Окислительно-восстановительные реакции Степень окисления Окисление и восстановление

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.
Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом: .
Fe⁰ – 3ē = Fe⁺³ – процесс окисления;
O₂ + 4ē = 2O^–2 – процесс восстановления.
В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом железа отдает 3 электрона (Приложение А).
В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона.
Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов:

Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций. Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково.
Метод полуреакций применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах электролитов. В таких случаях в реакциях принимают участие не только окислитель и восстановитель, но и частицы среды: молекулы воды (Н₂О), Н⁺ и ОН^– – ионы. Более правильным для таких реакций является применение электронно-ионных систем (полуреакций). При составлении полуреакций в водных растворах вводят, при необходимости, молекулы Н₂О и ионы Н⁺ или ОН^–, учитывая среду протекания реакции. Слабые электролиты, малорастворимые (Приложение Б) и газообразные соединения в ионных системах записываются в молекулярной форме (Приложение В).
Рассмотрим в качестве примеров взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в кислой и щелочной среде.