Метод электронно-ионного баланса

Уравнения реакций, протекающих в водных растворах не всегда удобно составлять методом электронного баланса, так как почти всегда требуется выставлять коэффициенты подбором. Кроме того, этот метод не позволяет определить продукты реакций. В таких случаях удобнее пользоваться методом электронно-ионного баланса.

Принципиальное отличие метода электронно-ионного баланса состоит в том, что в уравнения выносятся не атомы химических элементов, изменивших степень окисления в ходе химической реакции, а ионы (в случае, если это вещество растворимо) или полные молекулярные формулы веществ (в том случае, если это вещество нерастворимо в воде (соли, оксиды, газы)), в состав которых входят элементы изменившие степень окисления. То есть, в уравнение электронно-ионного баланса ставят простые ионы – это ионы, состоящие из атомов одного вида, например, Cu²⁺, Zn²⁺, H ⁺ и/или сложные ионы – это ионы, состоящие из атомов разных видов, например, SO₄^2-, NO₃ ⁻.

В реакциях окисления восстановления, протекающих в водных растворах, принимают участие вода и её ионы. Поэтому недостаток атомов химических элементов выполняют молекулами воды и ионами Н⁺ и ОН⁻ (см. ниже).

Последовательность действий при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса:

1. Определить, степени окисления каких элементов изменяются при реакции.

2. Составить уравнения процессов окисления и восстановления, занося в них ионы или вещества, в состав которых входят элементы изменившие в ходе реакции степень окисления. При этом сначала необходимо уравнять количество атомов всех элементов, используя для этого воду и её ионы – Н⁺ и ОН^-, затем определить, сколько электронов принимают или отдают атомы при окислении и восстановлении.

3. Уравнять число электронов, принятых окислителем, и число электронов, отданных восстановителем.

4. Сложив вместе оба уравнения, получить общее уравнение реакции в ионном виде.

5. Добавив недостающие ионы, записать уравнение в молекулярном виде.

 

Пример 3. Составьте методом электронно-ионного баланса уравнение реакции взаимодействия меди с разбавленной азотной кислотой. Расставьте коэффициенты.

Уравнение реакции имеет вид: Cu + HNO₃(р) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Определим степени окисления элементов:

Cu⁰ + H⁺ N ⁺⁵ O₃^-2(к) → Cu⁺² (N⁺⁵O₃^-2)₂ + N⁺² O^-2 + H₂⁺O^-2

Таким образом, медь, в составе простого вещества и азот, в составе сложного иона NO₃^- изменили степень окисления, вынесем их в столбик после реакции и рассмотрим переход электронов:

Cu⁰ – 2 е^- → Cu⁺² (1)

(N⁺⁵ O₃)^– + 3 е^- → N⁺²O (2)

Уравняем число атомов химических элементов в уравнении (2), используя при этом, как предлагалось выше, молекулы воды и ион Н¹⁺. Тогда уравнения (1) и (2) будут иметь вид:

Cu⁰ – 2 е^- → Cu⁺²

(N⁺⁵ O₃)^– + 3 е^- + 4Н⁺ → N⁺²O + 2Н₂О

Уравняем число электронов, отданных медью, с числом электронов, принятых азотом. Для этого найдем наименьшее общее кратное между принятыми и отданными электронами (это 6) и получим коэффициенты для веществ-участников реакции, определим окислитель и восстановитель:

Cu⁰ – 2 е^- → Cu⁺² │ 3 │ (о. о. восстановитель)

(N⁺⁵ O₃)^– + 3 е^- + 4Н ⁺→N⁺²O+2Н₂О│ 2 │ (в. в. окислитель)

Суммируем два этих уравнения с учётом коэффициентов и без электронов и добавим недостающие для составления формул и соответствия коэффициентов ионы, при этом число ионов, внесённых в левую часть уравнения, должно быть равно числу ионов, внесённых в правую часть уравнения:

3Cu⁰ + 2NO₃^- + 8Н⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO + 4Н₂О

+ 6 NO₃ ⁻ + 6 NO₃ ⁻

Составим из ионов молекулярные формулы в соответствии с полученными коэффициентами:

3Cu⁰ + 8НNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

Вос-ль Ок-ль

 

Пример 4. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции, используя при этом метод электронно-ионного баланса. Расставьте коэффициенты.

Уравнение реакции имеет вид:

MnO₂ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + ……

Определим степени окисления элементов:

Mn⁺⁴ O₂^-2 + Pb⁺⁴ O₂^-2 + H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 → H⁺¹ Mn⁺⁷ O₄^-2 + Pb⁺² (N⁺⁵O₃^-2)₂ + ……

Таким образом, марганец, в составе сложного нерастворимого вещества MnO₂ и свинец, в составе сложного нерастворимого вещества PbO_2, изменили степень окисления, и перешли, соответственно, в состав сложного (MnO₄^-) и простого (Pb²⁺) ионов. Вынесем их в столбик после реакции и рассмотрим переход электронов:

Mn⁺⁴O₂ – 3 е^- → (Mn⁺⁷O₄)^- (1)

Pb⁺⁴O₂ + 2 е^- → Pb²⁺ (2)

Уравняем число атомов химических элементов в уравнениях (1) и (2), используя при этом, как предлагалось выше, молекулы воды и ион Н⁺. Тогда уравнения (1) и (2) будут иметь вид:

Mn⁺⁴O₂ – 3 е^- + 2Н₂О→ (Mn⁺⁷O₄) ⁻ +4Н⁺ (1)

Pb⁺⁴O₂ + 2 е^- + 4Н⁺ → Pb²⁺ + 2Н₂О (2)

Уравняем число электронов, отданных марганцем, с числом электронов, принятых свинцом. Для этого найдем наименьшее общее кратное между принятыми и отданными электронами (это 6) и получим коэффициенты для веществ-участников реакции, определим окислитель и восстановитель:

Mn⁺⁴O₂ – 3 е^- + 2Н₂О→ (Mn⁺⁷O₄) ⁻+ 4Н⁺ │ 2 │ (о. о. восстановитель)

Pb⁺⁴O₂ + 2 е^- + 4Н⁺ → Pb⁺² + 2Н₂О │ 3 │ (в. в. окислитель)

Суммируем два этих уравнения с учетом коэффициентов и без электронов: 2 MnO₂ + 4 Н₂О + 3 PbO₂ + 12 Н⁺→ 2 (MnO₄) ⁻ + 8 Н⁺ + 3 Pb²⁺ + 6 Н₂О

Для составления формулы HMnO₄, в правой части уравнения необходимо оставить 2 иона Н⁺, а другие шесть сократить с шестью из 12 имеющихся в левой части уравнения. Сократить необходимо также 4 молекулы воды в левой части уравнения, оставив, таким образом, в правой только 2 молекулы.

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6 Н⁺→ 2(MnO₄) ⁻ + 3Pb²⁺ + 2 Н⁺ + 2 Н₂О

Добавим в правую и левую часть уравнения недостающие для составления формул и соответствия коэффициентов ионы:

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6 Н⁺ → 2(MnO₄)^- + 3Pb²⁺ + 2 Н⁺ + 2 Н₂О

+ 6NO₃ ⁻ + 6NO₃ ⁻

Составим из ионов молекулярные формулы в соответствии с полученными коэффициентами:

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2Н₂О

Вос - ль Ок – ль