Методы уравнивания ОВР

Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений (иначе метод полуреакций). Оба метода основаны на реализации двух принципов:

1. Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым;

2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса является универсальным, то есть им можно пользоваться для уравнивания ОВР, протекающих в любых условиях. Метод полуреакций применим для составления уравнений только таких окислительно-восстановительных процессов, которые протекают в растворах. Однако он имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса. В частности, при его использовании нет необходимости определять степени окисления элементов, кроме того, учитывается роль среды и реальное состояние частиц в растворе.

Основные этапы составления уравнений реакций по методу электронного баланса состоят в следующем:

1. Записывают схему реакции, определяют С.О. элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

…

Очевидно, что С.О. изменяется у марганца (уменьшается) и у железа (увеличивается), таким образом, KMnO₄ – окислитель, а FeSO₄ – восстановитель.

2. Составляют полуреакции окисления и восстановления

(восстановление)

(окисление)

3. Балансируют количество принятых и отданных электронов путем переноса коэффициентов, стоящих перед электронами, в виде множителей, поменяв их местами

½´ 1½´ 2

½´ 5½´ 10

Если коэффициенты кратны друг другу, их следует уменьшить, поделив каждый на наибольшее общее кратное. Если коэффициенты нечетные, а формула хотя бы одного вещества содержит четное количество атомов, то коэффициенты следует удвоить.

Так, в рассматриваемом примере коэффициенты перед электронами нечетные (1 и 5), а формула Fe₂(SO₄)₃ содержит два атома железа, поэтому коэффициенты увеличиваем в два раза.

4. Записывают суммарную реакцию электронного баланса, при этом количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым и сократиться на данном этапе уравнивания

5. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции и вносят недостающие вещества. При этом коэффициенты перед веществами, которые содержат атомы элементов изменявших С.О., берутся из суммарной реакции электронного баланса, а атомы остальных элементов уравнивают обычным способом, соблюдая следующую последовательность:

- атомы металлов;

- атомы неметаллов (кроме кислорода и водорода);

- атомы водорода;

- атомы кислорода.

Для рассматриваемого примера

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

При уравнивании реакций методом ионно-электронных уравнений следует соблюдать следующую последовательность действий:

1. Записывают схему реакции, определяют С.О. элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

С.О. изменяется у хрома (уменьшается) и у железа (увеличивается), таким образом, K₂Сr₂O₇ – окислитель, а Fe – восстановитель.

2. Записывают ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и малорастворимые вещества, а также газы оставляют в молекулярном виде. Для рассматриваемого процесса

K⁺ + Cr₂O+ Fe + H⁺ + SO® Cr³⁺ + SO+ Fe²⁺ + H₂O

3. Составляют уравнения ионных полуреакций. Для этого сначала уравнивают количество частиц, содержащих атомы элементов, изменявших свои С.О.

Cr₂O® 2Cr³⁺

Fe ® Fe²⁺

Далее уравнивают кислород и водород, используя частицы, определяющие характер раствора. Возможны три случая:

1) реакция в среде сильных кислот (рН < 7). В этом случае в уравнениях полуреакций рационально применять только ионы Н⁺ или молекулы Н₂О. Если необходимо уменьшить количество атомов кислорода, то его связывают в молекулы воды, а если требуется добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды, при этом освобождается два иона водорода;

2) реакция в среде сильных оснований (рН > 7). Если необходимо отнять у соединения атом кислорода, то добавляют молекулу воды и освобождают два гидроксид иона, а если требуется добавить один атом кислорода, то вносят два иона ОН^– и получают одну молекулу воды.

3) реакция в нейтральной среде (рН = 7). В таких реакциях рекомендуется в левую часть полуреакции добавлять только воду. При этом если нужно отдать кислород, то добавляют молекулу воды и получают два гидроксид иона, а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды и получают два иона водорода.

Для рассматриваемого примера

Cr₂O+ 14Н⁺® 2Cr³⁺ + 7Н₂О

Fe ® Fe²⁺

Затем уравнивают заряды с помощью прибавления или отнятия определенного количества электронов

[Cr₂O+ 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē ® [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺

Fe⁰ – 2 ē ® Fe²⁺

4. Балансируют количество принятых и отданных электронов так, как это описано в методе электронного баланса

[Cr₂O+ 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē ® [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺ ½´2½´1

Fe⁰ – 2 ē ® Fe²⁺ ½´6½´3

5. Записывают суммарную реакцию ионно-электронного баланса

Cr₂O+ 14H⁺ + 6 ē + 3Fe – 6 ē ® 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3Fe²⁺

6. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции

K₂Cr₂O₇ + 3Fe + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3FeSO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

Дата добавления: 2013-12-13