Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции na h2o равна

Калькулятор стехиометрических реакций

Этот калькулятор выполнит вычисления стехиометрическую реакцию.

Instructions

To perform a stoichiometric calculation, enter an equation of a chemical reaction and press the Start button. The reactants and products, along with their coefficients will appear above.

Enter any known value. The remaining values will automatically be calculated.

• Используйте заглавные символы для начального знака элемента и строчные символы для второго знака. Примеры: Fe, Au, Co, Br, C, O, N, F.
• Ионные заряды пока не поддерживаются и не будут приняты в расчет.
• Переместите неизменные группы в соединениях, чтобы не допустить неопределенность. Например, C6H5C2H5 + O2 = C6H5OH + CO2 + H2O не уравняется, но XC2H5 + O2 = XOH + CO2 + H2O уравняется.
• Промежуточные расстояния [такие, как (s) (aq) или (g)] не требуются.
• Вы можете использовать круглые () и квадратные скобки [].

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ В ХИМИИ

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехио­метрические расчёты, является химическое количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·10 23 молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество.

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная массу m(X) некоторого вещества X и его молярную массу, можно рассчитать количество этого вещества по формуле:

.

Число 6,02·10 23 называется числом Авогадро (N_a); его размерность моль –1 .

Умножая число Авогадро N_a на количество вещества n(X), можно рассчитать число структурных единиц, например, молекул N(X) некоторого вещества X:

По аналогии с понятием молярной массы ввели понятие молярного объёма: молярный объём V_m(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать химическое количество вещества:

.

В химии особенно часто приходится иметь дело с молярным объёмом газов. Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и равном давлении, содержится одно и тоже число молекул. При равных условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. При нормальных условиях (н.у.) – температура 0°С и давление 1 атмосфера (101325 Па) – этот объём равен 22,4 л. Таким образом, при н.у. V_m(газа) = 22,4 л/моль. Следует особо подчеркнуть, что величина молярного объёма 22,4 л/моль применяется только для газов.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль газообразного водорода содержит 6,02·10 23 молекул H₂ и имеет массу 2 г (т.к. M(H₂) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10 23 молекул H₂ имеют массу 2 г;

1 молекула H₂ имеет массу x г; x = 3,32·10 –24 г.

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции.

Например, уравнение реакции 4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кис­лорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды.

Пример 4.1 Рассчитайте массу осадка, образующегося при взаимодействии растворов, содержащих 70,2 г дигидрофосфата кальция и 68 г гидроксида кальция. Какое вещество останется в избытке? Чему равна его масса?

Из уравнения реакции видно, что 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ реагирует с 12 моль KOH. Рассчитаем количества реагирующих веществ, которые даны по условию задачи:

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г : 56 г/моль = 1,215 моль.

на 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется 12 моль KOH

на 0,3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется х моль KOH

х = 1,2 моль – столько KOH потребуется, для того чтобы реакция прошла без избытка и недостатка. А по условию задачи имеется 1,215 моль KOH. Следовательно, KOH – в избытке; количество оставшегося после реакции KOH:

n(KOH) = 1,215 моль – 1,2 моль = 0,015 моль;

его масса m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 моль × 56 г/моль = 0,84 г.

Расчёт образующегося продукта реакции (осадок Ca₃(PO₄)₂) следует вести по веществу, которое находится в недостатке (в данном случае – Ca(H₂PO₄)₂), так как это вещество прореагирует полностью. Из уравнения реакции видно, что число моль образующегося Ca₃(PO₄)₂ в 3 раза меньше числа моль прореагировавшего Ca(H₂PO₄)₂:

Задание №5

а) Рассчитайте химические количества реагирующих веществ, приведённых в таблице 5 (объёмы газообразных веществ даны при нормальных условиях);

б) расставьте коэффициенты в заданной схеме реакции и по уравнению реакции определите, какое из веществ находится в избытке, а какое в недостатке;

в) найдите химическое количество продукта реакции, указанного в таблице 5;

г) рассчитайте массу или объём (см. таблицу 5) этого продукта реакции.

Таблица 5 – Условия задания № 5

Продолжение таблицы 5

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

В рамках курса общей химии студенты изучают 2 способа выражения концентрации растворов – массовая доля и молярная концентрация.

Массовая доля растворённого вещества Х рассчитывается как отношение массы этого вещества к массе раствора:

,

где ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m_{раствора} – масса раствора.

Массовая доля вещества, рассчитанная по приведённой выше формуле –безразмерная величина, выраженная в долях единицы (0 3 ) раствора

где C(X) – молярная концентрация растворённого вещества X (моль/л);

n(X) – химическое количество растворённого вещества Х (моль);

V_{раствора} – объём раствора (л).

Пример 5.1 Рассчитайте, молярную концентрацию H₃PO₄ в растворе, если известно, что массовая доля H₃PO₄ равна 60%, а плотность раствора – 1,43 г/мл.

По определению процентной концентрации

в 100 г раствора содержится 60 г фосфорной кислоты.

V_{раствора} = m_{раствора} : ρ_{раствора} = 100 г : 1,43 г/см 3 = 69,93 см 3 = 0,0699 л;

Пример 5.2 Имеется 0,5 М раствор H₂SO₄. Чему равна массовая доля серной кислоты в этом растворе? Плотность раствора принять равной 1 г/мл.

По определению молярной концентрации

в 1 л раствора содержится 0,5 моль H₂SO₄

(запись «0,5 М раствор» означает, что С(H₂SO₄) = 0,5 моль/л).

m_{раствора} = V_{раствора} × ρ_{раствора} = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г;

Пример 5.3 Какие объёмы воды и 96% раствора H₂SO₄ плотностью 1,84 г/мл необходимо взять для приготовления 2 л 60% раствора H₂SO₄ плотностью 1,5 г/мл.

При решении задач на приготовление разбавленного раствора из концентриро­ванного следует учитывать, что исходный раствор (концентрированный), вода и полученный раствор (разбавленный) имеют различные плотности. В этом случае следует иметь в виду, что V_{исходного раствора} + V_воды ≠ V_{полученного раствора} ,

потому что в ходе смешивания концентрированного раствора и воды происходит изменение (увеличение или уменьшение) объёма всей системы.

Решение подобных задач нужно начинать с выяснения параметров разбавленного раствора (т.е. того раствора, который нужно приготовить): его массы, массы растворённого вещества, если необходимо, то и количества растворённого вещества.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

M_{60% р-ра} = V_{60% р-ра} ∙ ρ_{60% р-ра} = 2000 мл × 1,5 г/мл = 3000 г.

Масса чистой серной кислоты в приготовленном растворе должна быть равна массе серной кислоты в той порции 96%-го раствора, которую необходимо взять для приготовления разбавленного раствора. Таким образом,

m (H₂O) = m_{40% р-ра} – m_{96% р-ра} = 3000 г – 1875 г = 1125 г.

V_{96% р-ра} = m_{96% р-ра} : ρ_{96% р-ра} = 1875 г : 1,84 г/мл = 1019 мл » 1,02 л.

V_воды = m_воды : ρ_воды = 1125г : 1 г/мл = 1125 мл = 1,125 л.

Пример 5.4 Смешали 100 мл 0,1 M раствора CuCl₂ и 150 мл 0,2 М раствора Cu(NO₃)₂ Рассчитать молярную концентрацию ионов Cu 2+ , Cl – и NO₃ – в полученном растворе.

При решении подобной задачи на смешивание разбавленных растворов, важно понимать что разбавленные растворы имеют приблизительно одинаковую плотность, примерно равную плотности воды. При их смешивании общий объём системы практически не изменяется: V_{1 разбавленного раствора} + V_{2 разбавленного раствора} +…» V_{полученного раствора}.

В первом растворе:

n(CuCl₂) = C(CuCl₂) · Vраствора CuCl₂ = 0,1 моль/л × 0,1 л = 0,01 моль;

CuCl₂ – сильный электролит: CuCl₂ ® Cu 2+ + 2Cl – ;

Поэтому n(Cu 2+ ) = n(CuCl₂) = 0,01 моль; n(Cl – ) = 2 × 0,01 = 0,02 моль.

Во втором растворе:

Поэтому n(Cu 2+ ) = n(Cu(NO₃)₂) = 0,03 моль; n(NO₃ – ) = 2×0,03 = 0,06 моль.

После смешивания растворов:

n(Cu 2+ )_общ. = 0,01 моль + 0,03 моль = 0,04 моль;

V_общ. » Vраствора CuCl₂ + Vраствора Cu(NO₃)₂ = 0,1 л + 0,15 л = 0,25 л;

C(Cu 2+ ) = n(Cu 2+ ) : V_общ. = 0,04 моль : 0,25 л = 0,16 моль/л;

C(Cl – ) = n(Cl – ) : V_общ. = 0,02 моль : 0,25 л = 0,08 моль/л;

Пример 5.5 В колбу внесли 684 мг сульфата алюминия и 1 мл 9,8% раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/мл. Образовавшуюся смесь растворили в воде; объём раствора довели водой до 500 мл. Рассчитать молярные концентрации ионов H + , Al 3+ SO₄ 2– в полученном растворе.

Рассчитаем количества растворяемых веществ:

Поэтому n(Al 3+ )=2×0,002 моль=0,004 моль; n(SO₄ 2– )=3×0,002 моль=0,006 моль.

m раствора H₂SO₄ = V раствора H₂SO₄ × ρ раствора H₂SO₄ = 1 мл × 1,1 г/мл = 1,1 г;

Поэтому n(SO₄ 2– ) = n(H₂SO₄) = 0,0011 моль; n(H + ) = 2 × 0,0011 = 0,0022 моль.

По условию задачи объём полученного раствора равен 500 мл (0,5 л).

n(SO₄ 2– )_общ. = 0,006 моль + 0,0011 моль = 0,0071 моль.

С(Al 3+ ) = n(Al 3+ ) : V_{раствора} = 0,004 моль : 0,5 л = 0,008 моль/л;

С(H + ) = n(H + ) : V_{раствора} = 0,0022 моль : 0,5 л = 0,0044 моль/л;

С(SO₄ 2– ) = n(SO₄ 2– )_общ. : V_{раствора} = 0,0071 моль : 0,5 л = 0,0142 моль/л.

Пример 5.6 Какую массу железного купороса (FeSO₄·7H₂O) и какой объём воды необходимо взять для приготовления 3 л 10% раствора сульфата железа (II). Плотность раствора принять равной 1,1 г/мл.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

m_{раствора} = V_{раствора} ∙ ρ_{раствора} = 3000 мл ∙ 1,1 г/мл = 3300 г .

Масса чистого сульфата железа (II) в этом растворе равна:

m(FeSO₄) = m_{раствора} × w(FeSO₄) = 3300 г × 0,1 = 330 г.

Такая же масса безводного FeSO₄ должна содержаться в том количестве кристаллогидрата, которое необходимо взять для приготовления раствора. Из сопоставления молярных масс М(FeSO₄·7H₂O) = 278 г/моль и М(FeSO₄) = 152 г/моль,

в 278 г FeSO₄·7H₂O содержится 152 г FeSO₄;

в х г FeSO₄·7H₂O содержится 330 г FeSO₄;

x = (278·330) : 152 = 603,6 г .

m_воды = m_{раствора} – m_{железного купороса} = 3300 г – 603,6 г = 2696,4 г.

Т.к. плотность воды равна 1 г/мл, то объём воды, который необходимо взять для приготовления раствора равен: V_воды = m_воды : ρ_воды = 2696,4 г : 1 г/мл = 2696,4 мл.

Пример 5.7 Какую массу глауберовой соли (Na₂SO₄·10H₂O) нужно растворить в 500 мл 10% раствора сульфата натрия (плотность раствора 1,1 г/мл), чтобы получить 15%-ый раствор Na₂SO₄?

Пусть требуется x граммов глауберовой соли Na₂SO₄·10H₂O. Тогда масса образующегося раствора равна:

m_{15% раствора} = m_{исходного (10%) раствора} + m_{глауберовой соли} = 550 + x (г);

m_{исходного (10%) раствора} = V_{10% раствора} × ρ_{10% раствора} = 500 мл × 1,1 г/мл = 550 г;

Выразим через икс массу чистого Na₂SO₄, содержащегося в х граммах Na₂SO₄·10H₂O.

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

В полученном растворе: = 0,15

, откуда x = 94,5 г.

Далее (таблица 6) приводится перечень задач для самостоятельного решения.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

Продолжение таблицы 6

Продолжение таблицы 6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия. Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия.

Для любой обратимой реакции a A + b B+ . ⇆ p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Например, для реакции N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃ .

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновесные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии. Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

CO_{2 (газ)} + C _(тв.) ⇆ 2CO _(газ)

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1) известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2) известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С _{равновесная} = С _{начальная} – С _{прореагировавшего вещества} .

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С _{равновесная} = С _{образовавшегося продукта} .

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N₂ + 3H₂ ⇆ 2 NH₃ соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза меньше, чем водорода, т.е. С _{прореаг.}(N₂) = 1,2 моль/л : 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

С_{образов.}(NH₃) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Константа равновесия = .

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H₂ + I₂ ⇆ 2 HI, если известно, что начальные концентрации H₂ и I₂ равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация какого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H₂. Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I₂, и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Далее необходимо подставить выраженные через икс равновесные концентрации в формулу для константы равновесия и решить полученное уравнение.

4x 2 = 15 – 8x + x 2

3x 2 + 8x – 15 = 0

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, С_равн.(H₂) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л;

С_равн.(I₂) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л;

С_равн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Далее (таблица 7) приводятся условия задач по теме «Химическое равновесие» для самостоятельного решения.

Определение стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.

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.

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

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

2Cl -1 – 2ē = Cl₂ 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 = Cl₂ 0 5

2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl₂ 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 O₄ + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl₂ + 5Cl₂ 0 + 8H₂O

2) Метод ионно-электронного баланса.

1. Записывают схему реакции.

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 Cr₂O₇ 2− и Cr 3+ ). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н₂О (для кислотной среды) и ОН − /Н₂О (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 [O 2− ] + 2H + = H₂O пример: Cr₂O₇ 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H₂O
щелочная среда [O 2− ] + H₂О = 2 ОН − пример: MnO₄ – +2H₂O = MnO₂ + 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 H₂O = [O 2− ] + 2H + пример: SO₃ 2- + H₂O = SO₄ 2- + 2H +
щелочная среда 2 ОН − = [O 2− ] + H₂О пример: SO₃ 2− + 2OH − = SO₄ 2− + H₂O

MnO₄ – + 8H + → Mn 2+ + 4H₂O восстановление

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:

MnO₄ – + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H₂O

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

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

MnO₄ – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H₂O

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).

MnO₄ – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H₂O 2

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

MnO₄ – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H₂O 2

Далее, суммируя (вычитая) одинаковые молекулы и ионы, получаем:

или в молекулярной форме:

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:

Правильно: MnO₄ – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H₂O

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—CH₂—СН₂—ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия:

Уравнение полуреакций восстановления и окисления:

MnO₄ – +2H₂O + 3е = MnO₂ + 4ОH – 2 восстановление

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

Получаем итоговое уравнение:

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:

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

Аналогично в молекуле этиленгликоля C₂H₆O₂ 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 (С₃Н₆О) она равна -4/3. В электронном уравнении оценивается общий заряд атомов углерода. В молекуле ацетона он равен -4.