Метод электронного баланса. Использование полуреакций

Использование полуреакций.

Сравнение степеней окисления.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления серы перманганатом калия.

Прежде всего, устанавливаем формулы веществ, получающихся в ре­зультате реакции

Определяем изменениестепеней окисления элементов в процессе реакции, надписав их над формулами.

Находим, что сера выполняет функцию восстановителя, а марганец – окислителя.

Находим коэффициенты при восстановителе и окислителе.

Следует помнить, что общее число электронов, отданных восстано­вителем, должно равняться общему числу электронов, принятых окисли­телем. Количество отданных и принятых электронов определяется по изменению степени окисления элементов обязательно с учетом числа атомов, которые изменили свою степень окисления.

В разбираемой реакции степень окисления серы увеличивается на 6 единиц, а для марганца уменьшается на 3 единицы. Если принять, что увеличение степени окисления серы равно уменьшению степени окисле­ния марганца, то коэффициенты при восстановителе и окислителе и их окисленной и восстановленной форм будут равны единице и двум (после сокращения трех и шести).

Проверяем кислород и убеждаемся в том, что уравнение составлено правильно.

Само собой разумеется, что нет надобности переписывать реакцию несколько раз, и все выше указанные операции производятся последо­вательно с одним и тем же уравнением.

Термином "полуреакция" обозначают отдельное уравнение (элект­ронное или ионно-электронное), характеризующее либо процесс восста­новления, либо процесс окисления; т.е. лишь одну стадию единого окис­лительно-восстановительного процесса.

Остановимся подробно на способе уравнивания реакций с использова­нием полуреакций. Данный способ включает два метода: метод составле­ния электронных полуреакций (метод электронного баланса) и метод ионно-электронных полуреакций.

Подбор коэффициентов с использованием данного метода рассмотрим на примере взаимодействия сульфида водорода с дихроматом калия в кислой среде.

Для определения стехиометрических коэффициентов, прежде всего, определяем элементы, изменяющие степень окисления, находим восстано­витель и окислитель.

Затем составляем электронные полуреакции, отражающие процесс передачи электронов

Так как в молекуле два атома хрома понизили свою степень окисления, то в полуреакции расчет ведем на 2 атома хрома.

Учитывая, что количество отданных к принятых электронов должны быть равными, вводим дополнительные множители, устанавливающие электронный баланс. Эти множители подбираются по правилу нахождения наименьшего общего кратного. В приведенной примере они равны 3 (для серы) и 1 (для хрома), Данные множители являются коэффициентами для восстановителе и окислителя и их окисленных и восстановленных форм.

Далее подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислота (равен 4).

По числу ионов водорода (14 Н⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для вода. Уравнение имеет окончательный вид.

Проверка правильности расстановки коэффициентов осуществляется подсчетом общего количества атомов каждого элемента в левой и пра­вой частях равенства.

Разумеется, независимо от имеющегося опыта рассмотренные опера­ции целесообразно осуществлять без многократного переписывания урав­нения реакции.

Рассмотренный метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций применим к большинству процессов, протекающих с участием твердых фаз, газов или растворов. Однако в силу формального характера самого понятия степени окисления применяемые схемы в известной мере также являются формальными и не всегда отражают реально проте­кающие процессы.

Дата добавления: 2014-10-23