всех) их соединениях имеют одну и ту же степень окисления.

Возвратимся к приведенному выше примеру: K Cr O .

Cтепени окисления калия и кислорода найдены по таблице. Далее применяем правило электронейтральности молекулы: 2 × (+1) + 2 x + 7 × (-2) = 0. Отсюда: x = +6.

3. Степени окисления атомов в кислотных остатках такие же, как в соответствующих им кислотам. Это правило является следствием определения кислотного остатка: кислотный остаток - это часть молекулы кислоты, перешедшая в соль без изменений.

Пример: Mn^yS^xO .

Вначале находим х. Кислотный остаток (сульфат) соответствует серной кислоте - H S⁺⁶O .

Теперь, по правилу электронейтральности молекулы можно найти степень окисления марганца: y + 6 + 4 (-2) = 0; y = +2.

Алгоритм применения метода электронного баланса

1. Написать схему реакции. Схема реакции - это условное химическое выражение, в котором слева указаны исходные вещества, справа - известные продукты реакции. Между правой и левой частями схемы ставится знак “стрелка”. Схема может быть полной (известны все продукты) и неполной (известна только часть продуктов). Метод электронного баланса позволяет работать только с полными схемами. Единственным веществом, которое можно не указывать в схеме является вода.

Пример: Cu + HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + NO + . . . .

(многоточие означает, что в правой и левой части окончательного уравнения может появиться вода).

2. Над каждым атомом в схеме поставить степени окисления:

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O ® Cu⁺²(N⁺⁵O )₂ + N⁺²O^-2 + . . . .

3. Найти атомы, изменившие свои степени окисления. Составить для них уравнения электронных переходов:

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O ® Cu⁺²(N⁺⁵O )₂ + N⁺²O^-2 + . . . .

Cu⁰ - 2 = Cu⁺²,

N⁺⁵ + 3 = N⁺² .

4. Сделать электронный баланс (подобрать коэффициенты, на которые нужно умножить уравнения электронных переходов, чтобы число электронов, ушедших от восстановителей, было равно количеству электронов, принятых окислителем).

Cu⁰ - 2 = Cu⁺² 3

N⁺⁵ + 3 = N⁺² 2

Из электронного баланса следует, что в левой части полученного уравнения на каждые 3 атома восстановителя (Cu⁺²) должно приходиться 2 атома окислителя (N⁺⁵). В правой части будущего уравнения на 3 атома Cu⁺² должно приходиться 2 атома N⁺².

5. В схеме реакции поставить первые коэффициенты в соответствии с электронным балансом (там, где это возможно !).

3Cu + HNO₃ ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + . . . .

Обратите внимание: из четырех теоретически возможных коэффициентов указаны только три. Перед азотной кислотой коэффициент пока неизвестен, т.к. N⁺⁵ ведет себя сложным образом: с одной стороны принимает участие в ОВР (это учтено в электронном балансе), а с другой - переходит без изменений в нитрат меди (Сu(NO₃)₂) (это не учтено в электронном балансе, т.к. при этом степень окисления азота не меняется).

6. Уравнять по всем атомам, кроме водорода и кислорода. При этом произвольное изменение коэффициентов, полученных из электронного баланса недопустимо.

3Cu + 8 HNO₃ ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + . . . .

7. Уравнять по водороду. Это делается только одним способом: добавлением соответствующего числа молекул воды в ту часть схемы, где водорода не хватает. В данном примере слева 8 атомов водорода, а справа - нуль. Молекула Н₂О содержит 2 атома водорода:

3Cu + 8HNO₃ ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

8. Полученное выражение должно быть уравнением ОВР, если до того не было допущено ошибки. Необходимо проверить данное уравнение по кислороду. Если справа и слева количество атомов кислорода одинаково, вместо “стрелки” ставим знак “равно” (это уравнение). Если по кислороду не сошлось, то следует повторить уравнивание, начиная с пункта 1.

Окончательное уравнение:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Данный метод применяется для составления уравнений ОВР в водных растворах с участием электролитов.

В этом методе не используется понятие степень окисления, а рассматривается обмен электронами между реальными частицами, присутствующими в растворе - ионами и молекулами. Метод полуреакций позволяет использовать в качестве исходных неполные схемы реакций.

К недостаткам этого метода следует отнести его некоторую громоздкость и ограниченность в применении только растворами электролитов.

Алгоритм применения метода полуреакций (электронно - ионного баланса)

1. Написать схему реакции. Схема может быть полной или неполной. В случае использования неполной схемы из продуктов реакции необходимо знать только частицу, в которую перешел окислитель и частицу, в которую перешел восстановитель в ходе ОВР.

Пример:

а) полная схема реакции:

Na₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O;

б) неполная схема этой же реакции, достаточная для применения метода полуреакций:

Na₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr⁺³ + SO + . . . .

Пока для простоты будем использовать полную схему взаимодействия. Применение метода полуреакций к неполным схемам рассмотрено в конце этой главы.

2. Написать ионную схему реакции. При этом, на ионы разбиваются только сильные электролиты, хорошо растворимые в воде (как при составлении обменных ионных уравнений):

2Na⁺ + Cr₂O + 2K⁺ + SO + 2H⁺ + SO ®

2Cr⁺³ + SO + 2K⁺ + SO + 2Na⁺ + SO + H₂O.

П р и м е ч а н и е. Стехиометрические коэффициенты перед ионами можно не указывать. Они не имеют никакого смысла, так как данное выражение является схемой, а не уравнением реакции:

Na⁺ + Cr₂O + K⁺ + SO + H⁺ + SO ®

Cr⁺³ + SO + K⁺ +SO + Na⁺ + SO + H₂O.

3. Сравнить правую и левую части ионной схемы и найти частицы, изменившие свою химическую форму. Под изменением химической формы подразумевается:

а) изменение заряда частицы;

б) изменение формульного состава частицы.

П р и м е ч а н и е. В данном пункте частицы H⁺ , OH^- и H₂O не рассматриваются.

SO ® SO (произошло изменение формульного состава частицы);

Сr₂O ® Cr⁺³ (произошло изменение как формульного состава, так и заряда частицы).

4. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления. Это делается в такой последовательности.

а) уравниваются правые и левые части полуреакций по всем атомам, кроме кислорода и водорода:

SO ® SO ,

Cr₂O ® 2Cr⁺³,

б) полуреакции уравниваются по кислороду и водороду с учетом кислотности среды (далее будет рассмотрено отдельно)

SO + H₂O ® SO + 2H⁺,

Cr₂O + 14 H⁺ ® 2Cr⁺³ + 7H₂O,

в) полуреакции уравниваются по зарядам с помощью электронов. В первой полуреакции суммарный заряд частиц слева = -2, а справа = 0. Значит, справа нужно прибавить 2 (или слева отнять 2 ):

SO + H₂O - 2 = SO + 2H⁺ .

Для уравнивания второй полуреакции слева нужно прибавить 6 :

Cr₂O + 14H⁺ + 6 = 2Cr⁺³ + 7H₂O.

Полученные выражения являются уравнениями полуреакций.

5. Сделать электронный баланс, то есть подобрать коэффициенты, на которые необходимо умножить полуреакции окисления и восстановления, чтобы количество электронов, ушедших от восстановителя было равно числу электронов, пришедших к окислителю:

SO + H₂O - 2 = SO + 2H⁺ 3

Cr₂O + 14H⁺ + 6 = 2Cr⁺³ + 7H₂O 1

6. Умножить верхнее и нижнее уравнения полуреакций на коэффициенты электронного баланса. Затем сложить их и получить сокращенное ионное уравнение ОВР. В данном примере полуреакцию окисления нужно умножить на 3, а полуреакцию восстановления - на 1. После сложения получаем:

3SO + 3H₂O + Cr₂O + 14H⁺ = 3SO + 6H⁺ + 2Cr⁺³ + 7H₂O.

Далее сокращаем (по Н₂О и Н⁺):

3SO + Cr₂O + 8H⁺ = 3SO + 2Cr⁺³ + 4H₂O.

Данное выражение является сокращенным ионным уравнением взаимодействия между восстановителем (SO ) и окислителем (Cr₂O ) в кислой среде.

Если необходимо получить молекулярное уравнение реакции, то следует выполнить еще один пункт.

7. Сокращенное ионное уравнение сложить с дополнительным ионным уравнением и получить полное ионное уравнение, которое затем преобразовать в молекулярное уравнение ОВР.

3SO + Cr₂O + 8H⁺ = 3SO + 2Cr⁺³ + 4H₂O ,

6K⁺ + 2Na⁺ + 4SO = 6K⁺ + 3SO + 2Na⁺ + SO

----------------------------------------------------------------------------

6K⁺ + 3SO + 2Na⁺ + Cr₂O + 8H⁺ + 4SO =

= 6K⁺ + 3SO + 2Cr⁺³ + 3SO + 4H₂O + 2Na⁺ + SO .

3K₂SO₃ + Na₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 4H₂O.

П р и м е ч а н и е. В целях экономии времени полное ионное уравнение ОВР обычно не пишут, а при сложении сокращенного ионного с дополнительным ионным уравнением сразу же получают молекулярное уравнение.

Уравнивание полуреакций по кислороду и водороду с учетом

кислотности cреды

Как известно, в растворе среда может быть кислой, щелочной или нейтральной.

П р и м е ч а н и е. Если среда в растворе слабокислая (рН немного меньше 7) или слабо щелочная (рН немного больше 7) уравнивание производят, считая среду практически нейтральной.

I. Среда кислая (рН << 7). Для составления полуреакции разрешены частицы только 2-х видов: это ион Н⁺ и молекула Н₂О.

Полезно запомнить следующую схему:

2H⁺ + O^* ~ H₂O.

По элементному составу 2 иона Н⁺ и один атом “связанного” кислорода (О^*) эквивалентны одной молекуле воды. Под “связанным” кислородом понимается атом кислорода, входящий в состав любой кислородсодержащей частицы (например: в молекуле СО₂ два “связанных” кислорода, а в ионе SO - их четыре).

Пример 1. SO ® SO .

Ион SO содержит 3 О^*, а ион SO содержит 4 О^* . Чтобы уравнять по кислороду, слева следует добавить 1 молекулу Н₂О. При этом справа должно появиться 2 иона Н⁺ (чтобы сошлось по водороду):

SO + H₂O ® SO + 2H⁺.

Пример 2. Cr₂O ® 2Cr⁺³.

Слева 7 атомов кислорода, а справа - ни одного. Слева добавляем 14 Н⁺ , при этом справа появляется 7 Н₂О.

Пример 3. NO ® NH .

Cлева следует добавить 10 Н⁺. Из них 6 Н⁺ “свяжут” 3 кислорода в 3 молекулы воды, а 4 Н⁺ необходимы для получения иона аммония:

NO + 10 H⁺ ® NH + 3H₂O .

П р и м е ч а н и е. Полученные в этих примерах схемы полуреакций не являются уравнениями. Далее их следует уравнять по зарядам с помощью электронов.

II. Среда щелочная (рН >> 7). В данном случае для уравнивания по кислороду и водороду можно использовать только ионы ОН^- и молекулы Н₂О. Между этими частицами имеет место следующее соотношение (по элементному составу):

2OH^- ~ H₂O + O^*.

Пример 1. SO ® SO ,

SO + 2OH^- ® SO + H₂O.

Пример 2. CrO ® Cr⁺³,

CrO + 4H₂O ® Cr⁺³ + 8OH^-.

Пример 3. MnO₂ ® MnO ,

MnO₂ + 4OH^- ® MnO + 2H₂O.

Пример 4. N₂H₄ ® N₂,

N₂H₄ + 4OH^- ® N₂ + 4H₂O.

III. Среда нейтральная (рН » 7). Для уравнивания по кислороду и водороду в схеме полуреакции слева можно писать только Н₂О. Справа могут появиться или Н⁺ или OH^-.

Пример 1. SO ® SO ,

SO + H₂O ® SO + 2H⁺.

Обратите внимание: в данном случае схема реакции совпадает с таковой для случая кислой среды.

Пример 2. NO ® NO ,

NO + H₂O ® NO + 2OH^- .

Полученное выражение аналогично переходу нитрата в нитрит в щелочной среде.

Применение метода полуреакций для неполных схем

Рассмотрим следующий пример: к раствору KMnO₄ добавили несколько капель H₂SO₄ (т.е. создали кислую среду), а затем добавили раствор Na₂SO₃ . Составить уравнение ОВР. Условие задачи можно записать в виде схемы:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® . . . .

или в ионном виде:

K⁺ + MnO + 2Na⁺ + SO + 2H⁺ + SO ® . . . .

Из литературы известно, что ион MnO является довольно сильным окислителем в любых средах. В кислой среде (в нашем случае) имеет место переход: MnO ® Mn⁺².

Так же известно, что SO в любых средах склонен проявлять восстановительные свойства. Причем, независимо от cреды сульфит переходит в сульфат: SO ® SO .

Напишем уравнения соответствующих полуреакций и сделаем электронный баланс:

MnO + 8H⁺ + 5 = Mn⁺² + 4H₂O 2

SO + H₂O - 2 = SO + 2H⁺ 5

Умножим уравнения полуреакций на коэффициенты электронного баланса и сложим. После сокращения одинаковых ионов получим сокращенное ионное уравнение ОВР:

2MnO + 16 H⁺ + 5H₂O = 2Mn⁺² + 8H₂O + 5SO + 10 H⁺,

2MnO + 6 H⁺ + 5SO = 2Mn⁺² + 3H₂O + 5SO .

Напишем снизу дополнительное ионное уравнение:

2MnO + 6 H⁺ + 5SO = 2Mn⁺² + 3H₂O + 5SO .

2K⁺ + 3SO + 10Na⁺ = 2SO + 10Na⁺ + 2K⁺ + SO .

Далее получаем молекулярное уравнение ОВР:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 3H₂O + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄.