Применение метода электронного баланса для расстановки коэффициентов в химических реакциях

Применение метода электронного баланса для расстановки коэффициентов в химических реакциях.

Кочулева Л.Р., педагог дополнительного образования, Институт развития образования Оренбургской области.

Решение заданий по расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях требует от обучащихся комплекса знаний и умений.

Чтобы успешно выполнить задание необходимо:

1. Уметь расставлять степени окисления элементов в молекулярных формулах веществ.

2. Уметь составлять электронный баланс, то есть определять количество и направление перехода электронов.

3. Уметь расставлять коэффициенты.

Однако, помимо этого, есть еще более сложные умения: прогнозировать продукты окислительно-восстановительных процессов, исходя из данных реагентов, или реагенты, исходя из продуктов, а также определять среду, в которой протекает реакция

Умение 1: расставлять степени окисления элементов в молекулярных формулах веществ.

Для того, чтобы определить степени окисления элементов, нужны знания определенных понятий и способы их применения.

Какие это понятия?

1. Электроотрицательность – величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. Притягивая к себе электроны, атомы приобретают частичный отрицательный заряд. Наиболее электроотрицательными являются неметаллы: фтор, кислород и азот. Металлы, как правило, смещают электроны от себя, приобретая положительный заряд. Сравнить электроотрицательность разных элементов можно с помощью ряда электроотрицательности, или по положению в периодической системе. В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо), в каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз).

2. Степень окисления. Понятие степени окисления весьма формально: это условный заряд, который приобрел бы атом, если бы все связи в молекуле стали ионными. Можно объяснить степень окисления несколько иначе: как число электронов, смещенных к атому ( – ) или от атома (+).При определении степени окисления в неорганических веществах чаще всего пользуются алгебраическимметодом и находят усредненноезначение степени окисления. Именно поэтому иногда степень окисления выражается нецелыми числами. Степень окисления каждого отдельного атома должна быть целым числом (потому что смещается целое количество электронов).

Значение степени окисления некоторых элементов.

• Степень окисления элементов в простых веществах равна 0.

• Фтор в соединениях имеет степень окисления – 1.

• Металлы 1-2 группы главной подгруппы в соединениях имеют степень окисления +№ группы.

• Водород в большинстве соединений проявляет степень окисления +1, и только в гидридах (соединениях с металлами) может быть – 1.

• Кислород чаще всего проявляет степень окисления – 2. Однако, в соединениях с фтором может быть +1 или +2, в соединениях с активными металлами и водородом может проявлять степень окисления – 1 (пероксиды), и дробные степени окисления (надпероксиды и озониды).

Как понять, что в соединении у кислорода (или другого элемента) нетипичная степень окисления? Для этого достаточно расставлять степени окисления именно в том порядке, в котором они приведены, то есть сначала у атомов фтора, потом у атомов металлов 1, 2 групп главных подгрупп, затем у водорода, далее у кислорода. Например,КО₃.Расставлять степени окисления нужно начинать с калия, так как у него возможна единственная степень окисления +1, тогда у кислорода – 1/3.

N₂H₄ –начинать расставлять степени окисления следует с водорода, так как он соединен с неметаллом, то проявляет степень окисления +1, значит, у азота степень окисления – 2.

HOF – сначала определим степень окисления фтора – 1, потом водорода +1, степень окисления кислорода оказывается 0.

Все остальные неметаллы могут проявлять переменные степени окисления от (№ группы – 8) – низшая степень окисления до + № группы – высшая степень окисления. Если атом неметалла является в молекуле наиболее электроотрицательным, то его степень окисления скорее всего будет низшей (№ группы – 8). Например, в соединении HOCl– определяем степень окисления водорода +1 и кислорода -2, а затем хлора +1.

• Металлы побочных подгрупп и главных подгрупп 4 – 6 групп могут иметь только положительные степени окисления в соединениях, причем у элементов побочных подгрупп номер группы не всегда соответствует высшей степени окисления (например, медь +2, золото +3, железо +6, никель +2, кобальт +3 и т.д.). Степень окисления атомов этих элементов можно определить только по формуле.

Алгебраический метод определения степени окисленияисходит из того, что молекула в целом электронейтральна, то есть сумма степеней окисления атомов всех элементов равна нулю.

Например,определим степени окисления элементов в молекуле серной кислоты H₂SO₄. Так как водород в этой молекуле не связан с металлом, то его степень окисления +1(на 2 атома водорода приходится +2), кислород не связан с фтором, перед нами явно не пероксид и не озонид, поэтому его степень окисления – 2 (на 4 атома кислорода приходится –8). Обозначим степень окисления серы за х. Тогда +2 +(–8)+х = 0; х = +6.

Этот метод подходит и для определения степени окисления элементов в ионах. Например, ортофосфат-анион PO₄^3–. У кислорода степень окисления – 2, на 4 атома кислорода приходится –8, пусть степень окисления фосфора х, тогда сумма степеней окисления равна заряду иона, то есть: х–8 = –3, откуда х = +5

Вот несколько другой подход:

Определим, какой элемент в молекуле наиболее электроотрицательный и отделим его. Это кислород, у него будет низшая степень окисления (№ группы – 8) = 6 – 8 = –2. Умножим индекс 4 на степень окисления –2, получится –8. Значит, на оставшуюся часть молекулы приходится +8. Из них +2 приходится на водород, значит, на серу остается +6.

H₂SO₄^–2

+8 –8

Если в формуле используются скобки, это может вызвать затруднения у учащихся. Здесь можно предложить несколько вариантов определения степени окисления.

Например,ортофосфат кальция. Первый вариант заключается в том, что нужно раскрыть скобки: Ca₃(PO₄)₂ или Ca₃P₂O₈, дальше можно действовать любым из указанных выше способов. Степени окисления кальция и кислорода очевидны, следует найти только степень окисления фосфора. Второй вариант заключается в том, что нужно определить степень окисления фосфора в соответствующей кислоте.

Третий вариант – найти степени окисления в ионе PO₄^{3 –}

В формулах, где степень окисления не является постоянной у 2 элементов, нужно ориентироваться с помощью зарядов ионов.

Например,Fe₂(SO₄)₃. Индекс у сульфат- иона показывает заряд железа. Дальше – любым из выше перечисленных способов.

FeSO₄ – заряд сульфат -иона 2-, значит, у железа +2. И т.д.

ЗАДАНИЕ 1. Любым из выше указанных способов определите степени окисления всех элементов в соединениях, объясняя последовательность действий: NO₂F,BaO₂,NH₄F,NaH₂PO₂,Ca(SCN)₂,K₄[Fe(CN)₆].

Умение 2: составлять электронный баланс, то есть определять количество и направление перехода электронов.

Учащиеся часто путают, отдает элемент электроны или принимает, окислитель он или восстановитель.

Для решения таких заданий необходимы следующие знания:

1. Окисление – процесс отдачи электронов. (Небольшой мнемонический приём: Окисление – Отдача, начинаются с одной буквы)

Восстановление – процесс принятия электронов (взять электроны).

1. Окисление происходит с восстановителем.Значит, восстановитель отдает электроны, окисляется, его степень окисления повышается.

Восстановление происходит с окислителем. Значит, окислитель принимает электроны, восстанавливается, его степень окисления понижается.

Сколько электронов принимает или отдает атом элемента, можно посчитать по координатной прямой.

Существует также логический метод.

Положительная степень окисления атома – это нехватка отрицательных частиц – электронов, отрицательная – избыток электронов.Например,S⁺⁴S^{– 2} . Рассуждаем так: до реакции атому серы не хватало 4 электронов, после реакции появилось 2 лишних. Это значит, что он приобрел 6 электронов (4 – для того, чтобы стать нейтральной частицей, и ещё 2 – чтобы приобрести отрицательную степень окисления).

После того, как учащиеся научатся определять количество и направление перехода электронов, и записывать это в виде электронного баланса, можно переходить к расстановке коэффициентов.

Умение 3: расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

ПРИМЕР 1.

Cu + HNO₃Cu(NO₃)₂+ NO + H₂O

1. Определяем степени окисления всех элементов;

2. Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;

3. Составляем электронный баланс

Cu⁰ – 2eCu⁺²3 восстановитель

Окисление

N⁺⁵ +3eN⁺² 2 окислитель

Восстановление

Число принятых и отданных электронов переносим крест-накрест и сокращаем. Это множители, которые позволяют осуществить закон сохранения: число принятых электронов должно быть равно числу отданных электронов.

Теперь эти множители нужно внести в схему реакции, они должны стать коэффициентами. Перед атомами меди в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 3. В этом действии можно не сомневаться, так как медь в левой и правой части встречается только по одному разу.

3Cu + HNO₃3Cu(NO₃)₂+ NO + H₂O

А вот с азотом возникает вопрос: к какому из атомов азота относится коэффициент 2? Ответ: к тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды,то есть +2. Ставим коэффициент 2передNO.

3Cu + HNO₃3Cu(NO₃)₂+2NO + H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: в правой части после выставления коэффициентов из баланса перед всеми атомами азота есть коэффициенты, пересчитаем азот в правой части – 8, ставим этот коэффициент перед азотной кислотой.

3 Cu + 8HNO₃3Cu(NO₃)₂+2NO + H₂O

Теперь в левой части поставлен коэффициент перед водородом, число его атомов 8. Ставим в правую часть перед водой 4.

3Cu + 8HNO₃3Cu(NO₃)₂+2NO + 4H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. Если равно – коэффициенты расставлены правильно, если нет – ищем ошибку.

ПРИМЕР 2.

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

1. Определяем степени окисления атомов всех элементов;

2. Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;

3. Составляем электронный баланс

S⁺⁴ –2e  S⁺⁶5 восстановитель

Окисление

Mn⁺⁷ +5eMn⁺² 2 окислитель

Восстановление

Перед атомами марганца в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент2. В этом действии можно не сомневаться, так как марганец в левой и правой части встречается только по одному разу.

2KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄2MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

С серой возникает вопрос: к какому из атомов серы относится коэффициент 5? К тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды,то есть +4. Ставим коэффициент 5передK₂SO₃.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄2MnSO₄ + K₂SO₄+H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: калий ( в левой части 10+2=12, передK₂SO₄поставим6)

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ H₂O

Теперь в правой части поставлены коэффициенты перед серой, число её атомов 8. В левой части уже есть коэффициент перед серой 5, не хватает еще 3.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ H₂O

Сравниваем число атомов водорода. Ставимпередводой3.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ 3H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. 35 и 35.

Случаи, когда индекс при химическом элементе вносится в электронный баланс.

1. Если формула простого вещества записывается с индексом:

NH₃ +O₂NO + H₂O

N^-3 – 5eN⁺² 4 восстановитель

Окисление

O₂⁰ +4e2O^-2 5 окислитель

Восстановление

5ставим перед простым веществом – кислородом,4 – перед азотом в левой и правой части уравнения, уравниваем водород, проверяем кислород.

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O

1. Если в молекуле атомы одного элемента соединены между собой (то есть присутствует ковалентная неполярная связь): пероксиды, дисульфиды, тиосульфат, веселящий газ, органические вещества:

Cr(OH)₃ + H₂O₂ + KOH  K₂CrO₄ + H₂O

Cr⁺³ – 3eCr⁺⁶ 2 восстановитель

Окисление

2O^-1 +2e2O^-2 3 окислитель

Восстановление

3ставим перед пероксидом водорода, 2 – перед хромом в левой и правой части уравнения, уравниваем калий, потом - водород, проверяем кислород.

2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4KOH = 2K₂CrO₄ + 8H₂O

1. Если у элемента усредненная степень окисления получается нецелым числом

(железная окалина, надпероксиды, органические вещества):

Fe₃O₄ + H₂SO₄ (конц)Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

3Fe^+8/3 – 1e- 3Fe⁺³ 2 восстановитель

(3∙ 8/3 = 8)(3∙3 = 9)

Окисление

S⁺⁶ +2eS⁺⁴ 1 окислитель

Восстановление

2 ставим перед железной окалиной, тогда перед сульфатом железа – 3, перед сернистым газом коэффициента не будет, тогда справа 10 атомов серы, 10 ставим перед серной кислотой, уравниваем водород (перед водой – 10), сравниваем кислород

2Fe₃O₄ + 10H₂SO₄ (конц)=3Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 10 H₂O

По современным представлениям железная окалина представляет собой сольFe(FeO₂)₂, в которой степень окисления железа в катионе +2, а в анионе +3. В реакции степень окисления железа меняется от +2 до +3, тогда баланс составляется так:

Fe⁺² – 1eFe⁺³ 2 восстановитель

Окисление

S⁺⁶ +2eS⁺⁴ 1 окислитель

Восстановление

1. Если у одного элемента в левой и правой части уравнения есть одинаковый индекс, то его вводим в электронный баланс:

K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

S⁺⁴–2eS⁺⁶ 6 3 восстановитель

Окисление

2Cr⁺⁶ +6e2Cr⁺³ 2 1 окислитель

Восстановление

Перед сульфитом ставим 3,перед хромом в левой и правой части коэффициент не нужен, уравниваем калий (в правой части перед сульфатом калия ставим 4), затем – серу (в левой части перед серной кислотой – 4), водород – перед водой 4, проверяем кислород.

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

1. Если без удвоения не уравнивается, хотя индекс у элемента есть только в одной из частей уравнения.

NO₂ + P₂O₃ + KOH → NO + K₂HPO₄+H₂O

P⁺³–2eP⁺⁵ 1 восстановитель

Окисление

N⁺⁴ +2eN⁺² 1 окислитель

Восстановление

Перед азотом и фосфором коэффициенты не нужны, но чтобы уравнять фосфор перед гидрофосфатом калия поставим 2, тогда перед гидроксидом калия – 4, водорода в левой и правой части уравнения становится по 4, а кислород при этом не уравнивается (в левой части 9, в правой – 10):

NO₂ + P₂O₃ + 4KOH → NO + 2K₂HPO₄+H₂O

Удвоим фосфор в электронном балансе:

2P⁺³–4e 2P⁺⁵ 2 1 восстановитель

Окисление

N⁺⁴ +2eN⁺² 4 2 окислитель

Восстановление

Тогда перед азотом в левой и правой части уравнения ставим 2, чтобы уравнять фосфор перед гидрофосфатом калия поставим 2, тогда перед гидроксидом калия – 4, водорода в левой и правой части уравнения становится по 4, а кислород при этом уравнивается (в левой и правой части по 11):

2NO₂ + P₂O₃ + 4KOH=2NO + 2K₂HPO₄+H₂O

Расстановка коэффициентов методом электронного баланса, если в уравнении более 2 элементов меняют степени окисления.

Рассмотримпример:

As₂S₃ + HNO₃ H₃AsO₄ + SO₂ + NO₂ + H₂O

В этом уравнении 2 восстановителя (мышьяк и сера) в составе одного вещества, поэтому в электронном балансе обязательно учитываются индексы из формулы исходного вещества, отданные восстановителями электроны суммируются:

2 As⁺³ –4e2As⁺⁵

3S^–2 –18e 3S⁺⁴ 22e 1 восстановители

Окисление

N⁺⁵ +1eN⁺⁴ 22 окислитель

Восстановление

Перед азотом в левой и правой части уравнения ставим 22, перед мышьяковой кислотой – 2, перед сернистым газом – 3, уравниваем водород и проверяем правильность расстановки коэффициентов по кислороду.

As₂S₃ + 22HNO₃ = 2H₃AsO₄ + 3SO₂ + 22NO₂ + 8H₂O

Можно использовать и такую запись поведения восстановителя:

As₂S₃ – 22e 2As⁺⁵ + 3S⁺⁴

Слева записано электронейтральное вещество, справа считаем сумму зарядов.

В рассмотренном примере степени окисления серы и мышьяка очевидны. Однако, встречаются вещества нестехиометрического состава, в которых определить степень окисления элементов затруднительно. Например, цементит Fe₃C.

Fe₃C + HNO₃Fe(NO₃)₃ + CO₂ + NO₂ + H₂O

Чтобы не выяснять, какие в этом веществе степени окисления у элементов, воспользуемся выше приведенным приёмом:

Fe₃C–13e^- 3Fe⁺³ +C⁺⁴ 1

окисление

N⁺⁵ +1eN⁺⁴ 13

восстановление

Коэффициент 13 ставим перед оксидом азота, перед нитратом железа – 3, перед цементитом и углекислым газом коэффициенты не нужны. Пересчитываем азот в правой части (22), ставим 22 перед формулой азотной кислоты, уравниваем водород, проводим проверку по кислороду:

Fe₃C + 22HNO₃3Fe(NO₃)₃ + CO₂ + 13NO₂ + 11H₂O

Вслучаях, когда 2 восстановителя находятся в составе одного вещества, элементам можно присваивать даже нереальные степени окисления, при этом будут получаться те же коэффициенты. Например, предположим, что углерод в цементите имеет степень окисления – 4, тогда степень окисления железа +4/3. Составим баланс с этими значениями:

3Fe^+4/3 –5e3Fe⁺³

C^–4 –8eC⁺⁴ 13e

Можно присвоить элементам такие степени окисления, чтобы степень окисления изменялась только у одного элемента. Пусть степень окисления железа +3 в исходном веществе и продукте, тогда степень окисления углерода в цементите – 9 (такого не бывает, но в данном случае мы весьма формально используем понятие степень окисления).

C^–9 –13eC⁺⁴

Опять восстановитель отдал 13 электронов.

ЗАДАНИЕ 2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах реакций:

1) Na + HNO₃ NaNO₃ + N₂O + H₂O

2) K₂FeO₄ + H₂SO₄Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O + O₂

3) H₂O₂ + KMnO₄ + HNO₃Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O + O₂

4) Ti₂(SO₄)₃ + KClO₃ + H₂O TiOSO₄ + KCl + H₂SO₄

5) Mn₃O₄ + KClO₃ + K₂CO₃ K₂MnO₄ + KCl + CO₂

6) Na₂S₄O₆ + KMnO₄ + HNO₃Na₂SO₄ + H₂SO₄ + Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O

7) Cu₂S + O₂ + CaCO₃CuO + CaSO₃ + CO₂

8) FeCl₂ + KMnO₄ + HCl FeCl₃ + Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

9) CuFeS₂ + HNO₃Cu(NO₃)₂ + Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO + H₂O

10)KSCN + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + CO₂+ NO₂ + SO₂ + H₂O

11)Zn + Na₂SO₃ + HCl = ZnCl₂+ H₂S + NaCl + H₂O

12) SnCl₂ + HCl + K₂Cr₂O₇ = H₂[SnCl₆] + CrCl₃ + KCl + H₂O

13)Br₂ + MnSO₄+ NaOH MnO₂ + NaBr + Na₂SO₄ +H₂O

14)PbO₂ + Mn(NO₃)₂ + HNO₃ = HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ +H₂O

15)K₂Cr₂O₇ + Al + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃+ Al₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

16)FeCl₂ + KClO₄ + HCl → FeCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

17)Na₂O₂ + KI + H₂SO₄ = I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

18)HClO₃ + H₂SO₄ + FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + HCl + H₂O

19)Si + HNO₃ + HF → SiF₄ + NO + H₂O

21)H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + MnSO₄ + K₂ SO₄ +H₂O

22)KMn O₄ + SnSO₄ + Н₂SO₄→ MnSO₄ + Sn(SO₄)₂ + К₂SO₄ + H₂O

23)(NH4)2SO4 + Ca(NO3)2 = N2 + O2 + H2O + CaSO4

24)CS₂ + KMnO₄ + KOH = S + MnO₂ +K₂CO₃ + H₂O

25)FeSO₄ + CrO₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

26)CrCl₃ + H₂O₂ + KOH → K₂CrO₄ + KCl + H₂O

27)NaOCl + 2 KI + H₂SO₄ = NaCl + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

28)P + CuSO₄ + H₂O = H₃PO₄ + Cu + H₂SO₄

29)Cu₂O + H₂SO₄ + KMnO₄ = CuSO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

30)KI +H₂SO_4(конц) = I₂ + H₂S + K₂SO₄ + H₂O

Список литературы.

1. О.С.Габриелян и другие. Готовимся к единому государственному экзамену. Химия. М.: Дрофа, 2003.

2.Дзудцова Д.Д., Бестаева Л.Б. Окислительно-восстановительные реакции. Химия. М.: Дрофа, 2003

Адрес публикации: https://www.prodlenka.org/metodicheskie-razrabotki/606703-primenenie-metoda-jelektronnogo-balansa-dlja-