Метод электронного баланса

Процессы окисления и восстановления выражают электронными уравнениями, в которых указывается количество электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. В левой и правой частях этих полуреакций должно соблюдаться равенство числа атомов каждого элемента и зарядов. Метод подбора коэффициентов к ОВР, где используется это правило, называется методом электронного баланса, поэтому между левой и правой частью полуреакции необходимо ставить знак равенства (=). При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться следующего порядка:

1) составить схему реакции, определить степени окисления у всех атомов элементов и указать их над атомами в схеме, определить атомы, которые изменяют свою степень окисления, например:

K⁺¹Mn⁺⁷O^-2₄ + Fe⁺²S⁺⁶O^-2₄+ H⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄ Mn⁺²S⁺⁶O^-2₄ + Fe⁺³₂(S⁺⁶O^-2₄)₃ + K⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄ + H⁺¹₂O^-2,

В данной реакции изменяют степень окисления атомы марганца и железа. KMnO₄ - окислитель, FeSO₄ - восстановитель. Следует отметить, что заряды кислотных остатков не изменяются (например, SO₄^2- , NO₃^- , РО₄^3-). Здесь кислотный остаток SO₄^2-.

2) написать электронные уравнения для процессов окисления и восстановления, учитывая, что в соответствии с электронным балансом число принятых окислителем электронов равно числу электронов, отданных восстановителем:

Три колонки чисел после составления схемы движения электронов означают: числа 5 и 2 в первой слева колонке, это количество электронов, отданное восстановителем и принятое окислителем. Число десять в средней колонке это наименьшее общее кратное между количеством электронов из левой колонки. Т.е. число, которое можно поделить на 5 и 2 без остатка. Числа 2 и 5, в правой колонке, это коэффициенты, на которые надо умножить составляющие полуреакций, чтобы число принятых окислителем электронов было равно числу электронов, отданных восстановителем. После сложения левых и правых частей уравнений (с учетом коэффициентов) получают уравнение материального баланса для атомов элементов, изменяющих свою степень окисления:

2Mn⁺⁷ + 10Fe⁺² = 2Mn⁺² + 10Fe⁺³

Число атомов железа в степени окисления +3 в правой части уравнения равно двум в молекуле Fe₂(SO₄)₃, поэтому в процесс окисления записываются два атома и число электронов удваивается.

Следует помнить, что данное действие применяется всегда, если молекула содержит более одного атома окислителя или восстановителя. В баланс записывается необходимое количество атомов, а число электронов, отданных или принятых одним атомом, умножается на общее количество атомов окислителя или восстановителя.

3) расставить коэффициенты в уравнение реакции перед окислителем и восстановителем и, соответственно, перед молекулами в которых находятся продукты окисления и восстановления. Остальные коэффициенты определяют при подсчете баланса других атомов, не изменяющих степень окисления: катионы металлов, кислотные остатки и, в последнюю очередь, атомы водорода и кислорода. Сумма атомов каждого элемента в левой и в правой части уравнения должны быть равны:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Перед Fe₂(SO₄)₃ ставится цифра 5, потому что в одной молекуле уже содержится два атома железа в степени окисления +3. Следовательно, удвоив число 5, получим 10.

Коэффициенты перед атомами, не изменяющими степень окисления, определяют в следующем порядке:

- число катионов металла (в данной реакции ионов калия К⁺);

- число атомов кислотообразующих элементов (в данной реакции сера в кислотном остатке S⁺⁶);

- число атомов водорода (по ним уравнивается количество молекул воды, если они присутствуют в реакции);

- в последнюю очередь число атомов кислорода.

Очевидно, что суммы атомов каждого элемента в левой, и в правой частях уравнения, должны быть одинаковыми. Число атомов кислорода в левой части уравнения равно 80, в правой части тоже.

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Пример 12. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Cu + HNO_{3 (разб)} → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O.

Решение:

Расставим степени окисления у всех атомов, чтобы найти атомы меняющие степень окисления.

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O^-2_{3 (разб)} → Cu⁺²(N⁺⁵O^-2₃)₂ + N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2.

В приведенных соединениях изменяют степень окисления только атомы меди и азота. Азотная кислота HNO₃ - типичный окислитель (азот в высшей степени окисления +5), а Cu – восстановитель (металл в виде простого вещества). Составим электронные уравнения и уравняем число отданных и принятых электронов:

Найденные коэффициенты расставим в уравнение реакции перед окислителем и восстановителем, а затем дополнительными коэффициентами уравняем реакцию:

3Cu + 8HNO_{3 (разб)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O.

Следует отметить, что в данном примере количество атомов азота в степени окисления +5 больше, чем требуется по окислительно-восстановительному балансу. Причина в том, что помимо изменившего степень окисления атома азота, в реакции часть азотной кислоты расходуется на связывание полученных ионов меди (степень окисления азота в кислотном остатке не изменяется). Поэтому коэффициент перед азотной кислотой нужно поставить только после подсчета количества атомов азота в правой части уравнения.

Пример 13. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Решение:

Определяем степени окисления атомов элементов в их соединениях:

K⁺¹₂Cr⁺⁶₂O^-2₇ + K⁺¹₂S⁺⁴O^-2₃ + H⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄ → Cr⁺³₂(S⁺⁶O^-2₄)₃ + K⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄ + +Н⁺¹₂O^-2.

Составим электронный баланс:

Полученные коэффициенты необходимо расставить перед окислителем и восстановителем и продуктами окисления-восстановления в левой и правой частях уравнения. Затем дополнительными коэффициентами уравнять реакцию:

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O.

Проверяем число атомов металлов, неметаллов, водорода и в последнюю очередь кислорода (32=32) в левой и правой частях уравнения и заменяем стрелку → на знак равенства.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих как в гомогенных, так и в гетерогенных системах: в растворах и расплавах, при обжиге, горении. Но поскольку, понятие о степени окисления носит формальный характер и не отражает реального состояния вещества в растворе (например, ионы, Mn⁺⁷ и S⁺⁶ и т.д. не существуют в растворе в таком виде), то при составлении окислительно-восстановительных реакций в водных растворах используют электронно–ионный метод.