Метод электронного баланса

Метод электронного балансаСоставив схему окислительно-восстановительного процесса, приступают к расстановке коэффициентов.

Метод электронного баланса — наиболее распространенный способ нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Метод основан на важнейшей особенности окислительно-восстановительных процессов: общее число электронов, отданных восстановителем (или смещенных от восстановителя), равно общему числу электронов, принятых (притянутых) окислителем. Подсчет числа перемещенных электронов проводится на основе сравнения степени окисления атомов до и после реакции. Рассмотрим применение этого метода на конкретных примерах.

Пример 1. Взаимодействие железа с хлором.

Во-первых, необходимо определить окислитель и восстановитель. Атомы металлов, в том числе и железа Fe0, проявляют исключительно восстановительные свойства. Хлор Cl2 — сильный окислитель.

Далее следует проанализировать возможные продукты окисления и восстановления. Для железа характерны следующие степени окисления: 0, +2 и +3. Получить соединения железа в высшей степени окисления +6 (ферраты, например, K2FeO4) можно только действием сильнейших окислителей.
Хлор — сильный окислитель. При его взаимодействии с железом наблюдается довольно глубокое окисление Fe0 до Fe+3.

Единственным возможным вариантом восстановления Cl0 является Cl–1. Причем это наиболее устойчивая степень окисления хлора, в природе хлор встречается именно в виде хлорид-ионов Cl–. Следующий шаг — составление уравнений электронного баланса. Необходимо учесть, что молекула хлора состоит из двух атомов. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO3, конц. H2SO4 и др.) следует учесть, что металл, окисляясь, образует соль. Роль кислоты здесь двоякая: часть ее расходуется на процесс окисления металла, другая — на образование соли (без изменения степени окисления центрального атома аниона). Это усложняет расстановку коэффициентов


Пример 2. Взаимодействие натрия с концентрированной серной кислотой.

Натрий окисляется до единственно возможной для него степени окисления +1, образуя соль — сульфат натрия Na2SO4. Окислитель — концентрированная серная кислота восстанавливается активнейшим восстановителем — натрием до низшей степени окисления –2, то есть до сероводорода H2S. При этом молекулы окислителя разрушаются, также образуя воду.

Пример 3. Взаимодействие алюминия с разбавленной азотной кислотой.

Алюминий окисляется азотной кислотой до единственно возможной степени окисления Al+3, который, очевидно, будет входить в состав соли — нитрата алюминия Al(NO3)3.

Для азотной кислоты подобный анализ несколько сложнее. Начинают, как правило, с определения степени окисления элементов.

Атомы азота со степенью окисления +5, входящие в состав нитрат-ионов NO3–, проявляют более ярко выраженные окислительные свойства, чем катионы H+. Для азота степень окисления +5 — пpедельно окисленное состояние, т.е. формально предполагается, что атом N+5 лишен всех пяти электронов своего внешнего электронного слоя. Теоретически атом азота N+5 может принять любое количество электронов от 1 до 8.