ЭЛЕКТРОННО-ИОННЫЙ БАЛАНС
В КУРСЕ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
СРЕДНЕЙ ШКОЛЫ

Выступление на первом педагогическом
интернет-марафоне для всей страны · 2008 год

Тема «Окислительно-восстановительные реакции» является одной из самых важных и сложных тем курса химии, без заданий по этой теме невозможно представить себе ни один вариант экзамена по химии – будь то выпускной в школе или вступительные испытания в вуз. Наши выпускники сдают ЕГЭ пока еще только в рамках эксперимента, но уже сейчас понятно, что все три части ЕГЭ по химии обязательно включают в себя вопросы по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Теоретически программы учебных предметов школьного и абитуриентского уровня должны совпадать, недаром же в любой программе для поступающих в вузы в разделе «литература» в качестве основных учебных пособий указываются школьные учебники. И действительно, названия тем в школьной и абитуриентской программе всегда одинаковы. Разница же – в уровне сложности, в перечне вопросов, скрывающихся за названием большой темы курса, в объеме знаний и умений, которыми должен обладать выпускник общеобразовательной школы и абитуриент, поступающий в вуз химического или медицинского профиля. Характерным примером вышесказанного является тема «Окислительно-восстановительные реакции» (ОВР).

На уроках химии в школе мы вводим основные понятия теории ОВР (степень окисления, окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления) и учим школьников уравнивать окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса. Этот метод позволяет расставить коэффициенты в реакции, реагенты и продукты которой известны.

Методом электронно-ионного баланса
можно составить уравнение ОВР, а не только
расставить коэффициенты

Сдавая вступительный экзамен по химии в институт, абитуриент сталкивается с заданиями, в которых нужно не только уравнять, но и составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, а это, не владея методом электронно-ионного баланса, сделать очень трудно. В качестве примера приведем одно из заданий части С ЕГЭ по химии 2007 года.

«Составьте уравнение окисления йодида калия перманганатом калия в сернокислом растворе. Приведите схему электронного (или электронно-ионного) баланса».

Ученику дается право выбора, и это задание действительно можно выполнить, владея только электронным балансом и хорошо понимая основные положения теории ОВР. Но с помощью электронно-ионного баланса данное задание выполняется гораздо проще и, что немаловажно, быстрее.

Таким образом, становится совершенно очевидным, что для обеспечения своим ученикам непрерывного образования мы должны познакомить их (на занятиях элективных курсов, в рамках факультатива или предметного кружка) с методом электронно-ионного баланса.

При использовании метода электронно-ионного баланса следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода у окислителя и присоединение кислорода восстановителем происходит по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается протонами с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов. Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

Нейтральная среда:

окислитель + Н₂О = … + ОН^–,

восстановитель + Н₂О = … + Н⁺.

Щелочная среда:

окислитель + Н₂О = … + ОН^–,

восстановитель + ОН^– = … + Н₂О.

Кислая среда:

окислитель + Н⁺ = … + Н₂О,

восстановитель + Н₂О = … + Н⁺.

Кроме того, при записи полуреакций, в отличие от метода электронного баланса, записывают только те частицы, которые существуют в растворах на самом деле, – для сильных электролитов учитывают диссоциацию и записывают реально существующий ион, а слабые электролиты записывают в полуреакциях в виде молекул. Например, используя метод электронного баланса, мы в случае восстановления перманганата калия в кислой среде запишем:

При использовании метода электронно-ионного баланса данная полуреакция будет иметь вид:

В процессе выполнения упражнений у учащихся накапливается «база данных» наиболее часто встречающихся полуреакций, что позволяет в дальнейшем достаточно легко прогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций.

Рассмотрим алгоритм составления ОВР с использованием метода электронно-ионного баланса на примере вышеупомянутой реакции из заданий ЕГЭ.

1. Записываем реагенты ОВР, определяем окислитель, восстановитель и среду раствора:

2. Записываем полуреакцию с участием окислителя, рассуждая следующим образом: перманганат калия является сильным электролитом (растворимая соль), поэтому в растворе восстановлению будет подвергаться перманганат-ион. В кислой среде перманганат-ион восстанавливается до катиона Mn²⁺. Уравниваем полуреакцию с помощью протонов и молекул воды (см. схемы полуреакций в кислой среде). Суммируем заряды ионов в полуреакции (до и после) и по разнице сумм находим число принятых или отданных в полуреакции электронов:

(процесс восстановления, участвует окислитель)

3. Записываем полуреакцию с участием восстановителя, рассуждая следующим образом: йодид калия является сильным электролитом (растворимая соль), поэтому в растворе окислению будут подвергаться йодид-ионы. В процессе окисления их степень окисления будет повышаться (возможны варианты до степени окисления 0, +1, +3, +5, +7). Наиболее устойчивой является степень окисления 0, т.е. логично ожидать образования в продуктах реакции молекулярного йода. (На самом деле в растворе будет присутствовать смесь продуктов окисления, но в уравнении записывают наиболее устойчивый из них.) Уравниваем полуреакцию (т.к. необходимо уравнять только иод, протоны и молекулы воды для уравнивания не используем):

(процесс окисления, участвует восстановитель)

4. Составляем электронно-ионный баланс: находим наименьшее общее кратное между числом принятых и отданных в полуреакциях электронов (10); разделив наименьшее общее кратное на число электронов в каждой полуреакции, получаем коэффициенты к полуреакциям:

5. Суммируем полуреакции с учетом коэффициентов, при этом получаем ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

6. Если есть необходимость, взаимно уничтожаем одинаковые частицы в левой и в правой части ионного уравнения (в данном случае такой необходимости нет).

7. Переносим полученные коэффициенты в уравнение, одновременно «достраивая» ионы до молекулярной формы. Для образования 2 молекул перманганата калия добавляем в левую часть уравнения 2 катиона калия; 16 протонов дадут нам 8 молекул серной кислоты, но для этого к ним необходимо добавить 8 сульфатных остатков, 10 йодид-ионов потребуют при «достройке» до молекулярной формы 10 катионов калия. Таким образом, для перевода исходных реагентов из ионной формы в молекулярную в данном случае мы используем 12 ионов калия и 8 сульфат-ионов, тогда как для перевода продуктов реакции подобным образом из ионной формы в молекулярную необходимо только 2 сульфат-иона (для перевода катионов марганца в сульфат марганца). Оставшиеся 12 катионов калия и 6 сульфат-ионов связываются между собой с образованием 6 молекул сульфата калия. Полученное молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции имеет вид:

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KI = 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O.

Таким образом, метод электронно-ионного баланса позволяет не только уравнивать, но и одновременно составлять окислительно-восстановительную реакцию. Надо отметить, что в курсе органической химии метод электронно-ионного баланса находит столь же широкое применение.

Упражнения на составление ОВР методом электронно-ионного баланса в курсе неорганической химии опубликованы в газете «Химия» ИД «Первое сентября» (2006, № 13, с. 12–17).

И.В.ТРИГУБЧАК,
канд. пед. наук,
победитель конкурса лучших
учителей в рамках ПНПО,
учитель химии «Сергиево-Посадской гимназии»