Метод ионно-электронного баланса

Главные этапы составления уравнений по этому методу следующие:

1) составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ;

2) определить степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, указать окислитель и восстановитель;

3) записать схемы полуреакций окисления и восстановления в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые вещества и газы в молекулярном виде;

4) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций. Принять во внимание, что в водных растворах могут участвовать молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН^-. При этом надо учесть, что в водных растворах связывание избыточного кислорода происходит по-разному в зависимости от кислотности среды. В кислых растворах избыток атомов кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах молекулами воды с образованием ионов гидроксида;

5) уравнять суммы зарядов в левой и правой части каждой полуреакции, прибавив или отняв необходимое число электронов;

6) подобрать коэффициенты к полуреакциям таким образом, чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, полученных окислителем;

7) суммировать полуреакции в полное ионно-электронное уравнение, при этом электроны должны сократиться;

8) записать реакцию в молекулярной форме с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления-восстановления.

Пример 4. Уравнять реакцию методом ионно-электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

а) KMnO₄ + H₂SO₄ + KI ® I₂ + MnSO₄ + H₂O + K₂SO₄

б) K₂CrO₄+ KOH + H₂O+ K[Sn(OH)₃]®K₃[Cr(OH)₆]+K₂[Sn(OH)₆]

Решение. а) Рассмотрим реакцию

KMnO₄ + H₂SO₄ + KI ® I₂ + MnSO₄ + H₂O + K₂SO₄

Рассчитаем степени окисления элементов, входящих в состав исходных и конечных веществ.

K⁺Mn⁺⁷O₄^-²+ H₂⁺S⁺⁶O₄^-²+ K⁺I^-® I₂⁰+ Mn⁺²S⁺⁶O₄^-²+ H₂⁺O^-²+ K₂⁺S⁺⁶O₄^-²

Укажем окислитель (KMnO₄) и восстановитель (KI).

Определим, какие ионы существуют в растворе, и запишем схемы полуреакций с учетом того, что в водных растворах могут участвовать молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН^-:

MnO₄^- + H⁺ ® Mn²⁺ + H₂O

I^- ® I₂⁰

Уравняем число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций:

MnO₄^- + 8H⁺ ® Mn²⁺ + 4H₂O

2I^- ® I₂⁰

Затем сбалансируем число зарядов в обеих частях каждой из полуреакций, прибавив или отняв необходимое количество электронов. В результате получим:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 e ® Mn²⁺ + 4H₂O

2I^- - 2 e ® I₂⁰

Принимая во внимание, что число электронов, отданных восстановителем должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, подберем соответствующие множители для полуреакций.

2 ´½ MnO₄^- + 8H⁺ + 5 e ® Mn²⁺ + 4H₂O процесс восстановления

5 ´½ 2I^- - 2 e ® I₂⁰ процесс окисления

Умножим уравнения полуреакций на соответствующие коэффициенты и произведем алгебраическое суммирование:

2MnO₄^- + 16H⁺ + 10 e ® 2Mn²⁺ + 8H₂O

10 I^--10 e ®5 I₂⁰

___________________________________________________________________________

2MnO₄^-+16H⁺+10 I^-=2Mn²⁺+8H₂O +5 I₂⁰

Это сокращенное ионное уравнение. Теперь можно перейти к молекулярному уравнению

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KI ® 5I₂ + 2MnSO₄ + 8H₂O + 6K₂SO₄

Рассмотрим реакцию

K₂CrO₄+ KOH + H₂O + K[Sn(OH)₃]®K₃[Cr(OH)₆] + K₂[Sn(OH)₆]

Рассчитаем степени окисления элементов, входящих в состав исходных и конечных веществ:

K₂⁺Cr⁺⁶O₄^-² + K⁺O^-²H⁺ + H₂⁺O^-² + K⁺[Sn⁺²(O^-²H⁺)₃] ®
® K₃⁺[Cr⁺³(O^-²H⁺)₆] + K₂⁺[Sn⁺⁴(O^-²H⁺)₆]

Определим окислитель (K₂CrO₄) и восстановитель (K[Sn(OH)₃]).

Запишем в ионном виде полуреакции окисления-восстановления с учетом реально существующих ионов и молекул. Примем также во внимание, что среда, в которой протекает реакция, является щелочной, поэтому для связывания избытка атомов кислорода используются молекулы воды:

CrO₄²^- + 4H₂O ® [Cr(OH)₆]³^-+ 2OH^-

[Sn(OH)₃]^- + 3OH^- ® [Sn(OH)₆]²^-

Сбалансируем число зарядов в левой и правой частях уравнения:

CrO₄²^- + 4H₂O + 3 e ® [Cr(OH)₆]³^-+ 2OH^-

[Sn(OH)₃]^- + 3OH^- - 2 e ® [Sn(OH)₆]²^-

Подберем множители (коэффициенты) для полуреакций таким образом, чтобы число электронов, принятых окислителем было равно числу электронов, отданных восстановителем:

2 ´½ CrO₄²^- + 4H₂O + 3 e ® [Cr(OH)₆]³^-+ 2OH^-

3 ´½ [Sn(OH)₃]^- + 3OH^- - 2 e ® [Sn(OH)₆]²^-

Умножим уравнения полуреакций на соответствующие коэффициенты и произведем алгебраическое суммирование:

2 CrO₄²^-+ 8H₂O + 3[Sn(OH)₃]^-+ 9OH^- = 2[Cr(OH)₆]³^-+ 4OH^-+ 3[Sn(OH)₆]²^-

Сократим группы OH^- в левой и правой части реакции, запишем сокращенное ионное уравнение:

2CrO₄²^-+ 8H₂O + 3[Sn(OH)₃]^-+ 5OH^- = 2[Cr(OH)₆]³^-+ 3[Sn(OH)₆]²^-

Переходим далее к окончательному уравнению в молекулярной форме:

2K₂CrO₄+ 5KOH + 8H₂O + 3K[Sn(OH)₃]®2K₃[Cr(OH)₆] + 3K₂[Sn(OH)₆]

Метод ионно-электронного баланса более нагляден по сравнению с методом электронного баланса. Достоинством этого метода является то, что он учитывает характер среды (кислая, щелочная, нейтральная) и реальное состояние частиц в растворе. Метод электронного баланса менее нагляден, но зато более универсален и позволяет составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, происходящих не только в водных растворах, но и, например, в неводных растворителях или в воздушной среде.