Составить уравнения овр методом электронного баланса и проклассифицируйте (3 видео)

Содержание

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Метод электронного баланса
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Метод электронного баланса
Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса
Методическая разработка » Составление уравнений ОВР методом электронного баланса в 9 классе.»
📸 Видео

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Видео:Учимся составлять электронный баланс/овр/8классСкачать

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 3 часть. 9 класс.Скачать

Метод электронного баланса

Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ — кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.

Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.

В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем — вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.

Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, — кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.

В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.

Al+C → Al₄C₃
В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
Al 0 +C 0 → Al₄ +3 C₃ -4
Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
Al 0 → Al +3
1Al 0 -3e — → 1Al +3
Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
C 0 → C +4
1C 0 +4e — → 1C -4
Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом — в схему реакции алюминия:
В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
углерод принимает 3·4=12 электронов
Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
4·1Al 0 =4Al 0
Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
3·1C 0 =3C 0
Окончательный вид уравнения:
4Al 0 +3C 0 = Al₄ +3 C₃ -4

2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.

Схема реакции:
HNO₃+I₂ → HIO₃+NO+H₂O
Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
HN +5 O₃+I₂ 0 → HI +5 O₃+N +2 O+H₂O
Азот меняет степень окисления с +5 на +2 — принимает 3 электрона, и является окислителем:
N +5 → N +2
N +5 +3e — → N +2
Йод меняет степень окисления с 0 на +5 — отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
I₂ 0 → 2I +5
I₂ 0 -10e — → 2I +5
Уравниваем заряды:
Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I₂, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
Расставляем найденные коэффициенты:
10HNO₃+3I₂ = 6HIO₃+10NO+2H₂O

3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).

HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
HCl -1 +Mn +4 O₂ → Cl₂ 0 +Mn +2 Cl₂+H₂O
Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца — окислителем.
Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
Cl -1 → Cl₂ 0
2Cl — -2e — → Cl₂ 0
Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
Mn +4 → Mn +2
Mn +4 +2e — → Mn +2
Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
2HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой — 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 — теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
4HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+2H₂O
Ионное уравнение реакции:
4H + +4Cl — +MnO₂ = Cl₂+Mn 2+ +2Cl — +2H₂O

4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.

Схема реакции:
H₂S+KMnO₄+H₂SO₄ → S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄ → S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+H₂O
Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород — восстановитель):
S -2 → S 0
S -2 -2e — → S 0
Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат — окислитель):
Mn +7 → Mn +2
Mn +7 +5e — → Mn +2
Электронные уравнения:
5H₂S+2KMnO₄+H₂SO₄ = S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
5H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 5S+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O
Ионное уравнение:
5H₂S+2MnO₄ — +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H₂O

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Методическая разработка » Составление уравнений ОВР методом электронного баланса в 9 классе.»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Методическая разработка по химии составление уравнений ОВР методом электронного баланса в 9 классе .

Окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль в природе и технике. Без этих реакций невозможна жизнь. Дыхание, обмен веществ, синтез растениями клетчатки с углекислого газа и воды — все это окислительно-восстановительные процессы.

В технике за помощью реакций этого типа получают такие важные вещества, как аммиак (NH ₃ ), серную (H ₂ SO ₄ ) и соляную (HCl) кислоты и много других продуктов. Вся металлургия основана на восстановлении металлов из их природных соединений — руд. Все реакции горения являются окислительно-восстановительными.

Большинство химических реакций, происходящих в природе — окислительно-восстановительные.

Изучение окислительно-восстановительных реакций вызывает у учащихся определенные трудности.

При составлении окислительно-восстановительных реакций необходимо не только правильно определять степень окисления элемента, но и уметь исходя из степени окисления, предсказывать продукты химической реакции в зависимости от условий среды. Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степени окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Окисление и восстановление. Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего степень окисления элемента понижается.

Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет ( окислительно-восстановительная система ). Присоединяющая электроны система ( окислитель ) сама восстанавливается (превращается в соответствующий восстановитель), а отдающая электроны система ( восстановитель ), сама окисляется (превращается в соответствующий окислитель).

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Составить схему реакции.

Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Al 0 + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl ₃ -1 + H ₂ 0

Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

Эта реакция является ОВР

Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Al 0 → Al +3 окисляется

H +1 → H ₂ 0 восстанавливается

В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Al 0 – 3 ē → Al +3 процесс окисление

2 H +1 + 2 ē → H ₂ 0 процесс восстановление

Определить восстановитель и окислитель.

Al 0 – 3 ē → Al +3 восстановитель

2 H +1 + 2 ē → H ₂ 0 окислитель

Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

Al 0 – 3 ē → Al +3

2H +1 + 2 ē → H ₂ 0

Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

Al 0 – 3 ē → Al +3

2H +1 + 2 ē → H ₂ 0

Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl ₃ + 3 H ₂

Проверить уравнение реакции.

Посчитаем количество атомов справа и слева, если их будет равное количество – коэффициенты мы расставили верно.

Задания для самостоятельного решения.