Видео метод электронного баланса

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Этот видеоурок доступен по абонементу

У вас уже есть абонемент? Войти

Данный урок раскрывает возможность использования метода электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Рассмотрены примеры расстановки коэффициентов в уравнениях некоторых окислительно-восстановительных реакций с участием сложных веществ.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Сущность электронного баланса

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует учесть, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Должен соблюдаться электронный баланс.

2. Пример использования метода электронного баланса

В качестве примера рассмотрим реакцию соляной кислоты с перманганатом калия.

Запишем схему данной реакции, зная, что продуктами реакции являются хлорид калия, хлорид марганца, хлор и вода:

Расставить коэффициенты в схеме такой реакции методом подбора достаточно сложно. В таком случае используют метод электронного баланса.

Дальше необходимо расставить значения степеней окисления химических элементов и определить, у каких элементов степень окисления изменилась:

+1 -1 +1+7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

Записываем схемы процессов окисления и восстановления:

(Как правило, простое вещество в полуреакциях окисления или восстановления записывают в молекулярном виде – в данном случае Cl₂. Тогда в левой части полуреакции должно быть два атома хлора. Один атом хлора теряет один электрон, а два атома – два электрона.)

Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, домножим первую полуреакцию на 2, а вторую – на 5.

Mn +5e = Mn 2 окислитель, восстанавливается

2Cl – 2e = Cl₂ 5 восстановитель, окисляется

Полученные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения:

Теперь находим коэффициенты для формул всех остальных веществ:

Получили уравнение реакции.

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.68-71)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительно-восстановительные реакции» / авт.-сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учитель, 2007. (с.12-20)

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.55)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) (Источник).

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

Домашнее задание

1. №10.46 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. №№7.17, 7.26 из сборника задач и упражнений по химии (8-11 классы), автор — А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009.

Если вы нашли ошибку или неработающую ссылку, пожалуйста, сообщите нам – сделайте свой вклад в развитие проекта.

Метод электронного баланса

Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ — кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.

Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.

В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем — вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.

Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, — кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.

В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.

Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.

• Al+C → Al₄C₃
• В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
  Al 0 +C 0 → Al₄ +3 C₃ -4
• Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
  Al 0 → Al +3
  1Al 0 -3e — → 1Al +3
• Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
  C 0 → C +4
  1C 0 +4e — → 1C -4
• Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом — в схему реакции алюминия:
• В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
• углерод принимает 3·4=12 электронов
• Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
• Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
  4·1Al 0 =4Al 0
• Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
  3·1C 0 =3C 0
• Окончательный вид уравнения:
  4Al 0 +3C 0 = Al₄ +3 C₃ -4

2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.

• Схема реакции:
  HNO₃+I₂ → HIO₃+NO+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  HN +5 O₃+I₂ 0 → HI +5 O₃+N +2 O+H₂O
• Азот меняет степень окисления с +5 на +2 — принимает 3 электрона, и является окислителем:
  N +5 → N +2
  N +5 +3e — → N +2
• Йод меняет степень окисления с 0 на +5 — отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
  I₂ 0 → 2I +5
  I₂ 0 -10e — → 2I +5
• Уравниваем заряды:
• Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
• В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I₂, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
• Расставляем найденные коэффициенты:
  10HNO₃+3I₂ = 6HIO₃+10NO+2H₂O

3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).

• HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• HCl -1 +Mn +4 O₂ → Cl₂ 0 +Mn +2 Cl₂+H₂O
• Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца — окислителем.
• Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
  Cl -1 → Cl₂ 0
  2Cl — -2e — → Cl₂ 0
• Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
  Mn +4 → Mn +2
  Mn +4 +2e — → Mn +2
• Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
• Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
  2HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
• В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой — 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 — теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
  4HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+2H₂O
• Ионное уравнение реакции:
  4H + +4Cl — +MnO₂ = Cl₂+Mn 2+ +2Cl — +2H₂O

4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.

• Схема реакции:
  H₂S+KMnO₄+H₂SO₄ → S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄ → S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+H₂O
• Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород — восстановитель):
  S -2 → S 0
  S -2 -2e — → S 0
• Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат — окислитель):
  Mn +7 → Mn +2
  Mn +7 +5e — → Mn +2
• Электронные уравнения:
• 5H₂S+2KMnO₄+H₂SO₄ = S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• 5H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 5S+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O
• Ионное уравнение:
  5H₂S+2MnO₄ — +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H₂O

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе