Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных

реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

1) записывают формулы реагентов данной реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

2) устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ − окислитель, H₂S – восстановитель, H₂SO₄ − кислая среда).

3) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

 

4) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно в условии задачи (так, здесь дихромат-ион переходит в катионы хрома (III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O		восстановление, окислитель
H2S − 2e− = S(т) + 2H+		окисление, восстановитель

 

 

5) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись:

Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S_(т)

6) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

7) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

8) окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇²⁻ и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺/Н₂О (для кислой среды) и ОН⁻/Н₂О (для щелочной среды).

9) Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислой среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислой среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда [O²⁻] + 2H⁺ = H₂O
щелочная среда [O²⁻] + H₂О = 2 ОН⁻

10) Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислой среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда H₂O = [O²⁻] + 2H⁺
щелочная среда 2 ОН⁻= [O²⁻] + H₂О

Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н⁺ и ОН⁻.

 

Для кислой среды:	избыток nО + 2nH+ → nH2O недостаток nО + nH2O → 2nH+
Для щелочной среды:	избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + 2nОH- → nH2O
Для нейтральной среды:	избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + nH2O → 2nH+

 

Скорость химической реакции
Для гомогенных реакций:

Для гетерогенных реакций:

где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t₂-t₁); V – объем газа или раствора; = с₁ – с₂ – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1) Природа реагирующих веществ

2) Концентрация веществ

3) Температура

4) Присутствие катализатора или ингибитора

5) Давление

6) Площадь соприкосновения

 

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

mA + nB = pC + qD– общий вид реакции

–кинетическое уравнение реакции

где - скорость химической реакции; с_А – молярная концентрация вещества «А»; с_В – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10^оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

–математическое выражение правила

где- скорость химической реакции при t₁; - скорость химической реакции при t₂; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10^оС.

Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.

Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.