какая реакция относится к окислительно восстановительным

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе “Решения задач”.

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью “запутывания” в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония (“вулканчик”) является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация ОВР

Урок 15. Химия 11 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Окислительно-восстановительные реакции. Классификация ОВР”

К концу 18 века широкое распространение в химии получила кислородная теория окисления. Согласно этой теории окисление – это процесс соединения вещества с кислородом, а восстановление – это процесс отнятия у него кислорода. Согласно данной теории в химических реакциях, протекающих с изменением степеней окисления атомов, происходит передача электронов от одних частиц к другим. Такими частицами могут быть атомы, ионы.

Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе многих явлений природы, в основе промышленных производств, без них невозможна жизнедеятельность человека, животных и растений.

Все химические реакции можно разделить на два типа. Это реакции, которые протекают без изменения степени окисления, то есть степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Так, в реакции серной кислоты с гидроксидом калия степени окисления элементов в исходных веществах равны степеням окисления этих элементов в продуктах реакции.

Реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов являются окислительно-восстановительными. То есть, степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции.

Так, в реакции магния с кислородом магний и кислород изменяют свои степени окисления: магний с нуля до плюс двух, а кислород с нуля до минус двух.

Изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента. В данной реакции каждый атом магния отдаёт два электрона и эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле кислорода присоединяет два электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет четыре электрона.

Окислительно-восстановительными являются реакции железа с хлором, потому что железо изменяет свою степень окисления с нуля до плюс трёх, а хлор – с нуля до минус единицы.

Окислительно-восстановительной является и реакция алюминия с йодом, здесь алюминий изменяет свою степень окисления с нуля до плюс трёх, а йод – с нуля до минус единицы.

Рассмотрим реакцию взаимодействия перманганата калия с соляной кислотой.

В этой реакции атомы хлора, которые в молекуле аш-хлор имеют степень окисления минус один, отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы хлора. А атом марганца, который в перманганате калия имеет степень окисления плюс семь, присоединяет пять электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления плюс два.

Таким образом, любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления степень окисления элемента повышается.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления степень окисления понижается.

Таким образом, атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями. Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

Поэтому, в рассмотренных реакциях восстановителями являются магний и соляная кислота, а окислителями – кислород и перманганат калия. Восстановитель участвует в процессе окисления, то есть окисляется, а окислитель участвует в процессе восстановления, то есть восстанавливается.

Какие же вещества могут быть окислителями, а какие восстановителями? Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, то он может только понижать степень окисления, то есть участвовать в процессе восстановления и это вещество может быть только окислителем.

Только окислителем может быть: перманганат калия, так как марганец здесь в высшей степени окисления – плюс семь. Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, то он может только повышать её, то есть участвовать в процессе окисления, и это вещество может выступать только в роли восстановителя.

Так, в аммиаке степень окисления азота минус три, а это для него низшая степень окисления.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, то он может повышать и понижать её, то есть может участвовать в процессах и окисления, и восстановления. Это вещество в данном случае может быть и окислителем, и восстановителем.

Так, в сульфите натрия степень окисления серы плюс четыре, а это промежуточная степень окисления. Будет сульфит натрия окислителем или восстановителем зависит от другого участника реакции.

Так, в реакции с перманганатом калия сульфит натрия является восстановителем, так как сера повышает свою степень окисления до плюс шести, а в реакции с сероводородом, сера понижает свою степень окисления и выступает в роли окислителя.

Следовательно, важнейшими окислителями являются простые вещества-неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности: фтор, кислород.

К важнейшим окислителям относятся также сложные вещества, которые содержат элементы в высшей степени окисления: перманганат калия, бихромат калия, азотная кислота и её соли, концентрированная серная кислота, оксид свинца четыре, хлорная кислота и её соли.

Окислительные свойства кислорода в пероксидах нашли своё применение при отбеливании тканей, бумаги. В присутствии перекисли водорода сульфид свинца два переходит в сульфат свинца два, эта реакция используется при реставрации картин.

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточной степени окисления, есть вещества, для которых характерны или окислительные, или восстановительные свойства.

Так, окислителями обычно являются хлор, бром, хлорноватистая кислота и её соли, хлораты, оксид марганца четыре, соли трёхвалентного железа.

А в роли восстановителей чаще всего выступают водород, углерод, оксид углерода два, сульфиты металлов, соли двухвалентного железа.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.

Это межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в которых окислитель и восстановитель входит в состав различных веществ. Например, в реакции хлорида железа три с йодидом калия окислитель и восстановитель входит в состав различных веществ. Железо – окислитель входит в состав хлорида железа три, а йод – восстановитель, входит в состав йодида калия.

К внутримолекулярным окислительно-восстановительным реакциям относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель входит в состав одного вещества. К этому типу реакций относится большинство реакций разложения. Так, в реакции разложения бихромата аммония элемент-окислитель и элемент-восстановитель находится в одном веществе. Так, азот является восстановителем в составе бихромата аммония, а хром является окислителем, также в составе бихромата аммония.

К реакциям самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования, относятся реакции, в которых один и тот же элемент и окисляется, и восстанавливается. Так, в реакции оксида азота пять с водой азот и повышает свою степень окисления до плюс пяти и понижает до плюс трёх, то есть он и окисляется, и восстанавливается.

Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать следующую последовательность:

· Записать схему химической реакции;

· Расставить степени окисления атомов элементов; выделить элементы, которые изменили свои степени окисления, определить окислитель и восстановитель;

· Определить число отданных и принятых электронов, составить электронный баланс;

· Подобрать коэффициэнты в уравнении реакции.

Расставим коэффициенты в уравнении реакции сероводорода с кислородом. Сначала записываем схему химической реакции.

Расставляем степени окисления, выделяем элементы, которые изменили степени окисления, у нас – это сера и кислород.

Затем определяем число электронов, приобретенных атомами кислорода и отданных атомами серы. Так сера отдает шесть электронов, а кислород принимает четыре электрона. Следовательно, сера – восстановитель, а кислород – окислитель.

Для того чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, находим наименьшее кратное этих чисел, то есть это 12, 12 делим на 6 будет 2, 12 делим на 4 будет 3. Результаты деления и будут коэффициенты в уравнении реакции. Переносим эти коэффициэнты в левую часть схемы химической реакции, а число атомов водорода, которые не участвовали в окислительно-восстановительном процессе, уравниваем подбором. Теперь вместо стрелки можно поставить знак равенства между исходными веществами и продуктами реакции.

В реакциях металлов с некоторыми кислотами коэффициэнты расставляются иначе. Запишем схему химической реакции магния с разбавленной азотной кислотой.

Расставляем степени окисления элементов, магний и азот изменили свои степени окисления. Определяем число отданных и присоединённых электронов. Так, азот присоединяет пять электронов, а магний отдаёт два электрона. Азот – окислитель, а магний – восстановитель.

Находим наименьшее общее кратно – десять. 10 делим на 5 будет 2, десять делим на 2 будет 5. Переносим полученные коэффициэнты в схему реакции. На связывание пяти моль ионов магния необходимо 10 моль нитрат-ионов, то есть дополнительно 10 моль азотной кислоты, кроме тех двух молей, которые пошли на окисление магния. Следовательно, в левой части уравнения перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициэнт 12. Остаётся подсчитать число атомов кислорода до реакции, оно равно 36, значит перед формулой воды нужно поставить коэффициэнт шесть, потому что в нитрате магния 30 атомов кислорода.

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях более двух элементов изменяют свои степени окисления. В реакции сульфида фосфора три с азотной кислотой фосфор, сера и азот изменяют свои степени окисления. Фосфор отдаёт 4 электрона, сера – 18, а азот принимает 1 электрон.

Таким образом, фосфор и сера являются восстановителями, а азот – окислителем. Следовательно, складываем число электронов, отданных восстановителями, получается 22 электрона. Для того чтобы сбалансировать число электронов, находим наименьшее общее кратное – 22. Делим 22 на 22 получаем 1, 22 делим на 1 получаем 22. Переносим полученные коэффициэнты в схему химической реакции.

Уравниваем число атомов фосфора и серы до и после реакции, в последнюю очередь считаем число атомов кислорода. До реакции 66 атомов кислорода, значит, перед формулой воды следует поставить коэффициент 8.

Изменяя пэ-аш среды можно изменить продукт реакции. Так, в кислой среде перманганат калия восстанавливается до марганца со степенью окисления плюс два, в нейтральной среде – до оксида марганца четыре (пауза), а в щелочной – до марганат-иона.

Для органических реакций коэффициэнты расставляются аналогично. Запишем схему реакции окисления этилена до этиленгликоля.

Определяем степени окисления атомов элементов, учитывая, что электроотрицательность атома углерода больше чем атома водорода, но меньше, чем кислорода. Так, в этилене степень окисления углерода минус два, а в этиленгликоле минус один, марганец также меняет свою степень окисления с плюс семи до плюс четырёх. Углерод отдаёт два электрона, а марганец принимает 3 электрона.

Следовательно, углерод – восстановитель, а марганец – окислитель. Находим наименьшее кратное – шесть. 6 делим на 2 будет 3, шесть делим на 3 будет 2. Полученные коэффициэнты переносим в схему реакции. Считаем атомы кислорода в продуктах реакции – 12. Следовательно, перед формулой воды следует поставить коэффициэнт 4.

Этот метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций называется методом электронного баланса.

В органической химии кроме этого метода удобно использовать метод макроподстановки. Разберём этот метод на примере предыдущей реакции.

Выделим общий фрагмент в молекулярной формуле исходного органического вещества и продукта. В нашем случае это фрагмент цэ-два-аш-четыре, который мы обозначим за икс.

Перепишем исходную схему реакции в упрощённом виде, а затем расставляем степени окисления. Икс изменяет свою степень окисления и марганец. Икс отдаёт 2 электрона и повышает свою степень окисления до плюс двух, а марганец принимает 3 электрона и понижает степень окисления до плюс четырёх.

Находим также наименьшее общее кратное, которое делим на число отданных и принятых электронов и получаем соответствующие коэффициэнты, которые переносим в схему реакции.

В последнюю очередь уравниваем кислород. Полученные таким образом коэффициэнты можно перенести в исходное уравнение реакции.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространёнными в природе и на производстве. В природе – это дыхание и обмен веществ во всех живых организмах, фотосинтез, брожение, гниение. В промышленности их применяют при получении металлов, аммиака, кислот, при изготовлении фотографий. В повседневной жизни мы также встречаемся с окислительно-восстановительными процессами: ржавление железа, горение природного газа, потемнение серебряных изделий.

Источник

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Все химические реакции можно разделить на два типа:

1) Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления элементов: степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

2) Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам элемента.

Так, в реакции 4.1.2 каждый атом магния отдает 2 электрона:

Mg 0 = Mg +2 + 2ē (или: Mg 0 — 2ē = Mg +2 ) (4.1.4)

Эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле О₂ присоединяет 2 электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет 4 электрона:

Атом марганца, который в исходном веществе (KМnО₄) имеет степень окисления +7, присоединяет 5 электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления +2 (такую степень окисления он имеет в молекуле продукта реакции MnCl₂):

Mn +7 + 5ē = Mn +2 (4.1.7)

Рассмотренный выше механизм ОВР объясняет, почему эти реакции называют реакциями с переносом электронов. Реакции, при протекании которых степени окисления не изменяются, называются реакциями без переноса электронов. Таким образом, любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величи на степени окисления элемента повышается.

В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается.

Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.

Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и НCl.

Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно O₂ и KМnО₄.

Следовательно, в общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить следующей схемой:

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окисляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя.

Например, свойства перманганата калия KМnО₄ определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в KМnО₄ имеет высшую степень окисления +7, поэтому KМnО₄ может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Например, свойства аммиака NH₃ определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH₃ имеет низшую степень окисления —3, поэтому NH₃ может быть только восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.

Например, свойства сульфита натрия Na₂SО₃ определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточную степень окисления +4. Поэтому Na₂SО₃ проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В реакции с перманганатом калия:

сульфит натрия окисляется до сульфата натрия, т. е. выступает в роли восстановителя. Это обусловлено тем, что KМnО₄ может быть только окислителем (см. выше). А в реакции с сероводородом:

сульфит натрия восстанавливается до свободной серы, т. е. выступает в роли окислителя, так как H₂S может быть только восстановителем (сера в H₂S находится в низшей степени окисления).

Важнейшими окислителями являются:

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления — перманганат калия KМnО₄, хроматы и дихроматы (например, дихромат калия K₂СrО₇), азотная кислота HNO₃ и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота H₂SO₄, оксид свинца (IV) РbО₂, хлорная кислота HClO₄ и ее соли — перхлорат и др.

Важнейшими восстановителями являются:

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены Сl₂ и Br₂, хлорноватистая кислота НClО и ее соли — гипохлориты, хлораты (KСlO₃ и др.), оксид марганца (IV) МnO₂, соли трехвалентного железа (FeCl₃ и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н₂, углерод С, оксид углерода (II) СО, сульфиты металлов (Na₂SO₃ и др.), соли двухвалентного железа (FeSO₄ и др.).

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Примерами данного типа реакций являются

2) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.

З) Реакции самоокисления-самовосстановления, называемые также реакциями диспропорционирования. Это ОВР, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает электроны другой части атомов этого же элемента. Например:

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций часто используется специальный метод — метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

а) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

б) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:

в) Составим уравнения процессов окисления и восстановления:

Обратите внимание, что в левой части уравнения процесса окисления взято два атома брома, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Br₂.

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны. Так как наименьшим общим кратным чисел «5» и «2» является «10», то уравнение процесса восстановления нужно умножить на «2», а уравнение процесса окисления — на «5»:

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

е) После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.

Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь. Во многих случаях равенство чисел атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения ОВР свидетельствует о том, что это уравнение составлено правильно (в составленном уравнении 40 атомов кислорода и в левой, и в правой частях).

Рассмотрим некоторые более сложные примеры составления уравнений ОВР.

Составим уравнение реакции, которая протекает по следующей схеме:

Определим степени окисления всех элементов и подчеркнем символы элементов, которые изменяют свои степени окисления:

Составим уравнения процессов окисления и восстановления и найдем множители, на которые нужно умножить эти уравнения:

Обратите внимание, что не все атомы азота, которые входят в состав HNО₃, изменяют свою степень окисления: часть атомов азота без изменения степени окисления переходит в молекулы Cu(NO₃)₂ Поэтому найденные методом электронного баланса коэффициенты напишем перед всеми формулами, содержащими Сu и N, кроме формулы HNO₃:

Коэффициент перед формулой HNO₃ равен общему числу атомов азота в правой части уравнения, т. е. равен 8 (из них 6 атомов, которые не изменяют степень окисления):

В последнюю очередь уравниваем числа атомов водорода и кислорода:

В некоторых ОВР более двух элементов изменяют свои степени окисления. В качестве примера рассмотрим следующую реакцию:

Два элемента — фосфор и сера — в ходе этой реакции окисляются, один элемент — азот — восстанавливается:

Общее число электронов, которые участвуют в процессах окисления, равно 22; в процессе восстановления участвует 1 электрон. Поэтому общий множитель для двух уравнений процессов окисления равен 1, а множитель для уравнения процесса восстановления равен 22. Запишем эти множители в качестве коэффициентов перед формулами соответствующих веществ:

В заключение уравняем числа атомов водорода и кислорода:

Источник