Стехиометрия включает нахождение химических формул , составление уравнений химических реакций , расчёты, применяемые в препаративной химии и химическом анализе .

В то же время многие неорганические соединения в силу разных причин могут иметь переменный состав (бертоллиды). Вещества, для которых наблюдаются отклонения от законов стехиометрии, называют нестехиометрическими . Так, оксид титана(II) имеет переменный состав , в котором на один атом титана может приходиться от 0,65 до 1,25 атомов кислорода. Натриевольфрамовая бронза (относящийся к оксидным бронзам вольфрамат натрия) по мере удаления из неё натрия меняет свой цвет от золотисто-жёлтого (NaWO 3) до тёмного сине-зелёного (NaO 3WO 3), проходя через промежуточные красный и фиолетовый цвета . И даже хлорид натрия может иметь нестехиометрический состав, приобретая синий цвет при избытке металла . Отклонения от законов стехиометрии наблюдаются для конденсированных фаз и связаны с образованием твёрдых растворов (для кристаллических веществ), с растворением в жидкости избытка компонента реакции или термической диссоциацией образующегося соединения (в жидкой фазе, в расплаве).

Если исходные вещества вступают в химическое взаимодействие в строго определённых соотношениях, а в результате реакции образуются продукты, количество которых поддаётся точному расчёту, то такие реакции называются стехиометрическими, а описывающие их химические уравнения - стехиометрическими уравнениями . Зная относительные молекулярные массы различных соединений, можно рассчитать, в каких соотношениях эти соединения будут реагировать. Мольные соотношения между веществами - участниками реакции показывают коэффициенты, которые называют стехиометрическими (они же коэффициенты химических уравнений, они же коэффициенты уравнений химических реакций) . Если вещества реагируют в соотношении 1:1, то их стехиометрические количества называют эквимолярными .

Термин «стехиометрия» ввёл И. Рихтер в книге «Начала стехиометрии, или Искусство измерения химических элементов» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente . Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), обобщивший результаты своих определений масс кислот и оснований при образовании солей.

В основе стехиометрии лежат законы сохранения массы , эквивалентов , закон Авогадро , Гей-Люссака , закон постоянства состава , закон кратных отношений . Открытие законов стехиометрии, строго говоря, положило начало химии как точной науки. Правила стехиометрии лежат в основе всех расчётов, связанных с химическими уравнениями реакций и применяются в аналитической и препаративной химии, химической технологии и металлургии .

Законы стехиометрии используют в расчётах, связанных с формулами веществ и нахождением теоретически возможного выхода продуктов реакции. Рассмотрим реакцию горения термитной смеси :

Fe 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Fe. (85.0 g F e 2 O 3 1) (1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3) (2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3) (27 g A l 1 m o l A l) = 28.7 g A l {\displaystyle \mathrm {\left({\frac {85.0\ g\ Fe_{2}O_{3}}{1}}\right)\left({\frac {1\ mol\ Fe_{2}O_{3}}{160\ g\ Fe_{2}O_{3}}}\right)\left({\frac {2\ mol\ Al}{1\ mol\ Fe_{2}O_{3}}}\right)\left({\frac {27\ g\ Al}{1\ mol\ Al}}\right)=28.7\ g\ Al} }

Таким образом, для проведения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III), необходимо 28,7 граммов алюминия .

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Стехиометрия

Химия 11 Стехиометрические химические законы

Задачи по химии. Смеси веществ. Стехиометрические цепочки

Субтитры

Мы знаем, что такое химическое уравнение, и мы узнали, как его сбалансировать. Теперь мы готовы изучать стехиометрию. Это чрезвычайно причудливое слово часто заставляет людей думать, что стехиометрия трудна. В действительности она просто занимается изучением или расчетом соотношений между различными молекулами в реакции. Вот какое определение дает Википедия: Стехиометрия – это расчет количественных или измеряемых соотношений реагентов и продуктов. Вы увидите, что в химии часто используют слово реагенты. Для большинства наших целей вы можете использовать слово реагенты и реактанты как синонимы. Они оба являются реактантами в реакции. Термин «реагенты» иногда используют для определенных типов реакций, где вы хотите добавить реагент и посмотреть, что при этом произойдет. И проверить, верно ли ваше предположение о веществе или нет. Но для наших целей реагент и реактант – это одинаковые понятия. Имеется соотношение между реактантами и продуктами в сбалансированном химическом уравнении. Если нам дано несбалансированное уравнение, то мы знаем как получить сбалансированное. Сбалансированное химическое уравнение. Давайте займемся стехиометрией. Итак, чтобы получить опыт в балансировании уравнений, я всегда буду начинать с несбалансированных уравнений. Допустим, у нас есть триоксид железа. Запишу его. В нем два атома железа связаны с тремя атомами кислорода. Плюс алюминий... алюминий. В результате получается Al2O3 плюс железо. Напомню, что когда мы занимаемся стехиометрией, в первую очередь мы должны сбалансировать уравнения. Большое количество задач стехиометрии будет даваться с использованием уже сбалансированного уравнения. Но я считаю полезной практикой нахождение баланса самих уравнений. Давайте попытаемся сбалансировать его. У нас есть два атома железа здесь, в этом триоксиде железа. Сколько атомов железа мы имеем в правой части уравнения? У нас только один атом железа. Давайте умножим его на 2 вот здесь. Отлично, теперь у нас три кислорода в этой части. И три кислорода в этой части уравнения. Это выглядит хорошо. Алюминий в левой части уравнения. У нас только один атом алюминия. В правой части уравнения у нас два атома алюминия. Мы должны поставить 2 здесь. Мы сбалансировали это уравнение. Теперь мы готовы заняться стехиометрией. Приступим. Существует не один тип стехиометрических задач, но все они следуют таким схемам: если мне дано икс граммов этого, сколько граммов алюминия необходимо добавить, чтобы произошла реакция? Или если я дам вам игрек граммов этих молекул и зэт граммов этих молекул, то какие из них израсходуются первыми? Все это стехиометрия. Мы займемся именно этими двумя задачами в данном видеоуроке. Предположим, что нам было дано 85 граммов триоксида железа. Запишем это. 85 граммов триоксида железа. Мой вопрос к вам: сколько граммов алюминия нам нужно? Сколько грамм алюминия нам нужно? Это просто. Если вы посмотрите на уравнение, то вы сразу увидите мольное отношение. На каждый моль этого, итак, на каждый моль этого... на каждый используемый атом триоксида железа нам нужно два атома алюминия. Так что нам необходимо вычислить, сколько молей этой молекулы содержится в 85 граммах. И затем нам нужно иметь удвоенное количество молей алюминия. Потому что на каждый моль триоксида железа у нас приходится два моля алюминия. Мы просто смотрим на коэффициенты, мы просто смотрим на числа. Одна молекула триоксида железа соединяется с двумя молекулами алюминия, чтобы произошла реакция. Давайте сначала вычислим, сколько молей содержится в 85 граммах. Какова атомная масса или массовое число всей этой молекулы? Позвольте мне сделать это ниже здесь. Итак, у нас два железа и три кислорода. Давайте я выпишу атомные массы железа и кислорода. Железо вот здесь, 55,85. И я думаю вполне достаточно округлить до 56. Представим, что мы имеем дело с разновидностью железа, точнее говоря с изотопом железа, который имеет 30 нейтронов. Он имеет атомное массовое число 56. Железо имеет атомное массовое число 56. Тогда как у кислорода, как мы уже знаем, оно равно 16. Железо было 56. Эта масса будет... будет 2, умноженное на 56, плюс 3, умноженное на 16. Мы можем это проделать в уме. Но это не урок математики, так что вычислю все на калькуляторе. Посмотрим, 2, умноженное на 56... 2, умноженное на 56, плюс 3, умноженное на 16, равно 160. Это верно? Это 48 плюс 112, верно, 160. Итак, одна молекула триоксида железа будет иметь массу, равную ста шестидесяти атомным единицам массы. Ста шестидесяти атомным единицам массы. Итак, один моль или... один моль или 6,02, умноженное на 10 в 23 степени, молекул оксида железа будет иметь массу... железо, диоксид железа, да... будет иметь массу 160 граммов. В нашей реакции мы сказали, что мы начинаем с 85 граммов оксида железа. Сколько это молей? 85 граммов триоксида железа... 85 граммов триоксида железа равно дроби 85/160 моля. Это равно 85, деленному на 160, то есть 0,53. 0,53 моля. Все, с чем мы работали до сих пор, что изображалось зеленым и голубым, нужно было, чтобы определить сколько молей содержится в 85 граммах триоксида железа. Мы определили, что это равно 0,53 моля. Потому что целый моль был бы 160 граммов. Но мы имеем только 85. Мы знаем из сбалансированного уравнения, что на каждый моль триоксида железа нам нужно два моля алюминия. Если у нас 0,53 моля молекул железа, точнее триоксида железа, то нам будет необходимо удвоенное количество алюминия. Нам потребуется 1,06 моля алюминия. Я просто возьму 0,53, умноженное на 2. Потому что соотношение равно 1:2. На каждую молекулу одного вещества нам нужно две молекулы другого. На каждый моль одного вещества нам необходимо два моля другого. Если у нас 0,53 моля, вы умножаете это на 2, и получается 1,06 моля алюминия. Отлично, итак, мы просто вычислили, сколько граммов содержит моль алюминия и затем, умножив его, получили 1,06 и на этом закончили. Алюминий. В Великобритании это слово произносят немного по-другому. Вообще-то мне нравится британское произношение. Алюминий имеет атомный вес 26,98. Представим, что алюминий, с которым мы имеем дело, имеет массу 27 атомных единиц массы. Так. Один алюминий имеет массу 27 атомных единиц массы. Один моль алюминия будет составлять 27 граммов. Или 6,02, умноженное на 10 в 23 степени, атомов алюминия, которые дают 27 граммов. Если нам нужно 1,06 моля, то сколько это будет? 1,06 моля алюминия равно 1,06, умноженному на 27 граммов. Сколько это? Давайте посчитаем. 1,06, умноженное на 27, равно 28,62. Нам нужно 28,62 грамма алюминия... алюминия, чтобы до конца использовать наши 85 граммов триоксида железа. Если бы у нас было больше, чем 28,62 грамма алюминия, то они остались бы после того, как реакция произошла. Предположим, что мы смешиваем все как нужно, и реакция протекает до конца. Мы поговорим больше об этом в дальнейшем. В ситуации, где у нас имеется больше 28,63 грамма алюминия, эта молекула будет лимитирующем реагентом. Так как у нас избыток этого, вот что будет лимитировать этот процесс. Если мы имеем меньше 28,63 грамма, алюминия, то алюминий будет лимитирующим реагентом, потому что мы не сможем использовать все 85 граммов наших молекул железа, точнее триоксида железа. В любом случае, я не хочу вас запутать этими лимитирующими реагентами. В следующем видеоуроке мы рассмотрим задачу, целиком посвященную лимитирующим реагентам. Subtitles by the Amara.org community

Составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Стехиометрические коэффициенты ОВР подбирают, используя либо метод электронного баланса, либо метод электронно-ионного баланса (последний называют также методом полуреакций). Рассмотрим несколько примеров. В качестве примера составления уравнений ОВР и подбора стехиометрических коэффициентов проанализируем процесс окисления дисульфида железа (II) (пирита) концентрированной азотной кислотой: В первую очередь определим возможные продукты реакции. Азотная кислота - сильный окислитель, поэтому сульфид-ион может быть окислен либо до максимальной степени окисления S (H2S04), либо до S (SO2), a Fe - до Fe, при этом HN03 может восстанавливаться до N0 или N02 (набор конкретных продуктов определяется концентрациями реагентов, температурой и т. п.). Выберем следующий возможный вариант: В левой или правой части уравнения будет находиться Н20, мы пока не знаем. Известно два основных метода подбора коэффициентов. Применим сначала метод электронно-ионного баланса. Суть этого метода в двух очень простых и очень важных утверждениях. Во-первых, в этом методе рассматривают переход электронов от одних частиц к другим с обязательным учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная). Во-вторых, при составлении уравнения электронно-ионного баланса записываются только те частицы, которые реально существуют в ходе проте- кания данной ОВР - в виде ионов записываются только реально существующие катионы или анноны; вещества малодиосоцииру-ющне, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме. При составлении уравнения процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидро-ксид-ионы (если среда щелочная). Рассмотрим для нашего случая полуреакцию окисления. Молекулы FeS2 (плохо растворимого вещества) превращаются в ионы Fe3+ (нитрат железа (П1) полностью диссоциирует на ионы) и сульфат-ионы S042" (диссоциация H2SO4): Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона: Чтобы уравнять кислород, в правую часть добавляем 2 молекулы воды, а в левую - 4 иона Н+: Для уравнивания заряда к левой части (заряд +3) добавим 3 электрона: Окончательно имеем: Сократив обе части на 16Н+ и 8Н20, получим итоговое, сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции: Добавив в обе части уравнения соответствующее число ионов NOJ нН+, находим молекулярное уравнение реакции: Обратите внимание, что для определения числа отданных и принятых электронов нам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и «автоматически» определили, что Н20 находится в правой части уравнения. Несомненно то, что этот метод имеет большой химический смысл. Метод эмпрооийго баланса. Суть метода нахождения стехи-ометряческнх коэффициентов в уравнениях ОВР в обязательном нахождении степеней окисления атомов элементов, участвующих в ОВР. Используя данный подход, снова уравняем реакцию (11.1) (выше мы применила к этой реакции метод полуреакций). Процесс восстановления описывается просто: Сложнее составить схему окисления, поскольку окисляются сразу два элемента - Fe и S. Можно приписать железу степень окисления +2, сере - 1 и учесть, что на один атом Fe приходится два атома S: Можно, однако, обойтись без определения степеней окисления и записать схему, напоминающую схему (11.2): Правая часть имеет заряд +15, левая - 0, поэтому FeS2 должен отдать 15 электронов. Записываем общий баланс: С полученным уравнением баланса нужно еще немного «разобраться» - из него видно, что 5 молекул HN03 идут на окисление FeS2 и еще 3 молекулы HNO, необходимы для образования Fe(N03)j: Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть нужно добавить 2 молекулы Н20: Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих ОВР, в частности, с участием органических соединений, в которых даже сама процедура определения степеней окисления является очень сложной. - Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО - СН2 - СН2 - ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (TV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия: После проведения необходимых сокращений подобных членов записываем уравнение в окончательном молекулярном вид* Влияние среды ца характер протекания ОВР.Разобранные примеры (11.1) - (11.4) наглядно иллюстрируют «технику» использования метода электронно-ионного баланса в случае йротё-кания ОВР в кислой или щелочной среде. Характер средь!"влияет на протекание той или иной ОВР; чтобы «прочувствовать» это влияние, рассмотрим поведение одного и того окислителя (КМп04) в разных средах. . Наибольшую окислительную активность ион МпО^ проявляет вткислей среде, восстаиилифаясъ до мц меньшую - в нейтральной, восстанавливаясь до Mn+4(Mn0j), и минимальную - в силыгощеяочной, в которой восстагШаияаапся до (мвнганат-нОн Мп042"). Объясняется это следу- ющим образом. Кислоты оря диссоциации образуют ионы гящюкйопяж ffjO+, которые сально поляризуют4" ионы МоОГ Послабляют связи марганца о кислородом (способствуя тем самим усилению дейст»ия восстановителя).. В нейтральной среде поляризующее действие молекул воды значительно c-aafep. bjto иная донов гидроксоння Н30+, аозтом>" ионы МпО; поляризуются гораздо меньше. В силь-но щелочной среде гидр оксид-ионы «сколько даже упрочняют связь Мп - О, вследствие чего эффективность действия восстановителя уменьшается и МпО^ принимает только один электрон. Пример поведения перманганата калия в нейтральней среде представлен реакцией (11.4). Приведем также по одному примеру реакций с участием КМпОА в кислой и щелочной средах

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать два следующих важных правила:

Правило 1: В любом ионном уравнении должно соблюдаться сохранение зарядов. Это означает, что сумма всех зарядов в левой части уравнения («слева») должна совпадать с суммой всех зарядов в правой части уравнения («справа»). Это правило относится к любым ионным уравнениям, как для полных реакций, так и для полуреакций.

Заряды слева справа

Правило 2: Число электронов, теряемых в окислительной полуреакции, должно быть равно числу электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции. Например, в первом примере, приведенном в начале данного раздела (реакция между железом и гидратированными ионами двухвалентной меди), число электронов, теряемых в окислительной полуреакции, равно двум:

Следовательно, число электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции, тоже должно быть равно двум:

Для составления уравнения полной окислительно-восстановительной рекции из уравнений двух полуреакций может использоваться следующая процедура:

1. Уравнения каждой из двух полуреакций балансируются порознь, причем для выполнения указанного выше правила 1 к левой или правой части каждого уравнения добавляется соответствующее число электронов.

2. Уравнения обеих полуреакций балансируются по отношению друг к другу, так чтобы число электронов, теряемых в одной реакции, стало равно числу электронов, приобретаемых в другой полуреакции, как этого требует правило 2.

3. Уравнения обеих полуреакций суммируют для получения полного уравнения окислительно-восстановительной реакции. Например, суммируя уравнения двух приведенных выше полуреакций и удаляя из левой и правой части полученного уравнения

равное число электронов, находим

Сбалансируем уравнения приведенных ниже полуреакций и составим уравнение окислительно-восстановительной реакции окисления водного раствора какой-либо соли двухвалентного железа в соль трехвалентного железа с помощью кислого раствора калия.

Стадия 1. Сбалансируем сначала порознь уравнение каждой из двух полуреакций. Для уравнения (5) имеем

Чтобы сбалансировать обе стороны этого уравнения, необходимо добавить к его левой части пять электронов, либо вычесть столько же электронов из правой части. После этого получим

Это позволяет записать следующее сбалансированное уравнение:

Поскольку к левой части уравнения пришлось добавлять электроны, оно описывает восстановительную полуреакцию.

Для уравнения (6) можно записать

Чтобы сбалансировать это уравнение, можно добавить один электрон к его правой части. Тогда

Который изучает количественные соотношения между веществами, вступившими в реакцию и образовавшимися в ходе нее (от др.-греч. "стехион" - "элементный состав", "мейтрен" - "измеряю").

Стехиометрия является важнейшей для материальных и энергетических расчетов, без которых невозможно организовать ни одно химическое производство. Химическая стехиометрия позволяет рассчитать количество сырья, необходимого для конкретного производства, с учетом нужной производительности и возможных потерь. Ни одно предприятие не может быть открыто без предварительных расчетов.

Немного истории

Само слово «стехиометрия» - это изобретение немецкого химика Иеремии Бениамина Рихтера, предложенное им в своей книге, в которой впервые была описана идея возможности расчетов по химическим уравнениям. Позднее идеи Рихтера получили теоретическое обоснование с открытием законов Авогадро (1811), Гей-Люссака (1802), закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1808), кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803), развитием атомно-молекулярного учения. Сейчас эти законы, а также закон эквивалентов, сформулированный самим Рихтером, называют законами стехиометрии.

Понятие «стехиометрия» используют в отношении и веществ, и химических реакций.

Стехиометрические уравнения

Стехиометрические реакции - реакции, в которых исходные вещества взаимодействуют в определенных соотношениях, а количество продуктов соответствует теоретическим расчетам.

Стехиометрические уравнения - уравнения, которые описывают стехиометрические реакции.

Стехиометрические уравнений) показывают количественные соотношения между всеми участниками реакции, выраженные в молях.

Большинство неорганических реакций - стехиометрические. Например, стехиометрическими являются три последовательные реакции получения серной кислоты из серы.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Расчетами по этим уравнениям реакций можно определить, сколько необходимо взять каждого вещества, чтобы получить определенное количество серной кислоты.

Большинство органических реакций являются нестехиометрическими. Например, уравнение реакции крекинга этана выглядит так:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Однако на самом деле в ходе реакции всегда будут получаться разные количества побочных продуктов - ацетилена, метана и других, рассчитать которые теоретически невозможно. Некоторые неорганические реакции тоже не поддаются расчетам. Например, нитрата аммония:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Она идет по нескольким направлениям, поэтому невозможно определить, сколько нужно взять исходного вещества, чтобы получить определенное количество оксида азота (I).

Стехиометрия - это теоретическая основа химических производств

Все реакции, которые используются в или на производстве, должны быть стехиометрическими, то есть подвергаться точным расчетам. Будет ли завод или фабрика приносить выгоду? Стехиометрия позволяет это выяснить.

На основании стехиометрических уравнений составляют теоретический баланс. Необходимо определить, какое количество исходных веществ потребуется для получения нужного количества интересующего продукта. Далее проводятся эксплуатационные опыты, которые покажут реальный расход исходных веществ и выход продуктов. Разница между теоретическими расчетами и практическими данными позволяет оптимизировать производство и оценить будущую экономическую эффективность предприятия. Стехиометрические расчеты, кроме того, дают возможность составить тепловой баланс процесса с целью подбора оборудования, определить массы образующихся побочных продуктов, которые нужно будет удалять, и так далее.

Стехиометрические вещества

Согласно закону постоянства состава, предложенному Ж.Л. Прустом, любое химически имеет постоянный состав, вне зависимости от способа получения. Это означает, что, например, в молекуле серной кислоты H 2 SO 4 независимо от способа, которым она была получена, на два атома водорода всегда будет приходиться один атом серы и четыре атома кислорода. Стехиометрическими являются все вещества, имеющие молекулярную структуру.

Однако в природе широко распространены вещества, состав которых может отличаться в зависимости от метода получения или источника происхождения. Подавляющее большинство из них - это кристаллические вещества. Можно даже сказать, что для твердых веществ стехиометрия - это скорее исключение, чем правило.

Для примера рассмотрим состав хорошо изученных карбида и оксида титана. В оксиде титана TiO x X=0.7-1.3, то есть на один атом титана приходится от 0,7 до 1,3 атомов кислорода, в карбиде TiC x X=0.6-1.0.

Нестехиометричность твердых тел объясняется дефектом внедрения в узлах кристаллической решетки либо, наоборот, появлением вакансий в узлах. К таким веществам относятся оксиды, силициды, бориды, карбиды, фосфиды, нитриды и другие неорганические вещества, а также высокомолекулярные органические.

И хотя доказательства существования соединений с переменным составом были представлены только в начале 20-го века И. С. Курнаковым, такие вещества часто называют бертоллидами по фамилии ученого К.Л. Бертолле, предполагавшего, что состав любого вещества меняется.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:
1) электронного баланса – основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;
2) ионно-электронного баланса – предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.
1) Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. При этом 10 молекул HCl участвуют в восстановительном процессе, а 6 в - ионообменном (связывание ионов калия и марганца).

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O

2) Метод ионно-электронного баланса.

1. Записывают схему реакции.

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

2. Записывают схемы полуреакций, с использованием реально присутствующих частиц (молекул и ионов) в растворе. При этом подводим материальный баланс, т.е. количество атомов элементов участвующих в полуреакции в левой части должно быть равно их количеству в правой. Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2− и Cr 3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н 2 О (для кислотной среды) и ОН − /Н 2 О (для щелочной среды). 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 кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда + 2H + = H 2 O пример: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
щелочная среда + H 2 О = 2 ОН − пример: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -

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

кислотная среда H 2 O = + 2H + пример: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
щелочная среда 2 ОН − = + H 2 О пример: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O восстановление

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + окисление

3. Подводим электронный баланс, следуя необходимости равенства суммарного заряда в правой и левой частях уравнений полуреакций.

В приведенном примере в правой части уравнения полуреакции восстановления суммарный заряд ионов равен +7, в левой - +2, значит в правой части необходимо добавить пять электронов:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

В уравнении полуреакции окисления суммарный заряд в правой части равен -2, в левой 0, значит в правой части необходимо вычесть два электрона:

SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +

Таким образом, в обоих уравнениях осуществлен ионно-электронный баланс и можно в них вместо стрелок поставить знаки равенства:

MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +

4. Следуя правилу о необходимости равенства количества электронов принятых окислителем и отданных восстановителем, находим наименьшее общее кратное для количеств электронов в обоих уравнениях (2∙5 = 10).

5. Умножаем на коэффициенты (2,5) и суммируем оба уравнения сложив левые и правые части обоих уравнений.

MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O 2

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H + 5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-

или в молекулярной форме:

5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. В кислой среде в уравнениях полуреакций для уравнивания числа атомов водорода и кислорода должны использоваться ионы водорода Н + и молекулы воды, в основной – гидроксид-ионы ОН - и молекулы воды. Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода (а не гидроксид-ионы) и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда). Так, например, уравнение полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде нельзя составлять с наличием гидроксид-ионов в правой части:

MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē = Mn 2+ + 8ОH - .

Правильно : MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

Т. е. при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие.

При использовании метода полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.

Метод ионно-электронного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.

Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия:

KMnO 4 + C 2 H 4 + Н 2 О → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH

Уравнение полуреакций восстановления и окисления:

MnO 4 - +2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4ОH - 2 восстановление

С 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окисление

Суммируем оба уравнения, вычитаем имеющиеся в левой и правой части гидроксид-ионы.

Получаем итоговое уравнение:

2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4Н 2 О → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH

При использовании метода ионно-электронного баланса для определения коэффициентов в реакциях с участием органических соединений удобно считать степени окисления атомов водорода равными +1, кислорода -2, а углерода высчитать, используя баланс положительных и отрицательных зарядов в молекуле (ионе). Так, в молекуле этилена, суммарный заряд равен нулю:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,

значит степень окисления двух атомов углерода – (-4), а одного (Х) – (-2).

Аналогично в молекуле этиленгликоля C 2 H 6 O 2 находим степень окисления углерода (Х):

2 ∙ Х + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, Х = -1

В некоторых молекулах органических соединений такой расчет приводит к дробному значению степени окисления углерода, например, у молекулы ацетона (С 3 Н 6 О) она равна -4/3. В электронном уравнении оценивается общий заряд атомов углерода. В молекуле ацетона он равен -4.

Похожая информация.