Используют его, как правило, для составления уравнений простых окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем. Подсчет числа перешедших электронов лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
1) Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:
FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;
2) Определим, какое вещество является окислителем, а какое восстановителем и их степени окисления до и после реакции. Хлорид железа (III) выполняет роль окислителя, так как содержит положительно заряженный ион железа с относительно высоким зарядом, способный восстанавливаться до промежуточной степени окисления. Сероводород является восстановителем, так как в его состав входит бескислородный анион S2-, содержащий избыточные электроны:
Fe+3Cl3 + H2S-2 → Fe +2Cl2 + S0 + HCl
3) Составим электронные уравнения, выражающие процессы окисления и восстановления. По изменению степеней окисления определим число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем:
| Fe+3 +1e= Fe+2 | восстановление, окислитель | |
| S-2 – 2e = S0 | окисление, восстановитель |
4) Множители электронного баланса запишем в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl
5) Подберем стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции, перейдем от схемы к уравнению реакции (ставим знак равенства вместо стрелки):
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
6) Проверим правильность написания путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения реакции.