Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

 

Существует два способа определения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Метод электронного баланса позволяет определить коэффициент лишь перед молекулами окислителя и восстановителя, а для остальных участников они находятся подбором, с учетом уже найденного числа ионов окислителя и восстановителя. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Сумма зарядов исходных веществ также должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Более универсальный ионно-электронный метод использует представления об электролитической диссоциации. Участники процесса записываются в ионном виде. Метод применим, если реакции протекают в водном растворе. Вещества диссоциируют на ионы, реальность существования которых может быть обнаружена в растворе. В этом случае учитывают процесс диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН- и используют в качестве компонентов реакции молекулы Н2О и ионы Н+ и ОН-. Слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом необходимо соблюдать следующие правила:

1) Составить схему реакции, указав в левой части уравнения формулы веществ взятых для реакции, а в правой – полученных. Например:

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

2) Составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений: сильные электролиты записать в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются:

Mn2+ + PbO2 + → HMnO4 + Pb2+ … (кислая среда)

3) Составить частные электронно-ионные уравнения /полуреакции/ отдельно для процесса окисления и отдельно для процесса восстановления, руководствуясь следующим:

а) если прлдукты реакции содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов ОН-,

б) если продукты реакции содержат меньше кислорода, чем исходные вещества, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием очень слабо диссоциирующих молекул воды, а в нейтральной среде и щелочной среде – за счет добавления воды с образованием гидроксид-ионов.

4) В каждой полуреакции подвести баланс вещества /уравнять число атомов или ионов/, а также уравнять алгебраическую сумму зарядов правой и левой части частных электронно-ионных уравнений:

 

Окисление: Восстановление

а/ Mn2+ → MnO4- а/ PbO2 → Pb2+

б/ Mn2+ + 4 H2O→ MnO4- + 8 H+ б/ PbO2 + 4 Н+ → Pb2+ + 2 H2O

в/ Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ в/ PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O

5) Подвести баланс зарядов и вывести коэффициенты:

Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ /окисление/ │2

 

PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O /восстановление/ │5

6) Для достижения электронного баланса умножить первое полууравнение на 2, а второе полууравнение на 5 , а затем суммировать полуреакции:

2 Mn2+ + 8 H2O + 5 PbO2 + 20 H+ → 2 MnO4- +16 H+ + 5 Pb2+ + 10 H2O

7) Произвести возможные упрощения /приведение подобных членов/ в предыдущем уравнении и получить ионное уравнение в сокращенном виде:

2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 Н+ → 2 MnO4- + 5 Pb2++ 2 H2O

8) руководствуясь схемой реакции, приписать недостающие ионы и написать уравнение уже в молекулярном виде:

2 Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Рb(NO3)2 + 2 H2O

9) Подвести окончательный баланс с учетом прибавившихся ионов, при этом могут уточниться некоторые коэффициенты /например, 6HNO3/.

 








Дата добавления: 2015-09-18; просмотров: 1035;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.005 сек.