Как используя метод электронного баланса составить уравнение реакции по химии

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители.

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺ (см. схему):

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2) Определить окислитель и восстановитель

Найдем степень окисления элементов:

Na₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶           | 5  восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺²    | 2  окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄^2-, из которых 5 – за счет превращения 5SO₃^2- → 5SO₄^2-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄^2-— 5SO₄^2- = 3SO₄^2-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H⁺ + 3O^-2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H⁺ — кислая среда, OH^— — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- + MnO₄^— + 2H⁺ = Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄^— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn²⁺. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄^—, который, соединяясь с H⁺ образует воду:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O

Восстановитель SO₃^2- — окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃^2-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H⁺:

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O      |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺          |5             восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^— + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + H₂O = MnO₂ + SO₄^2- + OH^—

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄^—, а восстановителем SO₃^2-.

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄^— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + 2H₂O  + 3e^— = MnО₂ + 4OH^—       |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O               |3             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO₃^2- + 2MnO₄^— + H₂O =2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + OH^— = MnO₂ + SO₄^2- + H₂O

В щелочной среде окислитель MnO₄^— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄^2-. Восстановитель SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + e^— = MnО₂                                           |2             окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O         |1             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO₃^2- + 2MnO₄^— + 2OH^— = 2MnО₄^2- + SO₄^2- + H₂O

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2K₂MnO₄ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Общие понятия

Взаимодействие исходных веществ с образованием новых, при котором ядра атомов остаются неизменными, называют химическими реакциями. Для них характерно перераспределение электронов. Исходные вещества называют реагентами, а прореагирующие — продуктами реакции. Превращение может происходить как сложных, так и простых элементов. Описываются они химическими уравнениями, состоящими из двух частей. Стрелка, разделяющая их, указывает направление протекания реакции.

Числа, стоящие перед веществами, участвующими в превращении, называют коэффициентами. Они указывают на количественную часть веществ. Любая реакция может происходить как с поглощением энергии, так и её выделением. В первом случае химическое уравнение называют эндотермическим, а во втором — экзотермическим.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют встречно-параллельные превращения с изменением степени окисления. Протекают они методом перераспределения электронов между акцептором — атомом окислителем и донором — восстановителем. Для составления уравнений, описывающих такого типа процесс, используют метод электронного баланса.

Примеры заданий предполагают, что в любой реакции, которую можно описать способом баланса, участвуют две сопряжённые окислительно-восстановительные пары. В итоге фактически возникают две полуреакции. Одна характеризуется увеличением электронов, а другая их отдачей. Таким образом, процессы окисления и восстановления не могут протекать друг без друга и не изменять степень окисления элементов.

Ионы или атомы, забирающие электроны называют окислителями, а отдающие — их восстановителями. Сложность записи таких уравнений заключается в правильном подборе количества молей возникающих соединений. Уравнивающие коэффициенты могут принимать только целые значения. Конкурентом метода баланса в химии является способ полуреакций. Первый отличается простотой и используется в том случае, когда реакция происходит в газообразной среде. Второй же более подходит для реакций, проходящих в жидкости.

Суть метода

Способ электронного баланса предназначен для облегчения решения заданий по уравниванию двух частей уравнения. В его сути лежит возможность расстановки коэффициентов для окислительно-восстановительной реакции с использованием степени окисления. Впервые с объяснением способа знакомят в восьмом классе на уроке неорганической химии.

В школьных учебниках часто приводится следующая последовательность действий для установления балансировки в ОВР:

1. В уравнении определяют сложные и простые степени окисления.
2. Реакцию переписывают с расстановкой степени окисления. При этом вещества, в которых изменяется степень во всех связях, выделяют любым способом, например, подчёркиванием.
3. Находят окислитель, восстановитель, и в случае присутствия, нейтральный элемент.
4. Составляют уравнение баланса с выделением внутренних коэффициентов.
5. Определяют наименьшее общее кратное.
6. Подставляют вычисленные коэффициенты в уравнение.

Классический способ, с помощью которого можно уравнять химические выражения, основан на законе сохранения массы, когда методом подбора находятся коэффициенты до начала реакции и после её окончания. Но для ОВР их подобрать очень сложно или невозможно. Поэтому и используют способ электронного баланса, который подходит как для простых, так и сложных реакций.

Степени окисления

Определение коэффициентов методом баланса непосредственно связано с расстановкой валентности. Не зная, как правильно выполнить эту операцию, уравнять ОВР будет невозможно. Под окислением элемента понимается значение заряда его атома. Этот ион может быть условным или реальным.

Существует несколько видов химических связей. Одними из них могут быть ковалентная и ионная. И в том, и другом случае между атомами образовывается пара. В первом случае пара смещается в сторону отрицательно заряженного атома, а во втором полностью переходит к более электроотрицательной частице. Поэтому под реальным зарядом понимается процесс, характеризующийся ионной связью, а условным — возникновение заряда при ковалентной.

Например, ионное соединение NaCl = Na¹⁺ + Cl^1-. Атом натрия имеет один электрон, который в ионном соединении полностью переходит к более отрицательному атому. То есть, электрон натрия отдаётся полностью атому хлора. При этом атом, утратив один ион, приобретает заряд равный один плюс. Хлор же, получая дополнительный электрон, меняет заряд на один минус.

В химии принято заряды обозначать сначала цифрой, а после ставить знак, а степень окисления наоборот. Поэтому правильной записью с указанием валентности для рассматриваемого примера будет выражение вида: Na⁺¹ Cl^-1.

Для ковалентной полярной связи, например, молекулы HCl, общая электронная пара лишь смещается в сторону хлора. На атомах возникают частичные дельта-плюс и минус заряды. Но при расстановке значений на это внимания не обращают. Атом водорода полностью отдаёт свой электрон атому хлора. Соответственно, степень будет выглядеть как H⁺¹Cl^-1.

Следует помнить, что существуют элементы, которые всегда имеют постоянную валентность:

1. Первую — щелочные металлы и фтор.
2. Вторую — металлы II группы, главной подгруппы и кислород.
3. Третью — алюминий.

Остальные же вещества характеризуются переменной валентностью. При описании реакции характерно выделение и гидроксильной группы. Для соединения ОН значение ионов указывается единым. Например, Na⁺¹(OH)^-1. Проверку правильности расстановки зарядов можно выполнить по правилу электронейтральности, согласно которому сумма положительных электронов должна быть равна сумме отрицательных.

Простой расчёт

Разобраться в сути способа поможет простой пример. Пусть необходимо расставить коэффициенты в реакции соединения оксида меди с азотной кислотой. Первым делом необходимо записать схему сложения: CuO + NH3 = Cu + N2 +H2O. Теперь нужно расставить валентность для каждого элемента. Делать это следует внимательно, ведь от того, насколько верно будет указана валентность, зависит правильность дальнейших действий.

Опираясь на таблицу Менделеева можно утверждать, что правильная степень окисления будет выглядеть для рассматриваемого выражения следующим образом: Cu⁺² O^-2 + N^-3H⁺¹ 3 = Cu⁰ + N⁰2 +H⁺¹2O^-2. Теперь нужно отметить те элементы, которые поменяли свою валентность. Это медь, была +2, а стала 0, и азот, изменивший своё значение с -3 до 0.

На третьем шаге выписывают схемы уравнений полуреакций, изменивших окисление:

1. Cu⁺² — Cu⁰. Эта запись говорит, что два электрона были приняты медью и она стала нулевой. Обозначают этот процесс записью вида +2 e.
2. 2N^-3 — N⁰2. Тут следует обратить внимание на то, что при составлении полуреакций для молекул простых веществ обязательно следует указывать индексы. В рассматриваемом случае это двойка. Соответственно, такие выражения следует тоже уравнять. Поэтому в левой части ставится коэффициент два. Анализируя полуреакцию, можно прийти к выводу, что было -6 атомов, а стало ноль. То есть азот отдал шесть электронов. Записывается это как -6 e.

Закон сохранения заряда говорит о том, что электроны не могут взяться ниоткуда и пропасть никуда. Иными словами, какое их количество отдал восстановитель, то же их число должно быть принято окислителем.

В рассматриваемом примере получается, что два электрона были приняты, а шесть отданы. Так не бывает, поэтому нужно найти, где же потерялась разница. Для полученных чисел ищется наименьший общий знаменатель. Без остатка на них делится шесть. Выполнив действие, получают два опорных коэффициента: три и один. Таким образом, перед медью нужно поставить тройку, а азотом единицу: 3Cu⁺²O^-2 + 2N^-3H⁺¹3 = 3Cu⁰ + N⁰2 +H⁺¹2O^-2.

Опираясь на полученные значения, проводят стандартную процедуру уравнивания: 3Cu⁺²O^-2 +2N^-3H⁺¹3 = 3Cu⁰ + N⁰2 + 3H⁺¹2O^-2. Задача считается выполненной. Пожалуй, ещё можно указать, что медь в уравнении является окислителем, а азот — восстановителем.

Пример сложного соединения

Научившись решать простые задания можно переходить к формулам и сложнее. Например, соединению бромида и перманганата калия с серной кислотой. Схема реакции будет выглядеть следующим образом: KBr + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O.

Согласно правилу, нужно расставить ионны для каждого элемента: K^+1Br+1 + K⁺¹Mn⁺⁷O^-24 + H⁺¹2S⁺⁶O^-24 → Mn⁺²S⁺⁶O^-2 4 + Br02 + K⁺¹ 2 S⁺⁶O^-2 4 + H⁺¹2O^-2. В уравнении только два элемента изменили степень. Это марганец, который был +7, а стал +2, и бром, поменявший свою валентность с -1 до нуля.

Составляя уравнения полуреакций, проводят анализ. Марганец до реакции был + 7, то есть до нулевого значения ему не хватало семь единиц. После реакции же он стал +2, а значит, до нуля стало не хватать два электрона. Исходя из этого, можно утверждать, что марганец принял пять электронов: +5e.

Вторая полуреакция состоит из брома. Был он в степени -1, а стал в нулевой. При этом индекс у него стал два. Значит, первоначально в реакцию должны были вступить два атома брома. Следовательно, в исходном состоянии было 2*(-1) = -2 электрона, а после стало ноль. То есть бром отдал два электрона: — 2e.

Интересной особенностью метода является закономерность, что при составлении полуреакций в обязательном порядке в одной из них будут отдаваться электроны, а в другой забираться. Полученные уравнения будут иметь следующий вид:

Mn⁺⁷ — Mn⁺²|+5e |5.

2Br^-1 — Br⁰2 |-2e |2.

Для продолжения решения полученные цифры нужно привести к общему знаменателю. В качестве уравнителя здесь будет число десять. Разделив на него количество электронов, находят два опорных коэффициента. Для марганца это будет двойка, а брома — пятёрка.

Полученные числа подставляют в уравнение:

2KBr + 10KMnO4 + H2SO4 → 5 Br2 + 2MnSO4+ K2SO4 + H2O.

Перед бромом должна стоять пятёрка, а вот перед бромом два следует поставить уже десятку. Проверяем, в левой части десять ионов брома вступило в реакцию и десять получилось в прореагирующей части. Возле марганца ставим двойку, соответственно, изменяется и количество калия. В левой части получается 12 атомов, а в правой только два. Поэтому справа возле калия нужно поставить шесть. Аналогично уравнивают серу, водород и кислород.

В итоге полным правильным уравнением будет следующая химическая формула: 2KBr + 10KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Br2 + 2MnSO4+ 6K2SO4 + 8H2O. Полученное выражение дальше править уже не нужно. Глядя на него можно утверждать, что марганец является окислителем, а бром восстановителем.

Использование онлайн-калькулятора

В интернете существуют сервисы, использование которых позволяет не только быстро выполнить уравнивание химических уравнений, но и получить нужные знания для самостоятельных вычислений. Называются они химическими онлайн-калькуляторами. Метод электронного баланса сам по себе несложен, но порой составление полуреакций может занять длительное время. Поэтому даже опытные пользователи прибегают к их помощи.

Эти порталы привлекательны тем, что решить поставленную задачу на них сможет даже тот, кто совершенно не разбирается в химии. Доступны онлайн-калькуляторы любому, кто имеет доступ к интернету.

От пользователя требуется загрузить сайт, ввести в предоставленную форму уравнение и кликнуть по меню «Рассчитать». Через две — три секунды система выдаст правильный ответ. При этом услуга предоставляется бесплатно и без ограничений.

Алгоритм метода:

Краткий алгоритм:

Шаг 1: 

а) находим “простые” степени окисления

б) находим “сложные” степени окисления

Шаг 2: 

Переписываем уравнение со степенями окисления. Подчеркиваем РОЗОВЫМ все элементы, которые меняют степень окисления ВО ВСЕХ СОЕДИНЕНИЯХ, где они присутствуют. Если видим, что элемент работает в двух ролях, дублируем в формуле соединения для каждой роли.

Шаг 3:

а) Рисуем “образец” картинки для Н2О

б) Рисуем картинку для текущей реакции. Определяем окислитель и восстановитель

в) Разрешаем все роли в реакции: ОКИСЛИТЕЛЬ, ВОССТАНОВИТЕЛЬ, НЕЙТРАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ (если есть)

Шаг 4: 

Составляем уравнения электронного балланса (с описанием роли в начале строки). подчеркиваем ВНУТРЕННИЕ коэффициенты

Шаг 5:

Отчеркиваем черту справа. Первая колонка – количество электронов в реакции. Вторая – общее число. Третья – приведенные коэффициенты

Шаг 6:

а) ставим коэффициенты около веществ, участвующих в роли окислителя и восстановителя, учитывая внутренние. Фиксируем эти коэффициенты.

б) Ставим коэффициенты у “простых” веществ: сначала у “необычных” веществ, потом у “минимальных” (Н, О).

в) 

_____________________________

Пример 1

Даны компоненты реакции:

Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O

Шаг 1. 

Определим известные степени окисления по правилам 

Ag⁰ + H⁺¹N O^-2₃ → Ag N O^-2₃ + N O^-2 + H⁺¹₂O^-2 

Используя правило 0 заряда молекул, найдем следующие степени окисления:

найдем степень оксиления N:

H⁺¹N⁺⁵O^-2_{3 ,}

_{Зная, что} N⁺⁵ 

^{Найдем степень окисления} Ag 

 Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃

_{Шаг 2.}

^{Видим, что N работает в двух ролях, поэтому разбиваем эти роли:}

Ag⁰ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2

^{Шаг 3.}

^{Вспоминаем картинку для определения ролей:} 

Рисуем картинку для наших веществ, смотрим направление стрелок, вычисляем окислитель и восстановитель:

Определяем роли в формуле:

Ag⁰ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2

Шаг 4:

Составляем уравнения электронного балланса:

Восстановитель:    Ag⁰ – 1e = Ag⁺¹  
Окислитель:          N⁺⁵ +3e = N⁺² 

Шаг 5:

_{Отчеркиваем вертикальной чертой, и пишем количество электронов, находим наименьшее общее кратное:}

Восстановитель:    Ag⁰ – 1e = Ag⁺¹   | 1     3

                                                    |    3
Окислитель:          N⁺⁵ +3e = N⁺²    | 3     1

Шаг 6:

Начинаем уравнивать. Сначала пишем 3 для Ag и 1 для N-окислителя:

3 Ag⁰ + 1 H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → 3 Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + 1 N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2

Далее мы можем трогать только те части, которые не задействованы в окислении – восстановлении

Справа больше N

3 Ag⁰ + 1 H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + 3 H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → 3 Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + 1 N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2

^{Слева больше H}

3 Ag⁰ + 1 H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + 3 H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → 3 Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + 1 N⁺²O^-2 + 2 H⁺¹₂O^-2

Составляем таблицу с элементами:

_{Убеждаемся, что все совпало}

_{Приводим реакцию в окончательный вид, складывая одинаковые вещества:}

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O 

Проверяем, что все коэффициенты не имеют общего делителя!

Пример 2:

Дано уравнение

Cl₂ + KOH = KCl + KClO₃ + H₂O

Cl⁰₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ → K⁺¹Cl^-1 + K⁺¹Cl⁺⁵O^-23 + H⁺¹₂O^-2 

Видим, что Cl работает в двух ролях, поэтому разбиваем эти роли:

Cl⁰_{2 +} Cl⁰₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ → K⁺¹Cl^-1 + K⁺¹Cl⁺⁵O^-23 + H⁺¹₂O^-2 

5 Cl⁰_{2 + 1} Cl⁰₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ → 2*5 K⁺¹Cl^-1 + 2*1 K⁺¹Cl⁺⁵O^-23 + H⁺¹₂O^-2 

5 Cl⁰_2 + 1 Cl⁰₂ + 12 K⁺¹O^-2H⁺¹ → 2*5 K⁺¹Cl^-1 + 2*1 K⁺¹Cl⁺⁵O^-23 + H⁺¹₂O^-2 

Слева больше Н и О

Складываем одинаковые вещества:

6 Cl_{2 +} 12 KOH → 10 KCl + 2 KClO3 + 6 H₂O

 Проверяем, что все коэффициенты не имеют общего делителя!

Находим общий делитель – 2. Делим:

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

источники примеров: 

http://profmeter.com.ua/communication/learning/course/course6/lesson326/ – пример №1 (пр. А)

http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html – пример №2 (из задачи 5)

Делаем на занятии 

KClO₃ = KCl + KClO₄

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Zn + H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

(ответ http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html)

HCl + MnO₂ Cl₂ + MnCl₂ + H₂O

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

(ответ http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-28.html)

---

Метод электронного баланса и уравнения химических реакций

---

В 20 задании ОГЭ по химии необходимо полностью предоставить решение. Решение 20 задания – составление уравнения химической реакции методом электронного баланса.

---

Теория к заданию №20 ОГЭ по химии

---

Об окислительно-восстановительных реакциях мы уже с Вами говорили в 14 задании ОГЭ по химии. Теперь рассмотрим метод электронного баланса на типовом примере, но перед этим узнаем, что это за метод и как им пользоваться.

Метод электронного баланса

HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O

Определите окислитель и восстановитель.

Итак, составляем электронный баланс. В данной реакции у нас меняют степени окисления сера и йод.

Сера находилась в степени окисления +6, а в продуктах – -2. Йод имел степень окисления -1, а стал 0.

Если у Вас возникли трудности с расчетом, то вспомните, как рассчитывать степень окисления.

1 | S⁺⁶ + 8ē → S^–2
4 | 2I^–1 – 2ē → I²

Сера забирает 8 электронов, а йод отдает только два – общее кратное 8, и дополнительные множители 1 и 4!

Расставляем коэффициенты в уравнении реакции согласно полученным данным:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

Не забываем указать, что сера в степени окисления +6 является окислителем, а иод в степени окисления –1 – восстановителем.

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Ключевые слова конспекта: окислительно-восстановительные реакции, метод электронного баланса, окисление, восстановление, расстановка коэффициентов.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается. Восстановление – процесс приёма электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Темы, связанные с настоящим конспектом:

• Степень окисления химических элементов
• Окислительно-восстановительные реакции
• Окислители и восстановители

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Рассмотрим составление схем электронного баланса на примере горения фосфора (а) и взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой (б).

1. Запишем схемы реакций, вычислим степени окисления элементов и определим элементы, у которых они меняются:

1. Составим схемы, отражающие процессы перехода электронов:

1. Определим, какой процесс является окислением, а какой – восстановлением; какой элемент является окислителем, а какой – восстановителем:

1. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого найдём наименьшее общее кратное для числа отданных и числа принятых электронов. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов находим коэффициенты:

1. Перенесём коэффициенты в исходную схему (п. 1), преобразуя её в уравнение реакции:

Перед формулой HCl мы не поставили коэффициент, так как не все ионы Cl^– участвовали в окислительно-восстановительном процессе, часть из них участвовала в образовании солей.

В уравнении (б) требуется уравнять количество атомов элементов, не участвующих в окислительно-восстановительном процессе (К, Н, частично Cl). Получаем уравнение:

При правильной расстановке коэффициентов количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения будет одинаково (в случае (б) – 8).

Алгоритм расстановки коэффициентов на примерах

Пример 1. Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

1) Определяем степени окисления всех элементов;
2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;
3) Составляем электронный баланс

Число принятых и отданных электронов переносим крест –накрест и сокращаем. Это множители, которые позволяют осуществить закон сохранения: число принятых электронов должно быть равно числу отданных электронов.

Теперь эти множители нужно внести в схему реакции, они должны стать коэффициентами. Перед атомами меди в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 3. В этом действии можно не сомневаться, так как медь в левой и правой части встречается только по одному разу.
3Cu + HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

А вот с азотом возникает вопрос: к какому из атомов азота относится коэффициент 2? Ответ: к тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +2. Ставим коэффициент 2 перед NO.
3Cu + HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: в правой части после выставления коэффициентов из баланса перед всеми атомами азота есть коэффициенты, пересчитаем азот в правой части – 8, ставим этот коэффициент перед азотной кислотой.
3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O

Теперь в левой части поставлен коэффициент перед водородом, число его атомов 8. Ставим в правую часть перед водой 4.
3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. 24 = 24.
Если равно – коэффициенты расставлены правильно, если нет – ищем ошибку.

---

Пример 2. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

1) Определяем степени окисления всех элементов;
2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;
3) Составляем электронный баланс

Перед атомами марганца в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 2. В этом действии можно не сомневаться, так как марганец в левой и правой части встречается только по одному разу.
2KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

С серой возникает вопрос: к какому из атомов серы относится коэффициент 5? К тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +4. Ставим коэффициент 5 перед K₂SO₃.
2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: калий (в левой части 10+2=12, перед K₂SO₄ поставим 6.
2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + H₂O

Теперь в правой части поставлены коэффициенты перед серой, число её атомов 8. В левой части уже есть коэффициент перед серой 5, не хватает еще 3.
2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + H₂O

Сравниваем число атомов водорода. Ставим перед водой 3.
2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. 35 = 35.

Случаи, когда индекс при химическом элементе
вносится в электронный баланс.

Случай 1. Если формула простого вещества записывается с индексом: NH₃ + O₂ → NO + H₂O

5 ставим перед простым веществом – кислородом,
4 – перед азотом в левой и правой части уравнения,
уравниваем водород, проверяем кислород.
4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Случай 2. Если в молекуле атомы одного элемента соединены между собой (то есть присутствует ковалентная неполярная связь): пероксиды, дисульфиды, тиосульфат, веселящий газ, органические вещества: Cr(OH)₃ + H₂O₂ + KOH –> K₂CrO₄ + H₂O

3 ставим перед пероксидом водорода,
2 – перед хромом в левой и правой части уравнения,
уравниваем калий, потом – водород, проверяем кислород.
2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4KOH = 2K₂CrO₄ + 8H₂O

Случай 3. Если у одного элемента в левой и правой части уравнения есть одинаковый индекс: K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H2SO4 –> Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Перед сульфитом ставим 3, перед хромом в левой и правой части коэффициент не нужен, уравниваем калий (в правой части перед сульфатом калия ставим 4), затем – серу (в левой части перед серной кислотой – 4), водород – перед водой 4, проверяем кислород.
K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

---

Вы смотрели конспект урока по химии «Метод электронного баланса».

Следующая тема: «Окислители и восстановители».