Электронный баланс — урок. Химия, 11 класс.

В окислительно-восстановительных реакциях для расстановки коэффициентов часто используют метод электронного баланса. Этот метод основан на равенстве чисел электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем.

Пример:

расставим коэффициенты в уравнении реакции фосфора с серной кислотой:

P + H_{2} {SO}_{4} \to H_{3} {PO}_{4} + {SO}_{2} + H_{2} O .

1. Указываем степени окисления элементов и определяем, какие из них изменяются:

\overset{0}{\underline{P}} + \overset{+ 6}{H_{2} {\underline{S} O}_{4}} \to \overset{+ 5}{H_{3} {\underline{P} O}_{4}} + \overset{+ 4}{{\underline{S} O}_{2}} + H_{2} O .

2. Записываем процессы окисления и восстановления, составляем электронный баланс.

Атом фосфора отдаёт \(5\) электронов, а атом серы принимает \(2\) электрона. Уравниваем число электронов в процессах окисления и восстановления, умножив на соответствующие коэффициенты:

\begin{array}{l} \overset{0}{P} - 5 \overline{e} \to \overset{+ 5}{P} | 5 | \times 2 - окисление; \\ \overset{+ 6}{S} + 2 \overline{e} \to \overset{+ 4}{S} | 2 | \times 5 - восстановление . \end{array}

3. Записываем полученные коэффициенты перед формулами соединений фосфора и серы, определяем коэффициент перед формулой воды:

2 P + {5 H}_{2} {SO}_{4} = {2 H}_{3} {PO}_{4} + {5 SO}_{2} + {2 H}_{2} O .

Обрати внимание!

Если в формуле исходного вещества указано несколько атомов окислителя или восстановителя, то это учитываем при составлении баланса.

Пример:

составим баланс для реакции сернистого газа с бромом:

{SO}_{2} + \underline{{Br}_{2}} + H_{2} O \to H_{2} {SO}_{4} + HBr .

\overset{+ 4}{{\underline{S} O}_{2}} + \overset{0}{{\underline{Br}}_{2}} + H_{2} O \to H_{2} \overset{+ 6}{{\underline{S} O}_{4}} + \overset{- 1}{H \underline{Br} .}

2. Атом серы отдаёт \(2\) электрона. В молекуле брома два атома, каждый из них принимает по \(1\) электрону. Уравниваем число электронов в процессах окисления и восстановления, умножая на коэффициенты:

\begin{array}{l} \overset{+ 4}{S} - 2 \overline{e} \to \overset{+ 6}{S} | 2 | \times 1 - окисление; \\ \overset{0}{\underline{2 Br}} + 2 \overline{e} \to \overset{- 1}{2 Br} | 2 | \times 1 - восстановление . \end{array}

3. Переносим коэффициенты в уравнение реакции:

{SO}_{2} + {Br}_{2} + {2 H}_{2} O = H_{2} {SO}_{4} + 2 HBr .

Обрати внимание!

В некоторых реакциях реагенты расходуются не только на процессы окисления и восстановления, но и на солеобразование.

Пример:

в реакции меди с разбавленной азотной кислотой кислота расходуется на ОВР и на образование нитрата:

\underline{{HNO}_{3}} + Cu \to \underline{{{Cu (NO}_{3})}_{2}} + \underline{NO} + H_{2} O .

\overset{+ 5}{{H \underline{N} O}_{3}} + \overset{0}{\underline{Cu}} \to \overset{+ 2}{{{\underline{Cu} (NO}_{3})}_{2}} + \overset{+ 2}{\underline{N} O} + H_{2} O .

2. Составим электронный баланс:

\begin{array}{l} \overset{0}{Cu} - 2 \overline{e} \to \overset{+ 2}{Cu} | 2 | \times 3 - окисление; \\ \overset{+ 5}{N} + 3 \overline{e} \to \overset{+ 2}{N} | 3 | \times 2 - восстановление . \end{array}

3. Переносим полученные коэффициенты в схему реакции: \(3\) — перед формулами меди и нитрата меди(\(II\)), \(2\) — перед формулой оксида азота, \(2 + 6 = 8\) — перед формулой азотной кислоты (\(6\) молекул кислоты необходимы для образования соли):

{8 HNO}_{3} + 3 Cu \to {{3 Cu (NO}_{3})}_{2} + 2 NO + H_{2} O .

4. Определяем коэффициент перед формулой воды:

{8 HNO}_{3} + 3 Cu = {{3 Cu (NO}_{3})}_{2} + 2 NO + {4 H}_{2} O .

Обрати внимание!

Метод электронного баланса можно использовать, не выписывая отдельно процессы окисления и восстановления.

Пример:

расставим коэффициенты в уравнении реакции нитрита натрия с перманганатом калия.

1. Определяем степени окисления, находим окислитель и восстановитель и подписываем переход электронов под их формулами:

\overset{+ 3}{\underset{- 2 \overline{e}}{{Na \underline{N} O}_{2}}} + \overset{+ 7}{\underset{+ 5 \overline{e}}{{K \underline{Mn} O}_{4}}} + H_{2} {SO}_{4} = \overset{+ 5}{{Na \underline{N} O}_{3}} + \overset{+ 2}{{\underline{Mn} SO}_{4}} + K_{2} {SO}_{4} + H_{2} O .

2. Уравниваем число отданных и принятых электронов, подобрав подходящие множители (коэффициенты):

\overset{+ 3}{\underset{5 \cdot (- 2 \overline{e})}{{Na \underline{N} O}_{2}}} \overset{+ 7}{\underset{= 2 \cdot (+ 5 \overline{e})}{{+ K \underline{Mn} O}_{4}}} + H_{2} {SO}_{4} = \overset{+ 5}{{NaNO}_{3}} + \overset{+ 2}{{Mn SO}_{4}} + K_{2} {SO}_{4} + H_{2} O .

3. Расставляем полученные коэффициенты перед формулами восстановителя, окислителя, продуктов окисления и восстановления. Добавляем коэффициенты перед другими веществами:

{5 NaNO}_{2} {+ 2 KMnO}_{4} + {3 H}_{2} {SO}_{4} = {5 NaNO}_{3} + {2 Mn SO}_{4} + K_{2} {SO}_{4} + {3 H}_{2} O .

Предыдущая теория

Вернуться в тему

Следующее задание

Отправить отзыв

Нашёл ошибку?

Сообщи нам!

3. Электронный баланс

Теория: