Абитуриенту

Взаимопомощь.

"Учи других - и сам поймешь."
(Народная мудрость)

Письмо московского школьника поможет ясно представить себе проблему составления и подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Вот это письмо.

Составление уравнений с помощью электронно-ионного баланса.

Что же такое "электронно-ионный баланс"? Обязательно ли пользоваться этим методом уравнивания числа атомов слева и справа от знака равенства, или можно обойтись более простым и для многих более привычным электронным балансом? Ответ ясен: электронно-ионный баланс составляют для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водной среде. А зачем используется именно этот метод? Для чего он нужен и чем хорош?

Очевидно следующее. В сложных случаях электронно-ионный баланс помогает определить, что с чем реагирует и какие продукты при этом получаются. И позволяет определить коэффициенты уравнения реакции. Особенно эффективен метод электронно-ионных полуреакций в тех случаях, когда трудно или вообще невозможно определить степени окисления атомов в веществах - реагентах и/или продуктах реакции.

Алгоритм составления электронно-ионного баланса. Наиболее часто встречаются следующие окислители: перманганат калия KMnO₄, дихромат калия K₂Cr₂O₇, азотная и серная кислоты. Попробуем разобраться, как составлять уравнения с помощью электронно-ионного баланса. Допустим, нам надо написать уравнение реакции взаимодействия сульфата железа(ІІ) и перманганата калия в кислой среде.

Первое. Записываем левую часть уравнения предполагаемой реакции:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄

Второе: рассматриваем (и записываем) формулы частиц, присутствующих в растворе. В растворе присутствуют ионы: Fe²⁺, SO₄^2--, K⁺, MnO₄^--, и ионов -- носителей кислотности - H⁺ (так считают сторонники теории Аррениуса), либо H₃O⁺ (об этом помнят те, кто уже знаком с теорией Бренстеда). Не следует забывать, что в растворе присутствуют и молекулы воды.

Третье. Следует определить, какой из ионов здесь будет выступать в роли окислителя, а какой - в роли восстановителя. Выяснить это можно по степеням окисления. В перманганат-ионе MnO₄^-- степень окисления марганца равна +7; следовательно, отдавать электроны он уже не может (т.к. в этом состоянии валентных электронов у него просто нет). Марганец будет выступать в роли окислителя. Учтем, что +2 - не самая устойчивая степень окисления железа. Атом железа - точнее, ион железа(2+) - будет окисляться до катиона железа(3+).

Четвертое. После того, как мы определили функции реагентов, надо выяснить, какие продукты будут получаться. Известно, что ион MnO₄^-- в кислой среде переходит в Mn²⁺, (в щелочной среде - в MnO₄^2--, в нейтральной - в MnO₂), а Fe²⁺ переходит в Fe³⁺.

Пятое. Далее следует составить уравнения полуреакций: Fe²⁺ -- 1e^-- = Fe³⁺

MnO₄^-- + 8H⁺ + 5e^-- = Mn²⁺ + 4H₂O

или MnO₄^-- + 8H₃O⁺ = Mn²⁺ + 12H₂O

Последние две полуреакции одна другую заменяют и рассчитаны лишь на сторонников теорий Аррениуса и Бренстеда соответственно, так что на самом деле писать следует только одну полуреакцию.

Cледующий, шестой этап заключается в достижении равенства числа отданных и принятых в реакции электронов. Для этого надо умножить первую полуреакцию на 5, а вторую - на 1.

Седьмое. Теперь по уравнениям полуреакций несложно составить ионное уравнение всего процесса. Складывая два уравнения полуреакций (после умножения их на нужные для баланса электронов множители), получаем:

5Fe²⁺ + MnO₄^-- + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

(согласно теории Аррениуса).

5Fe²⁺ + MnO₄^-- + 8H₃O⁺ = 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 12H₂O

(в соответствии с теорией Бренстеда).

Восьмой - и последний - этап: по ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:

5Fe²⁺ появились из 5FeSO₄;

MnO₄^-- - из KMnO₄;

8H⁺ - из 4H₂SO₄

(8H₃O⁺ - из 4H₂SO₄ и 8H₂O).

Но поскольку из пяти Fe³⁺ получится 2,5Fe₂(SO₄)₃, то все коэффициенты уравнения умножаем на два и получаем:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ =

= 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Молекулярные уравнения и по теориям Бренстеда и Аррениуса совпадут, т.к. если по Бренстеду вставить еще по 8 молекул воды, то они в конечном уравнении сократятся.

Типичные ошибки при составлении электронно-ионного уравнения. Составлять электронно-ионное уравнение следует крайне осторожно. При составлении уравнения можно допустить ошибки в самых элементарных вещах. Поскольку человек - существо неординарное и предвидеть все ошибки, которые он может допустить невозможно, я приведу лишь те, с которыми я непосредственно сталкивался.

Составить уравнение можно даже для такой реакции, которая проходить просто не может. Следовательно, равенство в уравнении не означает, что именно так и будет протекать реакция. Не следует забывать, что в щелочной среде не может получиться кислота, а в кислотной среде не может получиться щелочь.

Если у вас дано несколько окислителей или восстановителей, то нужно проверить, какой из них в первую очередь будет восстанавливаться или окисляться. Это можно сделать, сравнивая активности окислителей или восстановителей.

Ученик 10 класса В.П.; май 2000 года.

Задавайте вопросы АЛХИМИКУ!

Виртуальный репетитор||

АБИТУРА: содержание