Тригубчак I, Електронно-йонен баланс в курса по неорганична химия в гимназията
Темата "Редокс реакции" е една от най-важните и сложни теми от курса по химия, без задачи по тази тема е невъзможно да си представим всяка версия на изпита по химия - независимо дали става дума за дипломиране в училище или приемни изпити в университет. Нашите възпитаници все още полагат Единния държавен изпит само като част от експеримент, но вече е ясно, че и трите части на Единния държавен изпит по химия задължително включват въпроси по темата „Окислително-възстановителни реакции“.
Теоретично учебните програми по училищни предмети и нивото на прием трябва да съвпадат и не е за нищо, че във всяка програма за влизане в университети в раздел „литература“ училищните учебници са посочени като основни учебни помагала. Наистина имената на темите в училищните и университетските програми винаги са едни и същи. Разликата е в нивото на сложност, в списъка с въпроси, скрити зад името на основната тема на курса, в обема на знанията и уменията, които трябва да притежава завършил общообразователно училище и кандидат, влизащ в химически или медицински университет. Типичен пример за горното е темата "Окислително-възстановителни реакции" (ORR).
В уроците по химия в училище въвеждаме основните понятия на теорията на OVR (степен на окисление, окислител, редуциращ агент, процеси на окисляване и редукция) и учим ученицитеда изравняватредокс реакциитечрез метода на електронния баланс. Този метод ви позволява да подредите коефициентите в реакцията, чиито реагенти и продукти са известни.
Използвайки метода на електрон-йонния баланс можете да съставите уравнението на OVR, а не просто да поставите коефициентите
Полагайки приемния изпит по химия в института, кандидатът е изправен пред задачи, вкоито трябва не само даизравняват, но ида съставятуравнението на окислително-редукционната реакция, а това, без да се знаеметода на електрон-йонния баланс, е много трудно да се направи. Като пример ще дадем една от задачите на част В от Единния държавен изпит по химия през 2007 г.
„Направете уравнение за окисляването на калиев йодид с калиев перманганат в разтвор на сярна киселина. Дайте схема на електронен (или електронно-йонен) баланс».
На ученика се дава право на избор и тази задача наистина може да бъде изпълнена, като има само електронен баланс и добро разбиране на основните положения на теорията на OVR. Но с помощта на електронно-йонния баланс тази задача се изпълнява много по-лесно и, което е важно, по-бързо.
По този начин става съвсем очевидно, че за да осигурим на нашите ученици непрекъснато обучение, трябва да ги запознаем (в класната стая на избираемите дисциплини, като част от избираем или предметен кръг) с метода на електронно-йонния баланс.
Когато се използва методът на електронно-йонния баланс, трябва да се има предвид, че във водните разтвори свързването на излишния кислород от окислителя и добавянето на кислород от редуциращия агент се извършват по различен начин в кисела, неутрална и алкална среда. В киселинни разтвори излишният кислород се свързва от протони, за да образува водни молекули, а в неутрални и алкални разтвори, от водни молекули, за да образува хидроксидни йони. Добавянето на кислород от редуциращия агент се извършва в кисела и неутрална среда поради водни молекули с образуването на водородни йони, а в алкална среда - поради хидроксидни йони с образуването на водни молекули.
Освен това, при записване на полуреакции, за разлика от метода на електронния баланс, се записват само онези частици, които действително съществуват в разтвори - за силни електролити те вземат предвиддисоциация и записват реално съществуващ йон, а слабите електролити записват в полуреакции под формата на молекули. Например, използвайки метода на електронния баланс, в случай на редукция на калиев перманганат в кисела среда, ние пишем:
Когато се използва методът на електронно-йонния баланс, тази полуреакция ще има формата:
В процеса на изпълнение на упражненията учениците натрупват "база данни" от най-често срещаните полуреакции, което прави доста лесно прогнозирането на продуктите на редокс реакциите в бъдеще.
Помислете за алгоритъма за съставяне на OVR с помощта на метода на електронно-йонния баланс, като използвате примера на горната реакция от задачите на USE.
1.Записваме OVR реагентите, определяме окислителя, редуциращия агент и средата на разтвора:
2.Записваме полуреакцията с участието на окислител, като аргументираме следното: калиевият перманганат е силен електролит (разтворима сол), следователно перманганатният йон ще се редуцира в разтвора. В кисела среда перманганатният йон се редуцира до Mn 2+ катион.Изравнете полуреакцията с помощта на протони и водни молекули (вижте схеми на полуреакции в кисела среда). Сумираме зарядите на йоните в полуреакцията (преди и след) и по разликата на сумите намираме броя на получените или отдадените електрони в полуреакцията:
(процес на редукция, участва окислител)
3. Записваме полуреакцията с участието на редуктора, като аргументираме следното: калиевият йодид е силен електролит (разтворима сол), следователно йодидните йони ще бъдат окислени в разтвор. В процеса на окисляване степента им на окисление ще се увеличи (възможни са варианти до степен на окисление 0, +1, +3, +5, +7). Най-стабилно е степента на окисление 0, т.е. логичноочаквайте образуването на молекулярен йод в реакционните продукти. (Всъщност в разтвора ще присъства смес от продукти на окисление, но най-стабилният от тях е записан в уравнението.) Изравнете полуреакцията (тъй като само йодът трябва да бъде изравнен, ние не използваме протони и водни молекули за изравняване):
(процес на окисление, включен е редуциращ агент)
4.Съставете електрон-йонния баланс: намерете най-малкото общо кратно между броя на получените и отдадените електрони в полуреакции (10); разделяйки най-малкото общо кратно на броя на електроните във всяка полуреакция, получаваме коефициентите на полуреакциите:
5.Обобщавайки полуреакциите, като вземем предвид коефициентите, получаваме йонното уравнение на редокс реакцията:
6.Ако е необходимо, взаимно анихилиране на идентични частици в лявата и дясната част на йонното уравнение (в този случай няма такава необходимост).
7.Прехвърляме получените коефициенти в уравнението, като същевременно „допълваме” йоните до молекулярна форма. За да образувате 2 молекули калиев перманганат, добавете 2 калиеви катиона към лявата страна на уравнението; 16 протона ще ни дадат 8 молекули сярна киселина, но за това е необходимо да добавим 8 сулфатни остатъка към тях, 10 йодидни йона ще изискват 10 калиеви катиони, за да „завършат“ до молекулярната форма. Така в този случай използваме 12 калиеви йона и 8 сулфатни йона, за да прехвърлим първоначалните реагенти от йонна форма в молекулярна форма, докато само 2 сулфатни йона са необходими за прехвърляне на реакционните продукти по този начин от йонна форма в молекулярна форма (за прехвърляне на манганови катиони в манганов сулфат). Останалите 12 калиеви катиона и 6 сулфатни йона се свързват заедно, за да образуват 6 молекули калиев сулфат. Получената молекулярнауравнението на редокс реакцията е:
По този начин методът на електронно-йонния баланс позволява не самоизравняване, но исъставянена редокс реакцията едновременно. Трябва да се отбележи, че методът на електронно-йонния баланс е също толкова широко използван в курса на органичната химия.