ЦУ (ценные указания). Что такое схема электронного баланса? Расставление коэффициентов методом электронного баланса урок

Суть метода электронного баланса заключается в:

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание
• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.

Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .

А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Решение .
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.

Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов .

Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .

Шаг 3 . Запишем их отдельно в виде электронного баланса - какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют )

Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

• В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
• Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой - один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
• Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O

Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

Пример "б"

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6

Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6

Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Дано задание: «По данным схемам составьте схемы электронного баланса». Как его выполнить? Что для этого потребуется? Попробуем разобраться вместе.

Суть метода

Для начала остановимся на том, что представляет собой данный метод. Если схема электронного баланса составлена правильно, можно поставить в предложенной реакции все стереохимические коэффициенты.

Суть данной методики заключается в определении степеней окисления отдельных элементов, которые участвовали во реакции. Если в левой и правой частях уравнения у элемента сохраняется постоянная то схема электронного баланса составляется без него.

У элементов, которые поменяли свою степень окисления в процессе взаимодействия, полученные значения учитываются при вычислениях наименьшего общего кратного.

Как составить баланс

Для начала вам придется поставить у каждого элемента его степени окисления, пользуясь определенными правилами. Если во взаимодействие вступало простое вещество, то оно не принимает, а также не отдает другому элементу электроны, следовательно, его степень окисления равна нулю. Примерами соединений с нулевой степенью окисления являются молекулы галогенов, металлы.

В бинарном соединении у второго элемента степень окисления имеет отрицательное, а у первого - положительное значение. В сумме (с учетом числа атомов) должен получиться ноль. В оксиде кальция, например, у первого элемента степень окисления +2, а у второго (кислорода) -2. Суммарное их значение равно нулю, так как молекула нейтральна.

Если необходимо расставить степени окисления в более сложном веществе, то сначала определяют показатели у первого и последнего элементов. Затем, пользуясь математическими вычислениями, определяют степень окисления у центрального элемента. Сумма всех показателей должна быть равна нулю.

Алгоритм действий

Как же составляется схема электронного баланса? В левой ее части записывают вместе со степенями окисления элементы, которые участвовали в окислительно-восстановительном процессе.

Далее знаками «плюс» и «минус» указывается количество принятых и отданных электронов в ходе химического взаимодействия. Между определяется наименьшее общее кратное. Напомним, что под ним подразумевается положительное число, которое будет без остатка делиться на обе цифры, касающиеся электронов.

Схема электронного баланса считается полной в том случае, когда в ней определены и коэффициенты. Как их найти? необходимо разделить на принятые и отданные в процессе электроны. Полученные цифры и будут стереохимическими коэффициентами.

Важно также определить восстановитель и окислитель, а также протекающие при взаимодействии процессы (окисление и восстановление). Полученная схема электронного баланса окислительно-восстановительного процесса позволит вам расставить недостающие коэффициенты в реакции.

Задания на ОВР в итоговой аттестации

На основании данного метода выпускникам предлагается выполнение задания из уровня «С». Успешность зависит от уровня практических навыков ученика, степени владения теоретическими основами.

Например, в задании сказано: по данным схемам составьте схемы электронного баланса. Кроме того, часть реагирующих веществ, а также некоторые продукты взаимодействия могут быть упущены. Данный вопрос считается заданием повышенной сложности, поэтому предполагает определенную последовательность рассуждений.

Для начала у всех элементов в известных веществах определяют степени окисления, затем записывают вещества, которых не хватает в обеих частях реакции.

В тестах ЕГЭ по химии предполагается отдельная запись веществ, непосредственно участвующих в уравнении, с последующим указанием окислителя и восстановителя.

Заключение

Такой метод является далеко не единственным способом расстановки коэффициентов в уравнении. Можно воспользоваться и который позволяет уравнивать сразу все вещества, записанные в уравнении.

В основе метода электронного баланса лежит правило:

Общее число электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Составить схему реакции

Определить, атомы каких элементов изменяют степени окисления

KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Р +3 – 2е = Р +5 окисление;

Mn +7 + 5e = Mn +2 восстановление.

4. В электронных уравнениях подобрать такие коэффициенты, чтобы число электронов, которые отдает восстановитель (Р +3), было равно числу электронов, которые присоединяет окислитель (Mn +7):

восстановитель Р +3 – 2е = Р +5 5 окисление;

окислитель Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление.

5Р +3 + 2 Mn +7 = 5Р +5 + 2 Mn +2 .

Перенести эти коэффициенты в схему реакции. Затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ в уравнении реакции

2KMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Правильность составления уравнения определяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Встречаются реакции, в которых число частиц, изменяющих свою степень окисления, больше двух. Тогда определяют общее число электронов, отданных восстановителями, и общее число электронов, принятых окислителями, и далее находят коэффициенты обычным способом. Например:

2 -1 +7 +3 0 +2

FeCl 2 + KMnO 4 + HCl → FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O;

Fe +2 – 1e = Fe +3

5 │ 3процессы окисления;

2Cl - - 2e = Cl

3 │ Mn +7 + 5e = Mn +2 процесс восстановления;

Fe +2 , Cl -1 – восстановители; Mn +7 – окислитель;

5FeCl 2 + 3KMnO 4 + 24HCl = 5FeCl 3 + 5Cl 2 + 3MnCl 2 + 3KCl + 12H 2 O.

Электродные потенциалы. Гальванические элементы

1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал

При погружении металлической пластины в раствор соли данного металла (электрод или полуэлемент) может происходить один из двух процессов:

1. Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Me 0 + mH 2 О → Me n+ mН 2 О + п.

в растворе на электроде

Или без учета гидратации ионов:

Ме 0 → Ме n + + п.

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 1.

Рис. 1. Образование двойного электрического слоя на границе

Металл – раствор его соли Me m Ac n:

a – в результате перехода ионов металла в раствор;

б – в результате перехода ионов металла из раствора

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов под­ходит к поверхности металлической пластины и восста­навливается за счет имеющихся в ней свободных элект­ронов:

Me n + + п → Ме 0 .

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрица­тельно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 1 б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.

Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл-раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водо­родного электрода, потенциал которого принимают рав­ным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Водородный электрод представляет из себя сосуд с серной кислотой (рис. 2), в который опущена платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой платиной, через которую пропускается водород.

Рис. 2. Стандартный водородный электрод

Водород растворяется в платине и частично переходит в раствор в виде катионов водорода:

2Н + + 2Н 2 .

Принято считать потенциал водородного электрода равным нулю при условии, что давление в сосуде 10 5 Па, температура 298 К, а концентрация Н + в растворе серной кислоты – 1 г-ион/л. Такой электрод называется стандартным.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е 0).

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напря­жений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в таблице.

Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.

Значение электродного потенциала количественно ха­рактеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую актив­ность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заря­женные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способ­ность катионов металлов сверху вниз увеличивается.

Металлический литий Li – самый сильный восстано­витель, а золото Аu – самый слабый. Ион золота Au 3+ – самый сильный окислитель, ион лития Li + – самый слабый.

На основании ряда напряжений можно сделать неко­торые важные заключения о химической активности ме­таллов.

Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстано­вителями.

Металлы, имеющие стандартный электродный по­тенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного во­дородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

Металлы, имеющие очень низкие значения стан­дартного электродного потенциала, т. е. являющиеся силь­ными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + - кислая; ОН - - щелочная; Н 2 О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

1. Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН - .
2. Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то

• избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
• в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН -
  

1. Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН - .

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.

Пример :

1 . Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O

SO 3 2- → SO 4 2-

MnO 4 - → Mn 2+

2 . Среда кислая – Н +

3 .

MnO 4 - + 8 H + →Mn 2+ + 4 H 2 O

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē →Mn 2+ + 4 H 2 O│ х 2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х 5

5 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O

5SO 3 2- + 5H 2 O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O →2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 6 H + + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H 2 O + 5SO 4 2-

6 . 5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O

Памятка!

Данный метод основан на представлении о степени окисления атома в веществе. Степень окисления - это условный заряд атома, найденный исходя из предположения, что все связи в веществе чисто ионные. Степень окисления обозначается арабской цифрой со знаком (+) или (-).

1. Написать схему реакции. Схема реакции - это условное химическое выражение, в котором слева указаны исходные вещества, справа - известные продукты реакции. Между правой и левой частями схемы ставится знак “стрелка”. Схема может быть полной (известны все продукты) и неполной (известна только часть продуктов). Метод электронного баланса позволяет работать только с полными схемами. Единственным веществом, которое можно не указывать в схеме является вода.

Пример: Cu + HNO 3 ® Cu(NO 3) 2 + NO + . . . .

(многоточие означает, что в правой и левой части окончательного уравнения может появиться вода).

2. Над каждым атомом в схеме поставить степени окисления:

3. Найти атомы, изменившие свои степени окисления. Составить для них уравнения электронных переходов:

Cu 0 + H +1 N +5 O ® Cu +2 (N +5 O ) 2 + N +2 O -2 + . . . .

Cu 0 - 2 = Cu +2 ,

N +5 + 3 = N +2 .

4. Сделать электронный баланс (подобрать коэффициенты, на которые нужно умножить уравнения электронных переходов, чтобы число электронов, ушедших от восстановителей, было равно количеству электронов, принятых окислителем).

Cu 0 - 2 = Cu +2 3

N +5 + 3 = N +2 2

Из электронного баланса следует, что в левой части полученного уравнения на каждые 3 атома восстановителя (Cu +2) должно приходиться 2 атома окислителя (N +5). В правой части будущего уравнения на 3 атома Cu +2 должно приходиться 2 атома N +2 .

5. В схеме реакции поставить первые коэффициенты в соответствии с электронным балансом (там, где это возможно!).

3Cu + HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .

Обратите внимание: из четырех теоретически возможных коэффициентов указаны только три. Перед азотной кислотой коэффициент пока неизвестен, т.к. N +5 ведет себя сложным образом: с одной стороны принимает участие в ОВР (это учтено в электронном балансе), а с другой - переходит без изменений в нитрат меди (Сu(NO 3) 2) (это не учтено в электронном балансе, т.к. при этом степень окисления азота не меняется).

6. Уравнять по всем атомам, кроме водорода и кислорода. При этом произвольное изменение коэффициентов, полученных из электронного баланса недопустимо.

3Cu + 8 HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .

7. Уравнять по водороду. Это делается только одним способом: добавлением соответствующего числа молекул воды в ту часть схемы, где водорода не хватает. В данном примере слева 8 атомов водорода, а справа - нуль. Молекула Н 2 О содержит 2 атома водорода:

3Cu + 8HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

8. Полученное выражение должно быть уравнением ОВР, если до того не было допущено ошибки. Необходимо проверить данное уравнение по кислороду. Если справа и слева количество атомов кислорода одинаково, вместо “стрелки” ставим знак “равно” (это уравнение). Если по кислороду не сошлось, то следует повторить уравнивание, начиная с пункта 1.

Окончательное уравнение:

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.