Метод электронного баланса

2 термина · 14 заданий

Уравнения многих окислительно-восстановительных реакций трудно уравнять подбором: коэффициенты получаются большими, а атомы одного элемента встречаются в разных веществах. Для таких реакций есть надёжный способ — метод электронного баланса. Задание 20 ОГЭ, оцениваемое в 3 балла, проверяет именно его.

Электронное уравнение

Процессы окисления и восстановления записывают отдельными уравнениями, в которых показывают число отданных или принятых электронов. Такая запись — электронное уравнение. Для реакции цинка с сульфатом меди(II):

\[ \ce{Zn^0 - 2e- -> Zn^{+2}}, \qquad \ce{Cu^{+2} + 2e- -> Cu^0} \]

Если в молекуле простого вещества два атома, электронов считают сразу на оба: \(\ce{2N^{-3} - 6e- -> N2^0}\), \(\ce{Cl2^0 + 2e- -> 2Cl^{-1}}\).

Электронный баланс

Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Это равенство и называют электронный баланс. Если числа отданных и принятых электронов разные, находят их наименьшее общее кратное и определяют множители для каждого процесса. Эти множители становятся коэффициентами перед окислителем и восстановителем.

Алгоритм

расставьте степени окисления всех элементов в схеме реакции;
найдите элементы, которые изменили степень окисления;
составьте электронные уравнения окисления и восстановления;
найдите наименьшее общее кратное числа электронов и множители к каждому уравнению;
поставьте множители коэффициентами перед формулами окислителя, восстановителя и их продуктов;
уравняйте остальные атомы: металлы, кислотные остатки, затем водород; проверьте по кислороду;
укажите окислитель и восстановитель — вещество и элемент в нём.

Пример: медь и концентрированная азотная кислота

Схема: \(\ce{Cu + HNO3} \rightarrow \ce{Cu(NO3)2 + NO2 + H2O}\). Степень окисления меняют медь (0 → +2) и азот (+5 → +4). Составляем баланс:

\[ \begin{array}{ll} \ce{Cu^0 - 2e- -> Cu^{+2}} & \times 1 \\ \ce{N^{+5} + 1e- -> N^{+4}} & \times 2 \end{array} \]

Перед \(\ce{NO2}\) ставим 2. Но азотная кислота здесь не только окислитель: ещё две её молекулы дают нитрат-ионы для соли \(\ce{Cu(NO3)2}\). Поэтому всего азотной кислоты нужно \(2 + 2 = 4\) молекулы, а воды получится 2:

\[ \ce{Cu + 4HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O} \]

Восстановитель — медь \(\ce{Cu^0}\), окислитель — азотная кислота (азот +5).

Интересно. В батарейке идёт окислительно-восстановительная реакция, только окислитель и восстановитель разделены. Электроны, отданные восстановителем, идут к окислителю не напрямую, а по проводу, и это и есть электрический ток. Первый такой источник тока — вольтов столб из цинковых и медных кружков, проложенных тканью, смоченной раствором соли, — построил итальянский физик Алессандро Вольта в 1800 году.

Ловушка ОГЭ. Если кислота одновременно окислитель и среда, как азотная или концентрированная серная кислота в реакциях с металлами, коэффициент перед ней больше, чем даёт электронный баланс: часть кислоты не меняет степень окисления, а уходит на образование соли. В ответе к заданию 20 обязательно укажите и окислитель, и восстановитель.

Разбор задания ОГЭ. Задание 20. Для схемы реакции \(\ce{NH3 + CuO} \rightarrow \ce{Cu + N2 + H2O}\): 1) составьте электронный баланс; 2) расставьте коэффициенты; 3) укажите окислитель и восстановитель.

Решение. Степень окисления меняют азот (−3 → 0) и медь (+2 → 0). В молекуле азота два атома, поэтому окисление записываем сразу для двух атомов:

\[ \begin{array}{ll} \ce{2N^{-3} - 6e- -> N2^0} & \times 1 \\ \ce{Cu^{+2} + 2e- -> Cu^0} & \times 3 \end{array} \]

Ставим 3 перед \(\ce{CuO}\) и \(\ce{Cu}\), 2 перед \(\ce{NH3}\), 1 перед \(\ce{N2}\). Атомов водорода слева 6, значит, воды 3; проверка по кислороду: 3 слева и 3 справа.

\[ \ce{2NH3 + 3CuO ->[t^\circ] 3Cu + N2 + 3H2O} \]

Ответ: окислитель — \(\ce{CuO}\) (медь +2), восстановитель — \(\ce{NH3}\) (азот −3).

Закрепите теорию: 2 термина и 14 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.

Пройти урок arrow_forward