Метод электронно-ионного баланса .

При использовании данного метода нет необходимости определять степени окисления элементов. Для составления баланса достаточно знать заряды ионов, участвующих в реакции. Если реакция протекает в кислой среде, то для уравнивания полуреакций используют ионы Н⁺ и молекулы воды, если в щелочной — ионы ОН^- и молекулы воды, а если в нейтральной — молекулы воды и ионы Н⁺ или ОН^-.

Для уравнивания реакций методом электронно-ионного баланса необходимо выполнить следующую последовательность операций:

• найти молекулы и ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе;

• написать полуреакции окисления и восстановления в ионно-молекулярном виде, рассчитывая число переносимых электронов по разности суммарного заряда частиц в левой и в правой части полуреакции;

• уравнять число отданных и полученных электронов, умножив эти полуреакции на соответствующие множители;

• написать суммарное уравнение в ионном виде и сократить соответствующее число одинаковых молекул и ионов в левой и правой части уравнения;

• перенести коэффициенты в уравнение реакции.

Удобство этого метода заключается в том, что можно получать коэффициенты практически для всех веществ, участвующих в реакции.

Уравняем реакции, приведенные выше в примерах 8.1 и 8.2, методом электронно-ионного баланса.

Пример 7.3.

КМnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₄ + 2Fe²⁺ +... → Mn²⁺ + 2Fe³⁺ +...

(участники окислительно-восстановительного процесса)

2MnO₄ + 10Fe²⁺ + 16Н⁺ → 2Mn²⁺ + 10Fe³⁺ + 8Н₂О

(суммарная реакция в ионном виде)

2КМnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

(окончательное уравнение реакции)

Пример 7.4.

3H₂O₂ + 2КМnO₄ → 2МnO₂ + 2КОН + 3O₂ + 2Н₂O

Н₂O₂ + МnO₄^- +... → МnO₂ + O₂ +...

(участники окислительно-восстановительного процесса)

2MnO₄^- + 4Н₂O + 3Н₂O₂ + 6ОН^- → 2MnO₂ + 8OН^- + 6Н₂O + 3O₂

(суммарная реакция в ионном виде)

2MnO₄^- + 3Н₂O₂ → 2 MnO₂ + 2 OН^- + 2 Н₂O + 3O₂

(суммарная реакция в ионном виде после сокращения числа одинаковых частиц справа и слева)

3H₂O₂ + 2КМnO₄ → 2МnO₂ + 2КОН + 3O₂ + 2Н₂O

(окончательное уравнение реакции)

Обратите внимание, что при обозначении степени окисления сначала ставится знак «+» или «-», а затем цифра; при обозначении иона в растворе — наоборот.

Электродный потенциал.

Если пластинку металла погрузить в воду или в раствор его соли, то некоторое количество ионов металла с поверхности перейдет в раствор или из раствора на поверхность металла. Этот процесс будет сопровождаться гидратацией ионов.

Me D Ме^z+ + z e

Me^z+ + n Н₂O D [Ме(Н₂O)_n]^z+

Таким образом на границе металл — раствор устанавливается равновесие

Me + n Н₂O D [Ме(Н₂O)_n]^z+ + z e

Пластинка металла при этом заряжается отрицательно или положительно. Например, в том случае, когда ионы металла уходят с пластинки, положительно заряженные ионы концентрируются у поверхности за счет сил электростатического притяжения, в результате чего образуется двойной электрический слой, и на границе металл — раствор возникает скачок электрического потенциала, который называется электродным потенциалом.

Величина этого потенциала зависит от природы металла, концентрации (активности) ионов металла в растворе (при высокой концентрации ионов металла может происходить осаждение металла на пластинке и она зарядится положительно) и температуры. Для математического выражения этой зависимости В.Г. Нернстом в 1888г. было предложено следующее выражение:

где E(Me^z+/Me) — электродный потенциал; E⁰(Me^z+/Me) ^— стандартный электродный потенциал (соответствует активности ионов металла 1 моль/л); R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль-К; T — абсолютная температура; z — заряд иона металла; F — постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль); C — молярная концентрация ионов.

После подстановки значений констант и перехода к десятичным логарифмам для температуры 298 К получим упрощенную форму уравнения Нернста: