електроліту в 0,1 М розчині більший 30%, то його відносятьдосильнихелектролітів,аякщоменший 3% — до слабких. Електроліти, в яких ступінь дисоціації має проміжні значення, відносять до електролітів середньої сили.

Ступені дисоціації слабкого електроліту, визначенірізнимиспособами(наприклад,завиміром електропровідності або температурою кипіння розчину), найчастіше збігаються. Однак для сильних електролітів визначення ступеня дисоціації різними способами дає різні результати. Отже, величина ступеня дисоціації не характеризує реальну (справжню) ступінь дисоціації, а представляє уявну величину.

Цей, а також низка інших фактів призвели до перегляду теорії Арреніуса у 20-х роках минулого сторіччя й до уточнення, внаслідок чого з’явилася нова теорія електролітів, яка враховує електростатичну взаємодію між йонами. Найбільший внесок у розвиток нової теорії зробив голландський учений П. Дебай.

Згідноізцієютеорією,передбачається,щосильні електроліти в розведених розчинах дисоціюються повністю (α =1). Відмінність виміряного ступеня дисоціації сильних електролітів від одиниці пояснюється електростатичними взаємодіями між різнойменно зарядженими йонами, тобто, якщо для якого-небудь сильного електроліту виміряний ступінь дисоціації α =70%, то, згідно із новою теорією електролітів, це означає, що всі молекули дисоційовані на йони, але йони вільні лише на 70%, решта 30% йонів «зв’язані» електростатичними взаємодіями.

йонні рівняння реакцій

Оскільки електроліти в розчинах утворюють йони, то для відображення змісту реакцій часто використовують так звані йонні рівняння, тому що в розчинах відбуваються реакції не між молекулами, а між йонами. Реакції, чиїм змістом є обмін йонами між реагентами, називають реакціями йонного обміну. У цьому розділі будуть розглядатися тільки реакції обміну в розчинах, що відбуваються без зміни ступеня окиснення елементів.

складання йонних рівнянь реакцій

При складанні йонних рівнянь реакцій слід дотримуватися такого алгоритму:

1. Скласти молекулярне рівняння реакції

(усі речовини — реагенти й продукти — записують у вигляді молекул) і розставити в ньому коефіцієнти:

H2SO4 +2KOH → K2SO4 +2H2O.

2. Скласти повне йонне рівняння реакції.

Для цього замість запису молекул усіх речовин, які є сильними електролітами, слід записати йони, у вигляді яких вони існують у розчинах, з урахуванням розставлених коефіцієнтів.

Так, у даному разі сильними електролітами є всі речовини, окрім води. Тому замість молекули сульфатної кислоти записуємо йони, на які вона дисоціює в розчині, тобто H+ і SO24− , замість калій гідроксиду — K+ та OH — , замість калій сульфату — K+ і SO24− . Вода є дуже слабким електролітом, тому її записують у молекулярній формі. Одержуємо:

2H+ +SO24− +2K+ +2OH− →2K+ +SO24− +2H2O . 3. Скласти скорочене йонне рівняння реакції

(іноді його називають йонно-молекулярним рівнянням реакції). Для цього в повному йонному рівнянні необхідно скоротити в лівій і правій частинах рівняння однакові йони. У нашому випадку однаковими є йони SO24− та K+. Одержуємо:

2H+ +2OH− →2H2O.

У разі потреби можна ще скоротити кратні коефіцієнти в рівнянні:

H+ +OH− → H2O.

умови протікання реакцій обміну в розчинах

Протилежно заряджені йони в розчинах притягуються й можуть утворювати продукти реакції. Згідно із теорією дисоціації, можливі два варіанти протікання реакцій обміну в розчинах:

а) утворювані речовини — сильні електроліти, добре розчинні у воді й повністю дисоціюються на йони;

б) одна (або кілька) з утворюваних речовин — газ, осад (речовина, яка погано розчиняється у воді) або слабкий електроліт (добре розчинний у воді).

Розгляньмо перший випадок — взаємодію натрій хлориду та калій сульфату — і запишімо молекулярне та йонне рівняння із цими речовинами:

2NaCl +K2SO4 → Na2SO4 +2KCl ,

2Na+ +2Cl− +2K+ +SO24− →2Na+ +SO24− +2K+ +2Cl− .

І натрій сульфат, і калій хлорид є добре розчинними сполуками й сильними електролітами, тому в цьому разі при складанні скороченого йонного рівняння всі йони скорочуються. Це свідчить про те, що при змішуванні розчинів натрій хлориду та калій сульфату реакція не відбувається, а утворюється суміш йонів Na+ ,

K+ , Cl− і SO24− .

Другий випадок розгляньмо на прикладі двох

Барій сульфат є практично нерозчинним і вилучається зі сфери реакції, тому його записують у молекулярній формі. Однакові йони в обох частинах рівнянь скорочуються, й обидва рівняння перетворюються на однакові скорочені йонні рівняння:

Ba2+ +SO24− → BaSO4 ↓.

Очевидно, що при взаємодії інших сульфатів

збудь-якою розчинною сіллю Барію реакція буде описуватися таким самим скороченим йонним рівнянням. Отже, йонне рівняння, на відміну від молекулярного, належить не до однієї якої-небудь реакції між конкретними речовинами, а до цілої групи аналогічних реакцій.

Таким чином, якщо в результаті реакції одна

зречовин вилучається зі сфери реакції, то реакція обміну відбувається повністю. Це можливо, якщо одним із продуктів реакції є: 1) слабкорозчинний газ, який виділяється з розчину; 2) слабкорозчинна речовина, що випадає в осад; 3) слабкодисоційована речовина (слабкий електроліт) — слабкі кислоти, вода. У іншому разі реакція не відбувається, а утворюється суміш йонів.

напрямок протікання реакції

Виходячи з викладеного вище матеріалу, можна зробити висновок, що йонні реакції в розчинах відбуваються до кінця в бік утворення опадів, газів та слабких електролітів. Однак слід підкреслити, що до цього правила не можна ставитися формально. По-перше, слід наголосити на тому, що це правило діє тільки для реакцій між йонами (тобто в реакціях йонного обміну), але не для окисно-відновних реакцій. По-дру- ге, усі три описані випадки можна узагальнити й сказати, що реакції йонного обміну відбуваються в тому разі, якщо один із продуктів реакції вилучається зі сфери взаємодії. У більшості випадків це відповідає утворенню газу, осаду та слабкого електроліту в розчині. Однак слід обов’язково звернути увагу на ще один випадок, який, будучи винятком, тільки підтверджує правило.

Розгляньмо реакцію між розчинами натрій хлориду та сульфатною кислотою:

2NaCl +H2SO4 → Na2SO4 +2HCl.

Оскільки всі вихідні речовини й речовини, які утворюються у цій реакції, добре розчинні і є сильними електролітами, то, хоч взаємодія між протилежно зарядженими частинками й спостерігається, вона не приводить до утворення нових речовин. Тому йонне рівняння матиме вигляд:

2Na+ +2Cl− +2H+ +SO24− →2Na+ +SO24− +2H+ +2Cl−,

з якого видно, що в розчині до й після змішування перебувають тільки йони Na+, H+, Cl— і SO24− .Отже, можна зробити висновок, що в даному разі реакція практично не відбувається. Але це не завжди так.

Якщо ж реакцію проводити в умовах нестачі розчинника, тобто натрій хлорид узяти не у вигляді розчину, а в сухому виді, і сульфатну кислоту у вигляді концентрованого розчину, то реакція не буде оборотною. Хлороводень, хоча й добре розчиняється у воді, проте обмежено. І в тому разі, коли розчинника дуже мало, відповідно, й кількість хлороводню, який може в ньому розчинитися, зовсім незначна, а надлишок починає виділятися у вигляді газу, значить, виводиться з реакційного середовища, тобто реакція відбувається практично до кінця. За допомогою рівняння цей процес можна подати в такому вигляді:

NaCl(крист) +H2SO4(конц) →NaHSO4 +HCl ↑.

Аналогічна ситуація спостерігається й у випадку концентрованих (а ще краще — насичених) розчинів солей. Розгляньмо взаємодію натрій

нітрату та калій хлориду:

NaNO3 +KCl → KNO3 +NaCl.

В йонному вигляді реакція виглядає цілком

неможливою:

Na+ +NO3− +K+ +Cl− → K+ +NO3− +Na+ +Cl− .

Однак якщо для взаємодії взяти насичені

урівновазі (NaNO3, KCl, KNO3, NaCl) нижче 22

°С, найнижча розчинність у калій нітрату, а при температурі +30 °С і вище найменша розчинність

унатрій хлориду. Тому при змішуванні гарячих розчинів дійсно спостерігається рівновага між йонами, однак зі зниженням температури починають випадати кристали натрій хлориду, як найменш розчинного. У лабораторній практиці для добування калій нітрату беруть еквівалентні

кількості NaNO3 і KCl, розчиняють у гарячій воді й викристалізовують натрій хлорид при температурі понад +30 °С. При цьому рівновага

зміщується вправо, тобто

Na+ +NO3− +K+ +Cl− >30 °C→NaCl ↓ +K+ +NO3− .

Після відділення кристалів натрій хлориду отриманий розчин охолоджують до температури, нижчої за +22 °С, для кристалізації калій нітрату.

Як приклад також можна навести реакцію, що лежить в основі виробництва соди методом Соль-

ве: (NaCl +H2O +CO2 +NH3 → NH4Cl +NaHCO3 );

амоній хлорид добре розчинний у воді, а натрій гідрогенкарбонат при охолодженні насиченого розчину відносно мало розчинний у воді.

Таким чином, процеси, оборотні в певних умовах (розведені розчини), за інших умов (гарячі або охолоджені насичені розчини) можуть стати необоротними внаслідок випадання осаду чи виділення газу. Отже, сформульоване вище правило слід застосовувати на практиці тільки з урахуванням цієї обставини.

ОкиснО віднОвні прОцеси

Окисно відновні реакції

За зміною ступенів окиснення елементів, що входять до складу реагентів та продуктів реакції, усі хімічні реакції можна розділити на дві групи,

асаме на:

1)Реакції, що протікають без зміни ступенів окиснення всіх елементів. До таких реакцій належать, зокрема, реакції йонного обміну в розчинах та деякі інші:

AgNO3 +NaCl → AgCl ↓ + NaNO3 .

2) Реакції, що протікають зі зміною ступеня окиснення всіх або деяких (або навіть одного) елементів, наприклад:

— усі елементи змінюють ступені окиснення:

C+2H2 → CH4 ;

—деякі елементи змінюють ступені окиснен-

ня:

Хімічні реакції, які протікають зі зміною сту­ пеня окиснення елементів, що входять до складу реагентів, називають окисно­відновними реак­ ціями (ОВР).

Будь-який окисно-відновний процес обов’язково складається з двох протилежних процесів — окиснення та відновлення.

Окиснення — це процес віддачі електронів атомом, йоном або молекулою. Якщо атом віддає електрон, то він здобуває позитивний заряд:

Mg0 −2e →Mg+2.

Якщо негативно заряджена частинка віддає електрон, то вона може перетворюватися в нейтральний атом або позитивно заряджену частинку:

Cl− −e →Cl0 або S−2 −8e →S+6.

Якщо ж позитивно заряджена частинка віддає електрони, то вона збільшує свій позитивний заряд:

Fe+2 −e →Fe+3; S+4 −2e →S+6.

Відновлення — це процес прийому електронів атомом, йоном або молекулою. Якщо нейтральний

атом приймає електрони, то він перетворюється в негативно заряджену частинку:

Cl0 +e →Cl− або S0 +2e →S−2.

Якщо позитивно заряджена частинка приймає електрони, то вона зменшує свій позитивний заряд і залежно від числа прийнятих електронів може перетворитися в позитивно заряджену частинку з меншим позитивним зарядом, нейтральний атом або негативно заряджену частинку:

Mn+7 +5e →Mn+2; S+4 +4e →S0;

N+5 +8e →N−3.

Частинку (атом, молекулу або йон), яка приймає електрон, називають окисником, а частинку, яка віддає електрони — відновником. Окисник у процесі реакції відновлюється, а відновник — окиснюється. Оскільки в результаті реакції одна частинка віддає електрони, то обов’язково має бути частинка, яка ці електрони приймає, тому процеси окиснення й відновлення нерозривно пов’язані й не можуть протікати незалежно один від одного. Із цієї ж точки зору в окисно-відновно- му процесі обов’язково мають брати участь окисник і відновник, ОВР не може протікати між двома окисниками або між двома відновниками.

При складанні окисно-відновних процесів також необхідно пам’ятати про правила зазначення заряду частинок. Якщо зазначається заряд реально існуючого йона, що, наприклад, утворюється при дисоціації у воді, то спочатку зазначають величину заряду, а вже потім його знак. Якщо ж заряд зазначається для якогонебудь «гіпотетичного» йона, що в реальних системах не існує, а входить тільки до складу більш складних частинок, то спочатку вказують знак заряду, а вже потім його величину, тобто в цьому разі вказують ступінь окиснення елемента. Наприклад, при дисоціації натрій сульфату у воді утворюються йони Натрію із зарядом +1 і сульфат-іони із зарядом –2. У цьому разі частинки реально існують у розчинах, тому їх по-

значають як Na+ (Na1+ ) і SO24− . Але до складу сульфат-іона входять атоми Сульфуру зі ступе-

нем окиснення +6 і атоми Оксигену зі ступенем окиснення –2. Ці частинки не існують окремо, а тільки в складі більш складного йона, тому їх можна назвати «гіпотетичними» йонами й, окрім того, через те, що між цими атомами зв’язок не йонний, а ковалентний, реальні заряди на цих атомах не дорівнюють відповідно +6 і –2, але для складання ОВР це не має значення, й указують ступені окиснення атомів. Тому ці частинки позначають так: S+6 та O –2.

Окисники й відновники

Розгляньмо, які речовини можуть виступати в ролі окисників та відновників.

Окисники

Окисниками можуть бути частинки, які здатні приймати електрони. До таких частинок належать: 1) нейтральні атоми та молекули неметалів; 2) позитивно заряджені йони металів, складні йони та молекули, що містять атоми елементів з вищим або проміжним ступенем окиснення.

нейтральні атоми як окисники

Типовими окисниками є атоми елементів, на зовнішньому електронному рівні яких міститься від 4 до 7 електронів. Зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні атомам необхідно прийняти менше електронів до утворення стійкого октету. Тому чим більше електронів на зовнішньому рівні, тим сильніше виражені окисні властивості атомів. Серед простих речовин найсильнішими окисниками є речовини, утворені елементами 6 та 7 груп Періодичної системи. Атоми цих елементів приймають один або два електрони. Найслабшими окисниками

єатоми 4 групи, вони приймають чотири електрони.

Нагадаємо, що в групах Періодичної системи окисні властивості зменшуються зі зростанням атомних радіусів (зі збільшенням атомного номера), а в періодах зі збільшенням атомного номера окисні властивості збільшуються, тому серед про­ стих речовин найсильніший окисник — флуор.

катіони як окисники

Позитивно заряджені йони металів тією чи іншою мірою володіють окисною здатністю, тобто здатні приймати електрони — відновлюватися. Серед них найсильнішими окисниками є йони металів з найвищим ступенем окиснення.

Наприклад, для йонів металів Fe2+, Cr3+ характерні відновні властивості, а для йонів Cu2+, Fe3+ — окисні (оскільки ці метали в даному разі перебувають у вищому ступені окиснення).

Так, у реакції FeSO4 + KMnО4 + H2SO4 відновником є йон Fe2+, а в реакції FeCl3 + KI окисником

єFe3+:

2FeCl3 +2KI →2FeCl2 +I2 +2KCl , Fe3+ +e →Fe2+ (Fe3+ — окисник),

2I− −2e →I20 (I— — відновник).

Також дуже часто в ролі окисника виступають заряджені йони гідрогену H+, наприклад, у реакціях металів з водними розчинами багатьох кислот:

Mg +2HCl → MgCl2 +H2 ↑, Mg0 −2e →Mg2+ (Mg — відновник),

2H+ +2e →H2 (H+ — окисник).

Аналогічно в реакціях активних металів з водою:

2Na +2H2O →2NaOH +H2 ↑, Na0 −e →Na+ (Na — відновник), 2H+ +2e →H2 (H+ — окисник).

Або водними розчинами лугів:

2Al +2NaOH +6H2O →2Na Al(OH)4 +3H2 ↑, Al0 −3e → Al3+ (Al — відновник),

2H+ +2e →H2 (H+ — окисник).

аніони як окисники

Типовими окисниками є аніони, до складу яких входять атоми перехідних металів з вищим

ступенем окиснення, наприклад: KMnО4 (Mn+7 ),

K2Cr2O7 (Cr+6 ) тощо.

Сильними окисниками є також йони або молекули, що містять неметали з позитивним ступенем окиснення (вищим або проміжним), наприклад нітратна кислота HNO3 (N+5 ),концентрована

сульфатна кислота H2SO4 (S+6 ), бертолетова сіль

KClО3 (Cl+5 ) тощо.

Найпоширеніші окисники, які часто використовують у техніці або в лабораторіях:

1. Кисень (O2 ) використовують у багатьох хімічних виробництвах. Ще більш сильним окисником є інша алотропна модифікація Оксигену — озон. У реакціях атоми Оксигену приймають два електрони, утворюючи найчастіше частинку O–2

або, рідше, O22− :

O2 +4e →2O2− або O2 +2e →O22−.

2.Нітратна кислота HNO3 є одним з найсильніших окисників. Вона окиснює багато металів, а в суміші з хлоридною кислотою (царська горілка) здатна окиснювати навіть малоактивні метали, наприклад золото. У реакціях може від-

новлюватися до нітроген діоксиду NO2, нітроген монооксиду NO, азоту N2, амоніаку NH3.

3.Концентрована сульфатна кислота H2SO4 належить до числа досить сильних окисників, особливо при нагріванні. Проявляючи окисні властивості, сульфатна кислота найчастіше від-

новлюється до сульфур діоксиду SO2, а з більш сильними відновниками може відновлюватися до сірки S або до сірководню H2S.

4.Манган(IV) оксид MnО2 використовують

улабораторних умовах при добуванні хлору з хлоридної кислоти. У реакціях відновлюється до йона Мангану Mn2+.

5.Калій перманганат KMnО4 є дуже сильним окисником і широко використовується в лабора-

торіях. Продукти відновлення KMnО4 залежать від середовища, в якому відбувається реакція. В основному відновлюється до калій манганату

K2MnО4, манган(IV) оксиду MnО2, йона Мангану

Mn2+.

6.Калій хромат K2CrО4 та калій дихромат K2Cr2O7 широко використовують у лабораторіях. Продуктом відновлення є йон Хрому Cr3+.

7.Галогени (F2, Cl2, Br2) та оксигеновмісні сполуки Хлору й Брому, наприклад KClО4, KClО3,

KClО, NaBrО3, NaBrО.

відновники

Відновниками можуть бути частинки, які здатні віддавати електрони. До таких частинок належать: 1) нейтральні атоми металів та, в деяких випадках, неметалів; 2) негативно заряджені йони неметалів; 3) позитивно заряджені йони металів у проміжному ступені окиснення; 4) складні йони та молекули, що містять атоми елементів у проміжному ступені окиснення.

нейтральні атоми як відновники

Відновниками є атоми, на зовнішньому енергетичному рівні яких є від 1 до 3 електронів. До цієї групи відновників належать метали. Відновні властивості можуть виявляти й неметали, наприклад, водень, вуглець, бор тощо. У хімічних реакціях усі вони віддають електрони за такою схемою:

Е −ne →Еn+.

Сильними відновниками є атоми, які мають великі атомні радіуси. До них належать атоми елементів двох перших груп Періодичної системи (лужні

йлужноземельні метали), а також Al, Fe та Zn.

Угрупах Періодичної системи відновна здатність нейтральних атомів зростає зі збільшенням радіуса атома. Так, у ряді Na — Fr більш слабким відновником є Na, а більш сильним — Fr. У періодах зі збільшенням атомного номера відновна здатність зменшується, а отже, найсильнішим відновником з-поміж усіх елементів Періодичної системи є Францій.

аніони як відновники

Сильними відновниками можуть бути також негативно заряджені йони неметалів En —, які зазвичай перебувають у нижчому ступені окиснення, оскільки за певних умов вони можуть віддавати не тільки слабко утримувані надлишкові електрони, але й електрони зі свого зовнішнього рівня. При цьому, чим активніший неметал як окисник, тим слабша відновна здатність його аніонів. І навпаки, чим менш активний неметал як окисник, тим більш активним відновником є його аніон.

При однаковій величині заряду негативно заряджених йонів відновна здатність зростає зі збільшенням радіуса атома. Наприклад, у групі галогенів йон I— має найбільшу відновну здатність порівняно з йонами Br—, Cl— і F —, причому F— відновних властивостей у хімічних реакціях взагалі не виявляє.

Також відновні властивості можуть виявляти оксигеновмісні аніони й молекули, до складу яких входять метали та неметали в проміжному

Відновні властивості можуть виявляти йони металів з нижчою валентністю, наприклад:

Fe2+ −e →Fe3+ ; Cu+ −e →Cu2+; Mn2+ −2e →Mn+4.

Найпоширеніші відновники, які часто використовують у техніці або в лабораторіях:

1. Вуглець широко використовують для відновлення металів та неметалів з оксидів:

C +2FeO t°→2Fe +CO2 ; 5C +P2O5 t°→5CO +2P .

2.Карбон монооксид відіграє важливу роль

уметалургії при відновленні металів з їхніх оксидів:

3CO +Fe2O3 t°→2Fe +3CO2;

CO +CuO t°→Cu +CO2 .

3. Натрій сульфіт Na2SO3, натрій гідрогенсульфіт NaHSO3 і натрій тіосульфат Na2S2O3 широ- ковикористовуютьяквідновники:другий—утек- стильній промисловості, а третій — у фотографії й дуже часто з аналітичною метою для кількісного визначення йоду:

5Na2SO3 +2KMnO4 +3H2SO4 →

→5Na2SO4 +2MnSO4 +K2SO4 +3H2O; NaHSO3 +Cl2 +H2O → NaHSO4 +2HCl;

2Na2S2O3 +I2 → Na2S4O6 +2NaI.

4. Активні метали, наприклад натрій, використовують у промисловості для добування простих речовин, утворених елементами підгрупи Титану:

4Na +ТiCl4 t°→Ti +4NaCl ,

а алюміній широко використовують у реакціях алюмінотермії для добування металів:

3V2O5 +10Al t°→6V +5Al2O3 , Cr2O3 +2Al t°→2Cr + Al2O3 .

5.Водень. Сьогодні водень використовують

упромислових масштабах для добування чистого вольфраму, молібдену, германію:

GeO2 +2H2 t°→Ge +2H2O.

Як бачимо, дуже багато речовин залежно від умов можуть виявляти або окисні, або відновні властивості. Найчастіше, якщо така речовина взаємодіє з більш сильним окисником, вона виявляє відновні властивості, а якщо з більш сильним відновником, то — окисні. Іноді визначити, які властивості (окисні чи відновні) більш характерні для речовини, досить складно без певного досвіду.

складання рівнянь окисно відновних реакцій

При складанні рівнянь ОВР дуже часто користаються методом електронного балансу та методом електронно­йонного балансу (метод

напівреакцій). Їх використовують для підбору стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях ОВР.

метод електронного балансу

Суть методу знаходження стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях ОВР полягає в тому, щоб визначити ступені окиснення атомів елементів, які беруть участь в ОВР, і зрівняти число прийнятих та відданих електронів. При складанні електронного балансу можна дотримуватися такого алгоритму:

1.Записати реагенти й продукти реакції в молекулярному вигляді.

2.Визначити ступені окиснення всіх елементів, які входять до складу реагентів та продуктів реакції.

3.Визначити, які елементи змінюють ступені окиснення.

4.Записати рівняння окиснення та відновлення із зазначенням числа прийнятих і відданих електронів.

5.Знайти найменше спільне кратне для чисел відданих і прийнятих електронів й обчислити коефіцієнти, на які необхідно помножити рівняння окиснення та відновлення.

6.Записати сумарне рівняння окиснення й відновлення.

7.Розставити коефіцієнти у вихідному молекулярному рівнянні.

Розгляньмо простий приклад відновлення

ферум(III) оксиду чадним газом (карбон монооксидом). Продуктом реакції є залізо та карбон діоксид (вуглекислий газ):

Fe2O3 +CO → Fe +CO2.

Обчислимо ступені окиснення всіх елементів:

елементи Ферум (від +3 до 0) та Карбон (від +2 до +4). Виходячи зі зміни ступеня окиснення цими елементами, запишемо рівняння окиснення та відновлення:

При складанні рівнянь окиснення та відновлення іноді складно визначити число прийнятих або відданих електронів. Для цього можна згадати закон збереження заряду: сумарні заряди лівої й правої частин рівнянь мають бути однаковими. При цьому не можна також забувати про те, що електрон має заряд –1. Таким чином, щоб визначити число електронів у першому рівнянні (відновлення), можна скласти математичний вираз, позначивши число електронів символом х: +3+x (−1) = 0.Розв’язуючи це рівняння, знаходимо, що х = 3, отже, щоб заряд +3 перетворився на 0, необхідно прийняти 3 електрони.

Таку саму операцію виконуємо стосовно другого рівняння: +2+x (−1) = +4. У цьому разі х = –2, отже, для того щоб заряд +2 перетворився на +4, необхідно віддати 2 електрони (про необхідність віддавати електрони свідчить від’ємний знак значення х).

Наступним етапом буде визначення найменшого спільного кратного для чисел відданих і прийнятих електронів. Для чисел 3 та 2 найменшим спільним кратним є число 6. Тепер, щоб визначити коефіцієнт, на який необхідно помножити рівняння окиснення й відновлення, поділимо найменше спільне кратне на число електронів, які беруть участь у кожному рівнянні. У рівнянні відновлення беруть участь 3 електрони, отже, це

рівняння треба помножити на 63 = 2. У рівнянні окиснення беруть участь 2 електрони, отже, його треба помножити на 62 = 3. Отримане найменше

спільне кратне та коефіцієнти записуємо праворуч від рівнянь:

новлення з урахуванням коефіцієнтів: усі члени першого рівняння множимо на 3, а другого — на 2. Очевидно, що після множення в першому рівнянні приймається 6 електронів, а в другому — віддається 6 електронів. Після підсумовування вони скорочуються, тому в сумарному рівнянні їх можна не вказувати. Власне, суть електронного балансу полягає в тому, щоб визначити коефіцієнти, при множенні на які число прийнятих електронів буде дорівнювати числу відданих. Після всіх зазначених операцій одержуємо:

Fe+3 +3C+2 →2Fe0 +3C+4 .

Залишається остання операція: перенести коефіцієнти із сумарного рівняння в молекулярне рівняння реакції. Для цього необхідно коефіцієнти перед відповідними частинками поставити перед записом молекул, до складу яких входять елементи із цими ж ступенями окиснення. Так, Fe+3 входить до складу ферум(III) оксиду, тому перед Fe2O3 необхідно поставити коефіцієнт 2, але оскільки до складу Fe2O3 уже входить два атоми Феруму, то коефіцієнт тут не потрібний; C+2 входить до складу карбон монооксиду, тому перед CO ставлять коефіцієнт 3. Аналогічно переносять і решту коефіцієнтів і одержують:

Fe2O3 +3CO →2Fe +3CO2.