Метод полуреакций онлайн

Сбалансирование окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Онлайн калькулятор для уравнивания(сбалансирования) несбалансированного окислительно-восстановительной химической реакции.

Описание окислительно-востановительной реакции

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого

Пример окислительно-востановительной реакции

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
б) Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O
в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO₃ степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H₂O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2 . Запишем уравнение в новом виде, с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 ₃ → Ag +1 N +5 O -2 ₃ + N +2 O -2 + H +1 ₂O -2

• В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO₃
• Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO₃ коэффициент 4
• Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H₂O

Пример «б»

Для H₂SO₄ степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO₄ степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H₂S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca 0 +H +1 ₂S +6 O -2 ₄ → Ca +2 S +6 O -2 ₄ + H +1 ₂S -2 + H +1 ₂O -2
Ca 0 — 2e = Ca +2 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2

Пример «в»

Для Be(NO₃)₂ степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

Be 0 + H +1 N +5 O -2 ₃ → Be +2 (N +5 O -2 ₃)₂ + N +2 O -2 + H +1 ₂O -2
Be 0 — 2e = Be +2 (коэффициент 3)
N +5 +3e = N +2 (коэффициент 2)

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

1. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

1. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

How-to: уравнивание ОВР (не последний вариант).

Меня что-то под конец совсем понесло, начинал весь такой серьёзный! 🙂 жду ваших дополнений, предложений и т.д. Этот пост будет постепенно редактироваться. См. также обсуждение на chemport.ru.

Вовочка спрягает французские глаголы уравнивает окислительно-восстановительные реакции. На уравнивание одной окислительно-восстановительной реакции у Вовочки уходит 25 минут. После каждой уравненной окислительно-восстановительной реакции время, затрачиваемое на уравнивание следующей, уменьшается на 10 секунд. Успеет ли Вовочка научиться уравнивать окислительно восстановительные реакции за 2 минуты до начала вступительных экзаменов в ВУЗы, если сегодня 8 апреля, а больше 3 окислительно-восстановительных реакций в день Вовочка уравнивать физически не может?

Метод полуреакций для уравнивания ОВР.

Метод полуреакций является удобным и универсальным методом уравнивания окислительно-восстановительных реакций. Методом полуреакций можно уравнять даже такие реакции, которые крайне сложно уравнять другими методами (см. примеры в конце). Прелесть метода заключается в том, что именно в форме полуреакций записаны справочные данные по стандартным электродным потециалам. А это значит, что большинство необходимых полуреакций можно брать прямо из справочников!

Алгоритм.

Вспомним, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель.

Руководствуясь здравым смыслом и значениями электроотрицательностей, определим степени окисления каждого элемента в каждом соединении в левой и правой частях уравнения. У нас должна получиться такая картина:

Fe 0 → Fe +2 — элемент потерял электроны, повысил степень окисления (окислился);
H +1 → H 0 — элемент получил электроны, понизил степень окисления (восстановился);
Cl -1 → Cl -1 — степень окисления элемента не изменилась.

Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде:

2H + +2e — = H₂
Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде:

Суммарное уравнение и является уравнением ОВР, записанном в ионном виде. При «сложении» полуреакций окисления и восстановления каждую полуреакцию следует умножить на соответствующий коэффициент таким образом, чтобы в левой и правой части уравнения было одинаковое количество электронов. В данном случае и в левой, и в правой части по два электрона, поэтому умножать не нужно. (Точнее, эти коэффициенты равны единице).

Fe + 2H + = Fe 2+ + H₂ — уравнение ОВР в ионном виде. Для перехода в стандартный вид добавим противоионы — в нашем случае хлорид-ионы Cl — .

Рассмотрим более сложный пример. Задание: уравнять реакцию окисления перекиси водорода перманганатом калия в кислой среде:

Полуреакция восстановления составляется таким образом, чтобы ион-окислитель (MnO₄ — ) любой ценой превратился в ион-продукт (Mn 2+ ). Избыточный кислород из иона-окислителя должен оказаться в правой части полуреакции в виде воды.

Поскольку превращение протекает в кислой среде, для этого следует добавить соответствующее количество протонов:

По разнице зарядов в левой и правой частях находим число электронов. Не забываем, что электроны заряжены отрицательно! Сумма зарядов слева = +7, сумма зарядов справа = +2, следовательно, в левую часть нужно добавить 5 электронов, что соответствует переходу марганца из степени окисления +7 в степень окисления +2:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Аналогично с полуреакцией окисления. Следует помнить понятие силы электролита. Слабые электролиты, такие как H₂O₂, в растворе будут находиться в молекулярном виде. Избыточный водород превращается в протоны, а недостаток кислорода, если таковой имеется, восполняется из воды, которая также превращается в протоны (см. примеры ниже).

Для избавления от электронов умножим полуреакцию восстановления на 2, а полуреакцию окисления на 5. Очевидна ли связь с понятием наименьшего общего кратного? Слева и справа получается по 10 электронов. Ура!

2 || MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O
5 || H₂O₂ = O₂ + 2H + + 2e —
________________________________________ ___________________
5H₂O₂ + 2MnO₄ — + 16H + + 10e — = 5O₂ + 2Mn 2+ + 8H₂O + 10H + + 10e —

В обоих частях уравнения оказались протоны, но это легко исправить!

Мы получили краткое ионное уравнение ОВР. Теперь добавим противоионы так, чтобы суммарный заряд в обоих частях уравнения был равен нулю, и получим полное ионное уравнение ОВР. Если до этого по ходу решения не было ошибок, это действие будет элементарным:

Теперь рекомендуется проверить правильность уравнивания реакций. Для этого проще всего посчитать количество атомов кислорода в левой (5•2+2•4+3•4=30) и правой (5•2+4+2•4+8=30) частях уравнения и убедиться, что они равны. Для полной уверенности можно пересчитать и атомы водорода: (5•2+3•2=16=8•2). В некоторых случаях подсчёт атомов кислорода может показаться затруднительным.

Пересчитаем сульфатные остатки: 6+7=13, 9+1+3=13. 7 атомов кислорода из бихромата превратились в 7 молекул воды. Всё сходится!

Уравнивание сложных реакций.

С помощью сложных реакций можно уравнять. всё, что угодно, бумага стерпит. [в Аванте был пример выдуманной реакции с каким-то карбамидно-тиоцианатным комплексом хрома, с коэффициентами под 1000. Подсмотрите, пожалуйста?]. Метод особенно хорош для уравнивания реакций окисления органических веществ.

Окисление этилбензола в бензойную кислоту (Ph = C₆H₅, остаток бензола. Раз в реакции он не участвует, зачем ему нас смущать своими лишними углеродами и водородами?). Попробуйте уравнять методом электронного баланса:

Ну как? И тут, весь в белом, появляется метод полуреакций. Полуреакцию восстановления мы уже видели, а полуреакция окисления в кислой среде составляется по простому принципу «недостаток кислорода — из воды, лишний водород — в протоны». Получаем:

12 || MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O
5 || PhC₂H₅ + 4H₂O = PhCOOH + CO₂ +12H + + 12e —
________________________________________ _______________________________

Окисление перфторнафталина (октафторнафталина, C₁₀F₈) 100%-й азотной кислотой в перфторфталевый ангидрид (тетрафторфталевый ангидрид, C₈F₄O₃:

10 || NO₃ — + 2H + + e — = NO₂ + H₂O
1 || C₁₀F₈ + 7H₂O = C₈F₄O₃ + 2CO₂ + 4F — + 14H + + 10e —
________________________________________ ____________________

Полное окисление полипиррольной смолы (приблизительная формула C₄H₃N) хромпиком (раствор бихромата калия в концентрированной серной кислоте; приблизительная формула K₂Cr₃O₁₀). Используется для отмывания химической посуды от этой самой смолы:

Полуреакции восстановления некоторых веществ.

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O (кислая среда, Mn +7 → Mn +2 );
MnO₄ — + 4H + + 3e — = MnO₂ + 2H₂O (нейтральная среда, Mn +7 → Mn +4 );
MnO₄ — + e — = MnO₄ 2- (щелочная среда, Mn +7 → Mn +6 );

Cr₂O₇ 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H₂O (Cr +6 → Cr +3 )
CrO₄ 2- + 4H₂O + 3e — = [Cr OH)₆] 3- + 2OH — (то же; не забываем про равновесие 2CrO₄ 2- + 2H + = Cr₂O₇ 2- + H₂O)

2XO₃ — + 10H + + 10e — = X₂ + 5H₂O (X +5 → X 0 ) (X = Cl, Br, I)
X₂ + 2e — = 2X — (X = Cl, Br, I)

2H + +2e — = H₂ (H + → H 0 )
SO₄ 2- + 4H + + 2e — = SO₂ + 2H₂O (S +6 → S +4 )
SO₄ 2- + 8H + + 6e — = S + 4H₂O (S +6 → S 0 )
NO₃ — + 2H + + e — = NO₂ + H₂O (N +5 → N +4 )
NO₃ — + 4H + + 3e — = NO + 2H₂O (N +5 → N +2 )
2NO₃ — + 12H + + 10e — = N₂ + 6H₂O (N +5 → N 0 )

МЕТОД ЭЛЕКТРОННО-ИОННОГО БАЛАНСА (МЕТОД ПОЛУРЕАЦИЙ)

Сегодня мы научимся расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях (сокращенно ОВР) методом электронно-ионного баланса.

Задание обычно звучит так:

Подберите коэффициенты к уравнениям окислительно-восстановительной реакции, используя метод электронно-ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Для примера разберем следующую ОВР:

Первым делом «растворяем то, что растворяется», иначе говоря, растворимые соединения разбиваем на анионы (отрицательно заряженные ионы) и катионы (положительно заряженные ионы).

Для нашей реакции:

Сl₂ 0 + K₂ 1+ + S 2- + K 1+ + OH 1- → K 1+ + Cl 1- + K₂ 1+ + SO₄ 2- + H₂O

Сокращаем те ионы, которые повторяются и слева, и справа и получаем уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:

Сl₂ 0 + S 2- + OH 1- → Cl 1- + SO₄ 2- + H₂O

Определим среду нашей ОВР. Ионы OH- в левой части реакции говорят нам, что среда щелочная. Это хуже, чем кислотная, но мы справимся ☺

Расставим степени окисления над каждым атомом. Принцип очень простой: степень окисления кислорода (почти) всегда 2-; водорода – 1+; степень окисления металлов равна порядковому номеру группы в таблице Менделеева, где живет этот металл. Степени окисления оставшихся атомов вычисляем, вычитая из степени окисления всего иона степени окисления известных атомов.

Сl₂ 0 + S 2- + O 2- H 1+ → Cl 1- + S 6+ O₄ 2- + H₂O 2-

Видно, что в ОВР изменяются степени окисления хлора (было 0, стало 1-) и серы (было 2-, стало 6+).

Степень окисления хлора уменьшилась, т.е. он забрал себе лишние электроны. Степень окисления серы увеличилась, т.е. она электроны отдала. Ион, отдавший ионы, называется восстановителем; получивший электроны – окислителем.

Теперь записываем две полуреакции для серы и для хлора:

Cl₂ 0 → Cl 1- — окислитель, полуреакция восстановления

S 2- → SO₄ 2- — восстановитель, полуреакция окисления

После десятка-другого ОВР все описанное выше делается в уме за несколько секунд.

Теперь начинаем работать с выделенными полуреакциями.

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента (хлора).

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода. У нас кислорода нет, едем дальше.

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода. Водорода тоже нет, едем дальше.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. В нашем случае слева заряд 0, справа 2 заряда по -1, достаточно очевидно, что нужно добавить 2 электрона слева. Что мы и делаем:

Cl₂ 0 + 2е → 2Cl 1-

Одна полуреакция готова. Принимаемся за вторую.

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента (серы). У нас они уже равны, едем дальше.

Поскольку среда щелочная, шаг второй и шаг третий объединяем: нужно уравнять количества атомов кислорода и водорода, причем делать это нужно, добавляя слева ионы OH-, а справа молекулы воды. Я это делаю обычно перебором. В нашем случае справа нужно добавить 8 ионов OH — , а слева – 4 молекулы воды.

Все атомы уравнялись.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. В нашем случае слева заряд -10, справа -2, вычитаем слева 8 электронов:

S 2- + 8OH — — 8e → SO₄ 2- + 4H₂O

Теперь выписываем наши уравненные полуреакции рядом. Хлор забирает 2 электрона, сера отдает 8 электронов, значит, чтобы все сошлось, необходимо умножить полуреакцию хлора на 4.

А если делать на автомате, то записываем количество электронов, сокращаем (если сокращается) и меняем местами. На получившееся число умножаем полуреакцию и собираем обратно в молекулярно-ионную запись.

Cl₂ 0 + 2е → 2Cl — 2→1→4

S 2- + 8OH — — 8e → SO₄ 2- + 4H₂O 8→4→1

4Сl₂ 0 + S 2- + 8OH — → 8Cl — + SO₄ 2- + 4H₂O

Проверяем, все ли сходится: хлора – по 8 атомов с каждой стороны, серы – по 1, водорода – по 8, кислорода – по 8.

С теми же коэффициентами переписываем полную ОВР.

Для закрепления рассмотрим еще одну реакцию, на этот раз с кислой средой. Не буду расписывать так же подробно, только ключевые моменты.

Наметанным глазом сразу видно: степени окисления меняются у алюминия и у хрома. Выписываем полуреакции и уравниваем их.

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента – выполнено.

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода – выполнено.

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода – выполнено.

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. Слева заряд 0, справа +3, нужно вычесть слева 3 электрона. Алюминий электроны отдает, значит, он в реакции восстановитель, а его полуреакция является полуреакцией окисления.

Шаг первый: уравниваем количество атомов главного элемента.

Шаг второй: уравниваем количество атомов кислорода с помощью воды.

Шаг третий: уравниваем количество атомов водорода c помощью ионов H + , потому что среда кислая. О том, что она кислая, нам говорит наличие кислоты в левой части реакции (если бы мы записали ионно-молекулярную форму реакции, слева остались бы ионы H + )

Шаг четвертый: уравниваем заряды с помощью электронов. Слева заряд +12, справа 2 раза по +3, нужно добавить слева 6 электрона. Хром электроны забирает, значит, он в реакции окислитель, а его полуреакция является полуреакцией восстановления.

Выписываем полуреакции рядом и производим манипуляции с электронами:

Al 0 – 3e → Al 3+ 3→1→2

Собираем две полуреакции в ионно-молекулярную реакцию, домножив, соответственно, на полученные числа.

Cr₂O₇ 2- + 2Al 0 + 14H + → 2Cr 3+ + 2Al 3+ + 7H₂O

Восстанавливаем полную реакцию, расставляя найденные коэффициенты:

Для проверки я обычно считаю, сходятся ли количества атомов кислорода: слева у нас 7+7*4=35 атомов, справа – 3*4+3*4+4+7=35 атомов.

Кислород сошелся, значит, все верно.

Любую ОВР можно уравнять описанным методом. Бывают, конечно, более сложные варианты, но смысл всегда один и тот же.

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это процесс «перетекания» электронов от одних атомов к другим. В результате происходит окисление или восстановление химических элементов, входящих в состав реагентов.

Основные понятия

Ключевой термин при рассмотрении окислительно-восстановительных реакций — это степень окисления, которая представляет собой условный заряд атома и количество перераспределяемых электронов. Окисление — процесс потери электронов, при котором увеличивается заряд атома. Восстановление, наоборот, представляет собой процесс присоединения электронов, при котором степень окисления уменьшается. Соответственно, окислитель принимает новые электроны, а восстановитель — теряет их, при этом такие реакции всегда происходят одновременно.

Определение степени окисления

Вычисление данного параметра — одна из самых популярных задач в школьном курсе химии. Поиск зарядов атомов может быть как элементарным вопросом, так и задачей, требующей скрупулезных расчетов: все зависит от сложности химической реакции и количества составляющих соединений. Хотелось бы, чтобы степени окисления указывались в периодической таблице и были всегда под рукой, однако этот параметр приходится либо запоминать, либо вычислять для конкретной реакции. Итак, существует два однозначных свойства:

• Сумма зарядов сложного соединения всегда равна нулю. Это значит, что часть атомов будет иметь положительную степень, а часть — отрицательную.
• Степень окисления элементарных соединений всегда равна нулю. Простыми называются соединения, которые состоят из атомов одного элемента, то есть железо Fe2, кислород O2 или октасера S8.

Существуют химические элементы, электрический заряд которых однозначен в любых соединениях. К таким относятся:

Несмотря на однозначность, существуют некоторые исключения. Фтор F —уникальный элемент, степень окисления которого всегда составляет -1. Благодаря этому свойству многие элементы изменяют свой заряд в паре с фтором. Например, кислород в соединении с фтором имеет заряд +1 (O₂F₂) или +2 (ОF2). Кроме того, кислород меняет свою степень в перекисных соединениях (в перекиси водорода H202 заряд равен -1). И, естественно, кислород имеет нулевую степень в своем простом соединении O2.

При рассмотрении окислительно-восстановительных реакций важно учитывать вещества, которые состоят из ионов. Атомы ионных химических элементов имеют степень окисления, равную заряду иона. Например, в соединении гидрида натрия NaH по идее водород имеет степень +1, однако ион натрия также имеет заряд +1. Так как соединение должно быть электрически нейтральным, то атом водорода принимает заряд -1. Отдельно в этой ситуации стоят ионы металлов, так как атомы таких элементов ионизируются на разные величины. К примеру, железо F ионизируется и на +2, и на +3 в зависимости от состава химического вещества.

Пример определения степеней окисления

Для простых соединений, которые включают в себя атомы с однозначным зарядом, распределение степеней окисления не составляет труда. Например, для воды H2O атом кислорода имеет заряд -2, а атом водорода +1, что в сумме дает нейтральный нуль. В более сложных соединениях встречаются атомы, которые могут иметь разный заряд и для определения степеней окисления приходится использовать метод исключения. Рассмотрим пример.

Сульфат натрия Na₂SO₄ имеет в своем составе атом серы, заряд которого может принимать значения -2, +4 или +6. Какое значение выбрать? Первым делом определяем, что ион натрия имеет заряд +1. Кислород в подавляющем большинстве случаев имеет заряд –2. Составляем простое уравнение:

+1 × 2 + S + (–2) × 4 = 0

Таким образом, заряд серы в сульфате натрия равен +6.

Расстановка коэффициентов по схеме реакции

Теперь, когда вы знаете, как определять заряды атомов, вы можете расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях для их балансировки. Стандартное задание по химии: подобрать коэффициенты реакции при помощи метода электронного баланса. В этих заданиях вам нет нужды определять, какие вещества образуются на выходе реакции, так как результат уже известен. Например, определите пропорции в простой реакции:

Итак, определим заряд атомов. Так как натрий и кислород в левой части уравнения — простые вещества, то их заряд равен нулю. В оксиде натрия Na2O кислород имеет заряд -2, а натрий +1. Мы видим, что в левой части уравнения натрий имеет нулевой заряд, а в правой – положительный +1. То же самое с кислородом, который изменил степень окисления с нуля до -2. Запишем это «химическим» языком, указав в скобках заряды элементов:

Для балансировки реакции требуется уравновесить кислород и добавить коэффициент 2 к оксиду натрия. Получим реакцию:

Теперь у нас дисбаланс по натрию, уравновесим его при помощи коэффициента 4:

Теперь количество атомов элементов совпадают с обеих сторон уравнения, следовательно, реакция сбалансирована. Все это мы проделали вручную, и это было несложно, так как реакция сама по себе элементарна. Но что делать, если требуется сбалансировать реакцию вида K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)3 + I2 + H₂O + K₂SO₄? Ответ прост: используйте калькулятор.

Калькулятор балансирования окислительно-восстановительных реакций

Наша программа позволяет автоматически расставить коэффициенты для самых распространенных химических реакций. Для этого вам необходимо вписать в поле программы реакцию или выбрать ее из раскрывающегося списка. Для решения выше представленной окислительно-восстановительной реакции вам достаточно выбрать ее из списка и нажать на кнопку «Рассчитать». Калькулятор мгновенно выдаст результат:

Использование калькулятора поможет вам быстро сбалансировать наиболее сложные химические реакции.

Заключение

Умение балансировать реакции необходимо всем школьникам и студентам, которые мечтают связать свою жизнь с химией. В целом расчеты выполняются по строго определенным правилам, для понимания которых достаточно элементарных знаний по химии и алгебре: помнить, что сумма степеней окисления атомов соединения всегда равна нулю и уметь решать линейные уравнения.