Метод электронного баланса ОВР: примеры расстановки

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - один из обязательных разделов школьного курса химии, и именно они чаще всего вызывают затруднения при подготовке к ЕГЭ. Причина простая: одной реакционной логики мало - нужен строгий алгоритм расстановки коэффициентов. Метод электронного баланса - самый надёжный из таких алгоритмов: он строится на законе сохранения заряда и работает для любого типа ОВР. Чтобы сразу попрактиковаться в составлении баланса, воспользуйтесь интерактивным калькулятором ниже - он покажет электронный баланс и коэффициенты для типовых реакций на основе степеней окисления.

Что такое электронный баланс и зачем он нужен

В ОВР одни атомы отдают электроны (окисляются), другие - принимают (восстанавливаются). Метод электронного баланса основан на одном правиле: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Из этого равенства и находятся коэффициенты уравнения.

Смысл шагов таков:

1. Определить степени окисления всех элементов до и после реакции.
2. Выделить атомы, которые изменили степень окисления (именно они участвуют в переносе электронов).
3. Записать электронные полуреакции: одна - для окисления (отдача электронов), другая - для восстановления (приём электронов).
4. Уравнять число электронов в обеих полуреакциях (найти наименьшее общее кратное).
5. Перенести полученные множители в уравнение как коэффициенты перед формулами веществ, содержащих изменившие степень окисления атомы.
6. Расставить коэффициенты перед остальными веществами по балансу водорода, кислорода и металлов.

Рассчитать для своей задачи

Пример 1: реакция железа с хлором

Разберём реакцию, которая часто встречается в задачах:

$$2\,\text{Fe} + 3\,\text{Cl}_2 \rightarrow 2\,\text{FeCl}_3$$

Шаг 1. Степени окисления.

• Fe в простом веществе: $0$.
• Cl в $\text{Cl}_2$: $0$.
• Fe в $\text{FeCl}_3$: $+3$.
• Cl в $\text{FeCl}_3$: $-1$.

Шаг 2. Электронные полуреакции.

$$\text{Fe}^0 - 3e^- \rightarrow \text{Fe}^{+3} \quad |\times 2$$ $$\text{Cl}_2^0 + 2e^- \rightarrow 2\,\text{Cl}^{-} \quad |\times 3$$

Fe отдаёт по 3 электрона, Cl принимает по 2 (каждая молекула $\text{Cl}_2$ принимает 2 электрона). НОК(3, 2) = 6, значит нужно 2 атома Fe и 3 молекулы $\text{Cl}_2$. Итого - те самые коэффициенты 2 и 3, которые стоят в ответе.

Пример 2: реакция перманганата калия с сульфитом натрия в кислой среде

Это типичный «сложный» пример из ЕГЭ:

$$2\,\text{KMnO}_4 + 5\,\text{Na}_2\text{SO}_3 + 3\,\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\,\text{MnSO}_4 + 5\,\text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 3\,\text{H}_2\text{O}$$

Определяем, что меняет степень окисления:

• Mn в $\text{KMnO}_4$: $+7$ → Mn в $\text{MnSO}_4$: $+2$. Приём 5 электронов.
• S в $\text{Na}_2\text{SO}_3$: $+4$ → S в $\text{Na}_2\text{SO}_4$: $+6$. Отдача 2 электронов.

Электронный баланс:

$$\text{Mn}^{+7} + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{+2} \quad |\times 2$$ $$\text{S}^{+4} - 2e^- \rightarrow \text{S}^{+6} \quad |\times 5$$

НОК(5, 2) = 10: 2 молекулы $\text{KMnO}_4$ (принимают 10 e⁻) и 5 формульных единиц $\text{Na}_2\text{SO}_3$ (отдают 10 e⁻). Коэффициенты перед $\text{H}_2\text{SO}_4$ и $\text{H}_2\text{O}$ находятся по балансу кислорода и водорода.

Рассчитать для своей задачи

Пример 3: реакция меди с концентрированной азотной кислотой

$$\text{Cu} + 4\,\text{HNO}_3\,(\text{конц.}) \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$

• Cu: $0 \rightarrow +2$. Отдача 2 электронов.
• N в $\text{HNO}_3$: $+5 \rightarrow +4$ в $\text{NO}_2$. Приём 1 электрона.

$$\text{Cu}^0 - 2e^- \rightarrow \text{Cu}^{+2} \quad |\times 1$$ $$\text{N}^{+5} + 1e^- \rightarrow \text{N}^{+4} \quad |\times 2$$

Одна молекула Cu отдаёт 2 электрона, а два иона $\text{N}^{+5}$ (из двух молекул $\text{HNO}_3$) принимают по 1 электрону. Отсюда: коэффициент 1 перед Cu и 2 перед $\text{NO}_2$. Остальные - из баланса N и кислорода. Обратите внимание: из четырёх молекул $\text{HNO}_3$ только две выступают окислителями, ещё две «связывают» медь в соль.

Пример 4: диспропорционирование хлора в щелочи

Некоторые атомы могут одновременно окисляться и восстанавливаться - это диспропорционирование:

$$\text{Cl}_2 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}$$

• Cl в $\text{Cl}_2$: $0$.
• Cl в $\text{NaCl}$: $-1$ (принял 1 электрон, восстановился).
• Cl в $\text{NaClO}$: $+1$ (отдал 1 электрон, окислился).

$$\text{Cl}^0 + 1e^- \rightarrow \text{Cl}^{-} \quad |\times 1$$ $$\text{Cl}^0 - 1e^- \rightarrow \text{Cl}^{+} \quad |\times 1$$

Баланс сходится при коэффициенте 1 для обеих полуреакций: одна молекула $\text{Cl}_2$ даёт один ион $\text{Cl}^-$ и один ион $\text{ClO}^-$.

Частые ошибки при составлении электронного баланса

• Не учитывают, сколько атомов в формуле. Если в балансе написан $\text{Cl}_2$, а не один атом Cl, число электронов нужно умножать на 2. Часто пишут «приём 1 e⁻» вместо «приём 2 e⁻» для $\text{Cl}_2$.
• Путают степень окисления и заряд иона. Степень окисления - формальная величина, она может быть дробной и нецелой (например, у Fe в $\text{Fe}_3\text{O}_4$ - $+8/3$). Для баланса берут разницу степеней окисления, а не реальный заряд частицы.
• Пропускают среду реакции. В кислой среде к балансу кислорода добавляют $\text{H}_2\text{O}$ и $\text{H}^+$; в щелочной - $\text{OH}^-$. Без среды коэффициенты перед водой и кислотой/щёлочью останутся неверными.
• Забывают проверить баланс по всем элементам. После расстановки коэффициентов обязательно проверяют атомы всех элементов и суммарный заряд (для ионных уравнений). Одна незамеченная ошибка - и всё уравнение неверно.
• Неправильно определяют степень окисления серы и азота. Эти элементы имеют много степеней окисления. Нужно считать через уравнение: сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, в ионе - заряду.

FAQ

Чем электронный баланс отличается от метода полуреакций?

Метод электронного баланса записывает передачу электронов без учёта среды - он показывает только изменение степени окисления. Метод полуреакций (ионно-электронный) расписывает каждый шаг с реальными частицами (ионами, молекулами воды) в кислой или щелочной среде. В ЕГЭ по химии допускается оба метода, но для молекулярных уравнений электронный баланс быстрее.

Можно ли применять метод к реакциям в органической химии?

Да, метод работает и для органики. Например, при окислении этанола до уксусной кислоты атом углерода меняет степень окисления с $-1$ до $+3$, то есть отдаёт 4 электрона. Принцип тот же, но следить за степенями окисления углерода труднее - их нужно считать отдельно для каждого атома C в молекуле.

Как расставить коэффициенты, если один и тот же элемент встречается и среди окисляющихся, и среди восстанавливающихся (диспропорционирование)?

В этом случае один и тот же элемент выступает одновременно и восстановителем, и окислителем. Составляют два балансовых уравнения (как в примере с хлором), находят множители отдельно для каждого «направления» и переносят их в уравнение. Итоговый коэффициент перед исходным веществом - сумма этих множителей.

Коротко

Метод электронного баланса - универсальный алгоритм для расстановки коэффициентов в ОВР: определить степени окисления, составить полуреакции с числом электронов, уравнять переданные электроны через НОК, перенести множители в уравнение и дорасставить остальные коэффициенты. Чёткое следование шагам позволяет правильно решить любую задачу по ОВР - от простейших реакций металлов с галогенами до сложных реакций с перманганатом в кислой среде.