ОВР и электронный баланс: как уравнять за пять шагов
Окислительно-восстановительные реакции, или ОВР, встречаются в ОГЭ и обязательно в ЕГЭ по химии. Подбирать коэффициенты на глаз в них трудно, но есть надёжный метод: электронный баланс. Он основан на простой идее: сколько электронов один атом отдал, столько другой должен принять. Разбираем метод на двух классических примерах.
Для 9–11 классов, ОГЭ и ЕГЭ по химии.
Степени окисления
Степень окисления это условный заряд атома, если представить, что все связи в веществе ионные. Её расставляют по правилам:
- У простых веществ степень окисления 0: Cu, O₂, Cl₂, S.
- Кислород почти всегда −2, водород почти всегда +1.
- Щелочные металлы (Li, Na, K) +1, щёлочноземельные (Mg, Ca, Ba) +2.
- Сумма степеней окисления в молекуле равна 0, в ионе равна заряду иона.
Задача
Найдите степень окисления марганца в KMnO₄ и азота в HNO₃.
KMnO₄: K +1, O −2, четыре кислорода дают −8. +1 + x − 8 = 0, x = +7.
HNO₃: H +1, O −2, три кислорода дают −6. +1 + x − 6 = 0, x = +5.
Ответ: Mn +7, N +5.
Кто окислитель, а кто восстановитель
- Восстановитель отдаёт электроны. Его степень окисления растёт. Сам он при этом окисляется.
- Окислитель принимает электроны. Его степень окисления уменьшается. Сам он восстанавливается.
Названия путают постоянно, потому что они «наоборот»: окислитель восстанавливается. Помогает запоминалка: окислитель как грабитель, он отбирает электроны. А тот, у кого отобрали, окислился. Ещё одна: степень окисления растёт при отдаче электронов, потому что электроны отрицательные, и, отдав минус, атом становится «плюсовее».
Пять шагов электронного баланса
- Расставить степени окисления всех элементов и найти те, у которых она изменилась.
- Записать полуреакции: сколько электронов отдаёт восстановитель и принимает окислитель.
- Найти наименьшее общее кратное числа электронов и множители к полуреакциям.
- Поставить множители коэффициентами перед веществами с этими элементами.
- Уравнять остальные элементы: обычно металлы, потом кислотные остатки, потом водород, и проверить по кислороду.
Пример 1. Медь и концентрированная азотная кислота
Cu + HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O
Задача
Уравняйте реакцию методом электронного баланса.
Степени окисления меняются у меди: Cu⁰ → Cu⁺² и у азота: N⁺⁵ → N⁺⁴ в NO₂. В нитрате меди азот остаётся +5.
Полуреакции: Cu⁰ − 2e → Cu⁺², восстановитель. N⁺⁵ + 1e → N⁺⁴, окислитель.
НОК чисел 2 и 1 равно 2. Множители: к меди 1, к азоту 2.
Ставим: Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂O.
Азот: 2 в нитрате плюс 2 в NO₂ = 4, значит, перед HNO₃ ставим 4. Водород: 4 слева, значит, 2H₂O справа. Кислород: слева 12, справа 6 + 4 + 2 = 12. Сошлось.
Ответ: Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.
Обратите внимание: азотная кислота здесь играет две роли. Часть азота окисляет медь и становится NO₂, а часть просто образует соль. Поэтому коэффициент перед HNO₃ больше, чем дал баланс.
Пример 2. Перманганат калия и соляная кислота
KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O
Задача
Уравняйте реакцию методом электронного баланса.
Меняются марганец Mn⁺⁷ → Mn⁺² и хлор Cl⁻¹ → Cl₂⁰.
Полуреакции: Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺², окислитель. 2Cl⁻¹ − 2e → Cl₂⁰, восстановитель. У хлора берём сразу два атома, потому что в молекуле Cl₂ их два.
НОК чисел 5 и 2 равно 10. Множители: к марганцу 2, к хлору 5.
Ставим: 2KMnO₄ + HCl → KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + H₂O. Калий: 2 слева, значит, 2KCl.
Хлор справа: 2 в KCl, 4 в MnCl₂, 10 в Cl₂, всего 16. Значит, 16HCl. Водород: 16 слева, значит, 8H₂O. Кислород: 8 слева и 8 справа.
Ответ: 2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O.
Проверка в конце обязательна. Самый быстрый способ: посчитать атомы кислорода слева и справа. Если кислород сошёлся, скорее всего, сошлось всё. Если нет, ищите ошибку в коэффициентах воды или кислоты, обычно она там. Ещё одна проверка: число отданных и принятых электронов после умножения на коэффициенты должно совпасть.
Эту реакцию используют в лабораториях, чтобы получить хлор. А перманганат калия многие знают как марганцовку: его тёмно-фиолетовый раствор обесцвечивается, когда марганец переходит из +7 в +2. Так можно наблюдать ОВР своими глазами.
Где встречаются ОВР
Окислительно-восстановительные реакции окружают нас постоянно. Горение, ржавление железа, работа батарейки и аккумулятора телефона, дыхание и фотосинтез, отбеливание тканей: везде одни атомы отдают электроны, а другие их принимают. Батарейка вообще устроена так, что электроны идут от восстановителя к окислителю не напрямую, а через провод, и по дороге работают на нас.
В ЕГЭ по химии ОВР проверяют в задании второй части, где нужно составить уравнение по описанию и расставить коэффициенты электронным балансом, а также в заданиях первой части на окислитель и восстановитель.
Разберём на занятии
Занимаемся по всем школьным предметам с 4 по 11 класс: живые занятия, общая доска и домашка, которую проверяет тот же преподаватель.
Первое занятие бесплатное: можно посмотреть формат вместе с ребёнком и решить, подходит ли он.
Частые вопросы
Как понять, что реакция окислительно-восстановительная?
Расставить степени окисления. Если хотя бы у двух элементов они изменились, это ОВР. В реакциях обмена, например при нейтрализации кислоты щёлочью, степени окисления не меняются.
Может ли одно вещество быть и окислителем, и восстановителем?
Да, такие реакции называют диспропорционированием. Например, хлор в щёлочи: часть атомов Cl⁰ становится Cl⁻¹, а часть Cl⁺¹ или Cl⁺⁵.
Чем электронный баланс отличается от метода полуреакций?
Метод полуреакций, или ионно-электронный, учитывает реальные частицы в растворе и среду. Он точнее для реакций в растворах и нужен в вузе, но в школе и на ЕГЭ достаточно электронного баланса.