Лекция №3. Основные типы химической связи. Межмолекулярные взаимодействия.

План лекции:

1. Природа химической связи.

2. Ионная связь.

3. Ковалентная связь, её основные характеристики и свойства.

4. Металлическая связь.

5. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.

6. Комплексные соединения.

7. Окислительно-восстановительные реакции.

 

В 1916 году немецкий физик В. Коссель выдвинул гипотезу о том, что при химическом взаимодействии разнородные атомы стремятся приобрести электронную конфигурацию внешних оболочек благородных газов ( ns² и ns² np⁶). Это достигается отдачей и присоединением электронов нейтральными атомами химических элементов. Рассмотрим в качестве примера следующий ряд элементов периодической системы, включающий неон (в скобках указаны числа электронов в K-, L- и M- оболочках):          

О₂ (2,6); F (2,7); Ne (2,8); Na (2.8.1); Mg (2.8.2).

Атом натрия может приобрести устойчивую электронную конфигурацию неона, отдав один электрон:

Na (2.8.1) ® Na⁺ (2.8) +e^-.                 (2.10)    

Имея десять электронов и столько же протонов, сколько в атоме натрия, т.е. одиннадцать, образовавшаяся частица оказывается заряженной       положительно - это ион натрия. У атома фтора на один электрон меньше, чем в электронной конфигурации атома неона. Если атом фтора присоединит один электрон (например, от атома натрия), он приобретет   заполненную внешнюю оболочку из восьми электронов:

                                   F (2.7) +e^- ® F ^– (2.8).                       (2.11)

У образовавшейся частицы 10 электронов и 9 протонов – это отрицательно заряженный фторид–ион. Между положительно заряженным ионом натрия и отрицательно заряженным фторид - ионом действует сила электростатического притяжения, обусловливающая химическую связь:

                                 Na⁺ + F^- ® NaF.                            (2.12) 

Связь такого типа называется ионной связью. Атомы магния и     кислорода для приобретения октетной внешней оболочки должны           соответственно отдать и принять по два электрона:

Mg (2.8.2) ® Mg²⁺(2.8) + 2e^- ,

O (2.6) + 2e^- ® O^2-(2.8),

Mg²⁺+ O^2- ® MgO.

Одно из свойств ионных соединений – их способность образовывать кристаллы. Например, кристаллы фторида натрия имеют правильную кубическую форму. В них каждый ион окружен шестью ближайшими противоионами (координационное число N равно шести). Такое трехмерное упорядоченное расположение ионов называется кристаллической решеткой.

Учение о ковалентной связи предложил американский химик       Г.Льюис. Подобно В. Косселю, он считал, что при химическом взаимодействии атомы стремятся приобрести конфигурации валентных оболочек   такие же, как и у атомов ближайших благородных газов. Только, по Льюису, это достигается не отдачей или присоединением электронов, а образованием общих электронных пар. Если между атомами возникает одинарная связь, то каждый из взаимодействующих атомов отдает на ее образование по одному электрону. Такая связь может возникнуть между атомами разных элементов или между атомами одного и того же элемента. Льюис предложил обозначать валентные электроны точками вокруг остова атома, обозначенного его символом. Например, образование молекул    водорода и фторида водорода происходит следующим образом:

                                                   . .  . .

H·+·H→H:H,   H·+·F:→H:F:              (2.14)

                                                         ˙˙        ˙˙

Пара электронов, принадлежащая одновременно каждому из    атомов в молекулах водорода и фторида водорода, составляет химическую связь, т. е. главное в ковалентной связи – обобществление валентных    электронов. Общая электронная пара, составляющая химическую связь, иначе называется поделенной парой электронов. В продуктах реакций (2.14) поделенные пары электронов достраивают внешние электронные уровни атомов до устойчивых электронных конфигураций атомов благородных  газов: гелия и неона. Структуры H₂ и HF в (2.14) называют   валентными структурами этих молекул. При записи валентных структур принято также каждую обобществляемую атомами пару электронов указывать одной черточкой (валентным штрихом), а неподеленные пары электронов – парами точек, например:

                                                             . .                                           

                                            H−H, H−F: .

                                        ˙˙

В рамках представлений Г.Льюиса валентность элемента связывается с числом электронных пар, которые приходится обобществлять его атому для завершения октета электронов в своей валентной оболочке.

Так как атом водорода имеет всего один электрон, а для завершения его внешней оболочки не хватает одного электрона, то водород проявляет    всегда валентность, равную единице. Поэтому раньше под валентностью элемента понимали способность его атома присоединять или замещать то или иное число атомов водорода. Учитывая природу ионной и  ковалентной химических связей, в настоящее время валентность связывают с числом электронов, переходящих от одного атома к другому, или с    числом химических связей, возникающих между атомами в процессе образования химического соединения.

В настоящее время главным достижением квантовой химии является раскрытие природы химической связи. Наибольшее распространение получили два квантово – химических способа приближенного расчета систем из ядер и электронов, отвечающих химическим объектам молекулам и кристаллам – метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

       Рис.2.9. Вид электронного облака для системы из двух атомов водорода, имеющих электроны с антипараллельными спинами

Главные положения МВС можно сформулировать следующими пунктами:

 1) ковалентную связь образуют два электрона с антипараллельными спинами;

 2) при образовании ковалентной связи происходит перекрывание волновых функций электронов и между взаимодействующими атомами увеличивается плотность электронного облака (на 15– 20%), что приводит к притяжению атомов друг к другу и к уменьшению энергии системы;

 3) ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов (критерий   наибольшего перекрывания).

Способ образования ковалентной связи, когда каждый из взаимодействующих атомов отдает в поделенную электронную пару по одному электрону, называется обменным. Но нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов в его атомах. Происходит это потому, что наряду с обменным механизмом образования ковалентной связи существует и другой механизм, заключающийся в том, что один атом отдает в общее пользование неподеленную пару электронов, а другой атом предоставляет свою свободную орбиталь. Первый атом называется     донором, второй – акцептором, а механизм образования такой связи -    донорно-акцепторным механизмом образования ковалентной связи,     которую называют иногда донорно-акцепторной связью или координационной.

Например, при образовании иона аммония атом азота поставляет   неподеленную пару электронов, а ион водорода (протон) принимает эту пару электронов на свою свободную 1s-орбиталь:

 

     H                     H       ⁺

H⁺ +  :N    H ®   H N H .

     H                     H     

 

В образовавшемся ионе аммония NН⁺₄ все четыре атома водорода связаны с центральным атомом азота совершенно эквивалентными связями.

    Обобщение теоретического и экспериментального материала современной химии приводит к выводу о том, что в случае ковалентных связей валентность элемента равна числу орбиталей его атома, участвующих в образовании химических связей как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам.

Насыщаемость ковалентной связи - это то, что отличает ее от других видов взаимодействия частиц. Действительно, основное положение MBC указывает, что ковалентную связь образуют два электрона с антипараллельными спинами. Следовательно, число связей у любого атома с     другими атомами ограничено числом неспаренных электронов плюс в некоторых случаях число его неподеленных электронных пар или свободных орбиталей, участвующих в образовании связей по донорно-акцепторному механизму.

Таким образом, именно насыщаемость ковалентной связи определяет стехиометрию молекулярных химических соединений. В этом заключается важность насыщаемости ковалентной связи, т.к. от стехиометрии зависят формульный состав соединений, массовые соотношения в них элементов, расчеты по формулам и уравнениям реакций.

В противоположность ковалентной связи ионная химическая связь не обладает насыщаемостью. Например, если положительный ион   кристалле притягивается к одному отрицательному иону, то это не мешает ему одновременно притягиваться к другим отрицательным ионам.

Ковалентная связь в молекулах и соединениях, состоящих из  одинаковых атомов, называется неполярной или гомеополярной. В таких веществах не происходит смещения связывающего электронного облака к одному из атомов, т. к. их электроотрицательность одинакова. Этих веществ не на много больше числа химических элементов периодической системы. В настоящее время металлов и металлидов (соединений с преимущественно металлической связью) насчитывается порядка десяти тысяч. Все остальные химические соединения характеризуются полярной ковалентной связью. Это обусловлено тем, что абсолютное большинство соединений образуется из неодинаковых атомов. При этом происходит смещение связывающего электронного облака к атому, имеющему        большее значение ОЭО, - т. е. поляризация, результатом чего является    полярная связь.

У двухатомной молекулы, имеющей полярную ковалентную связь, происходит концентрирование отрицательного заряда на одном ее конце и положительного заряда на другом. В такой молекуле центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают, и она становится полярной (диполем). Мерой полярности молекулы служит ее дипольный момент (электрический момент диполя).

               +q                              -q

µ=q·r                     

                                                                    r

 

               Схема полярной молекулы

Дипольный момент двухатомных молекул уменьшается вместе с разностью электроотрицательностей атомов элементов, образующих связь (например, D(ОЭО)=ОЭО(Cl)-ОЭО(H) для соединения HCl). В таблице 2.3 в качестве примера приведены дипольные моменты галогеноводородов и соответствующие значения D ОЭО. 

Таблица 2.3

Некоторые свойства галогеноводородов

Соединение	Разность относительных электроотрицательностей	Дипольный момент, µ·1030 Кл·м
HF	1.8	6.36
HCl	1.0	3.43
HBr	0.8	2.63
HI	0.5	1.26

По данным таблицы видно, что чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем более полярна молекула, состоящая изэтих атомов.

Химическая связь в металлах и металлидах (химические соединения металлов между собой) отличается от связи в других веществах. Каждый атом в кристаллической решетке металла обычно имеет от восьми до   двенадцати ближайших соседей – таких же атомов (координационные   числа), что характерно для плотноупакованных структур. Ни у одного из металлов атомы не имеют столько валентных электронов, чтобы образовывать локализованные двухэлектронные связи с таким большим числом     соседних атомов. Поэтому при образовании кристаллической решетки атомы металлов отдают в общее пользование валентные электроны (1 – 2 электрона от атома) и в виде катионов удерживаются вместе делокализованными обобществленными электронами. В этом суть металлической связи. Металлическая связь – многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком состояниях веществ,      основанная на обобществлении внешних электронов атомов. Эта связь   характерна только для конденсированных состояний веществ. В газообразном состоянии атомы всех веществ, в том числе и металлов, связаны между собой только ковалентной связью или не связаны вообще.

Голландский физик Ван-дер-Ваальс изучая свойства газов,  попытался ответить на вопрос: какие силы заставляют молекулы газообразных веществ при переходе их в твердое или жидкое состояния соединяться вместе и удерживаться затем в конденсированном состоянии? В 1873 году он пришел к выводу о существовании неионных и нековалентных по своей природе сил притяжения между молекулами. Эти силы действуют между нейтральными атомами и молекулами на расстояниях, превосходящих размеры атомов (0,4-1нм), имеют электрическую природу, называются межмолекулярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса и являются результатом проявления трех эффектов – ориентационного, индукционного и дисперсионного:

            Е = Е_ор + Е_инд + Е_дисп ,

где Е – энергия соответствующего взаимодействия.

Ориентационный эффект или диполь–дипольное взаимодействие проявляется только в полярных веществах, молекулы которых являются диполями. Диполь – дипольное взаимодействие между молекулам приводит к тому, что молекулы располагаются так, что положительно заряженные концы одних молекул соседствуют с отрицательно заряженными концами других молекул, вследствие чего они притягиваются друг к другу.

       Индукционный эффект обусловлен поляризацией неполярных молекул диполями окружающих молекул. На рис.2.21б показано, как электрическое поле полярной молекулы поляризует неполярную молекулу (сферу, нарисованную сплошной линией), которая превращается в  наведенный или индуцированный диполь (нарисованный пунктирной      линией). Затем полярная молекула и индуцированный диполь взаимодействуют друг с другом по ориентационному механизму.

       Дисперсионный эффект возникает при взаимодействии любых   атомов и молекул независимо от их строения и полярности. Объяснение этого эффекта оказалось возможным только в 1930 г. с позиций квантовой механики. В неполярных атомах и молекулах электроны сложным образом движутся вокруг ядер. В среднем по времени дипольные моменты        оказываются равными нулю. Но в каждое мгновение времени электроны занимают какое-то определенное положение, которому соответствует мгновенный дипольный момент (например, у атома водорода), отличающийся от нуля. Мгновенный диполь своим электрическим полем поляризует соседние молекулы. В результате возникает взаимодействие мгновенных диполей. Их движение становится синхронным, а появление и исчезновение у разных молекул происходит в такт друг другу. В результате    соседние частицы испытывают взаимное притяжение, и энергия системы понижается.

       Следует отметить, что поляризуемость частиц тем выше, чем больше по размеру их электронные облака, в которых электроны дальше расположены от ядер. Следовательно, дисперсионное взаимодействие должно возрастать с увеличением размеров молекул. А поскольку размеры и масса молекул обычно взаимосвязаны, то дисперсионные силы играют тем большую роль, чем больше молекулярная масса вещества (m⁰_, а.е.м.). Взаимосвязь молекулярной массы с дисперсионным эффектом проявляется и в свойствах веществ, определяемых силой и энергией взаимодействия частиц, из которых они состоят. К таким свойствам, например, относятся температуры плавления и кипения, а также значения энергии парообразования веществ (эта энергия затрачивается на преодоление межмолекулярного взаимодействия).

t, oC 100              H2O                                H2S                           SnH4                                                                          GeH4            CH4  SiH4                                                                                         mo, a.e.м.      0                50                100                 150

Обсуждение межмолекулярного взаимодействия, приведенное в предыдущем параграфе, позволяет предположить, что в любом ряду    веществ-аналогов температуры плавления и кипения должны повышаться с ростом их молекулярной массы. На рис.2.22 приведены кривые зависимости температуры кипения гидридов элементов групп 4А и 6А от        молекулярной массы (m₀). Для гидридов элементов группы 4А действительно наблюдается последовательное повышение температуры кипения с ростом молекулярной массы.

 

 

 

 

 

 

 

Рис.2.22. Зависимость температуры кипения гидридов   элементов групп 4А и 6А от     молекулярной массы

 

В случае гидридов элементов группы 6А указанная закономерность также наблюдается, за исключением аномально высокой температуры кипения воды. Аномально высокая температура кипения наблюдается также у NH₃ и HF по сравнению с температурами кипения гидридов элементов соответственно групп 5А и 7А.

Указанные аномалии объясняются существованием в соответствующих веществах межмолекулярного взаимодействия особого типа, называемого водородной связью. Эта связь проявляется особенно сильно в тех    веществах, где атом водорода присоединен к атомам наиболее электроотрицательных элементов, имеющим меньший размер, а именно к атомам азота, кислорода или фтора. Электроотрицательность водорода равна 2,1, что намного меньше электроотрицательности азота (3), кислорода (3,5) и фтора (4). По этой причине связь между атомом водорода и любым атомом этих трех элементов обладает высокой полярностью. Дипольные моменты (и энергия водородной связи) каждой из этих трех ковалентных связей оцениваются следующим образом:

Ковалентная связь                   N - H  O - H  F - H

Дипольный момент                   2,76     4,42        6,36

(10³⁰ Кл · м)

Энергия водородной связи        8           21          82

(кДж/моль)

Каждый из этих диполей способен взаимодействовать своим положительно заряженным концом (атомом водорода, несущим положительный заряд) с неподеленной электронной парой атома азота, кислорода или фтора, принадлежащего соседней молекуле. Именно это электростатистическое взаимодействие между диполем связи Н - Х одной молекулы (где Х – атомы N , O , F и реже Cl , S и др.) и неподеленной электронной парой     атома Х другой молекулы называется водородной связью.

Водородные связи условно записываются точками или пунктирными линиями. Благодаря им молекулы Н₂О, HF, NH₃ и др. образуют ассоциаты:

 

F - H···F - H···F - H···F - H    (F₄ H₄);

F - H···F - H···F - H                      (F₃ H₃);

                                                                        ···О – Н

                                                H                  Н                              

                                          Н – O···H – O – H···O – Н

                                            Н       Н       H

                                        Н – О··· Н – О ···

В случае ассоциации шести молекул HF образуются структуры в   виде колец (F₆ H₆). Водородная связь может быть внутримолекулярной в случае макромолекул. Она оказывает заметное влияние на химические и физические свойства веществ. Благодаря водородной связи вода имеет очень высокую температуру плавления, большую теплоемкость, большую теплоту испарения и исключительно высокую способность растворять ионные вещества. Низкая энергия водородной связи (обычно от 4 до    25 кДж/моль) и ее способность легко разрушаться и восстанавливаться   при комнатной температуре вместе с ее огромной распространенностью     обусловливают очень большое значение водородной связи в биологических системах.

Соединения HCl, H2O, NH3, CH4 и т. д., в которых элементы проявляют свою обычную валентность, называются соединениями первого рода. При взаимодействии некоторых соединений первого рода друг с другом могут образоваться соединения высшего порядка. Например, гидраты, аммиакаты, двойные соли:

 CrCl₃ + 6H₂O → CrCl₃∙6H₂O,

                          CoCl₃ + 6NH₃ → CoCl₃∙6NH₃,                (2.15)

Fe(CN)₃ + 3KCN → Fe(CN)₃∙3KCN.

Швейцарский химик А. Вернер ввел в химию представления о    соединениях высшего порядка, назвав их комплексными соединениями. В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, продукты реакций (2.15) можно представить следующим   образом: 

       [Cr (H₂O)₆]Cl₃;      [Co(NH₃)₆]Cl₃;      K₃[Fe(CN)₆].

В квадратных скобках находится внутренняя сфера, ее частицы    связанны друг с другом более тесно и образуют либо заряженные          комплексные ионы, либо нейтральные сложные частицы, называемые  комплексами. В химических реакциях, в процессах растворения, в       структурах кристаллов комплексные ионы и комплексы выступают как     самостоятельные частицы. Частицы внешней сферы (за квадратными    скобками), связанные с комплексными ионами менее прочно, в процессах растворения или реакциях обмена отщепляются и образуют самостоятельные ионы:

[Cr(H₂O)₆]Cl₃ → [Cr(H₂O)₆] ³⁺  + 3Cl^-,

[Co(NH₃)₆]Cl₃ → [Co(NH₃)₆] ³⁺ + 3Cl^-,

K₃[Fe(CN)₆] → 3K⁺ + [Fe(CN)₆] ^3-.

       Центральный атом внутренней сферы, вокруг которого группируются молекулы или ионы, называется комплексообразователем или ядром комплекса. Молекулы или ионы, координирующиеся вокруг центрального атома внутренней сферы, называются лигандами. Связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по                        донорно-акцепторному механизму, в котором комплексообразователь   предоставляет свободные орбитали неподеленным электронным       парам лигандов. Поэтому в качестве комплексообразователя могут выступать катионы металлов, протон и реже нейтральные атомы или анионы. Лигандами могут служить анионы галогенов Г¯ (F¯, Cl¯, Br¯, I¯), OH¯, CN¯ , CNS¯, NO₂¯, CO₃²¯, C₂O₄²¯ и др. и нейтральные молекулы H₂O, NH₃, CO, NO, Г₂, N₂H₄ и др..

       Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называется координационными числом. Координационное число (Ζ) обычно больше степени окисления комплексообразователя и может быть равным 1,2,3,4,5,6,7,8,9,12. Чаще встречаются комплексные соединения c координационными числами 2,4 и 6, которые соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса – линейной (Ζ=2), тетраэдрической или квадратной (Ζ=4) и октаэдрической (Ζ=6).

       Комплексные соединения имеют следующую номенклатуру:

1. В названиях солей первым указывают анион, а затем катион. Так, называя [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, следует начинать с Cl¯, а не с [Co(NH₃)₅Cl]²⁺, т.е. это хлорид.

2.  В названиях комплексных ионов или молекул лиганды указывают прежде комплексообразователей. При этом лиганды перечисляются в следующем порядке: а) анионные; б) нейтральные; в) катионные – без разделения друг от друга дефисом. Анионы перечисляются в порядке Н¯, О²¯,ОН¯, простые анионы, полиатомные анионы, органические анионы – в алфавитном порядке (приставки, указывающие числа лигандов, не считаются частями названий лигандов при установлении алфавитного порядка их перечисления). Например, в названии [Co(NH₃)₅Cl]²⁺ прежде всего  указывают лиганд Cl¯ (хлоро), затем аммиачные лиганды (аммин) и,  наконец, комплексообразователь: хлоропентамминкобальта (+3). Однако, записывая формулу комплекса, первым указывают комплексообразователь.

3. Анионным лигандам дают окончание – о, а нейтральные лиганды называются так же, как молекулы. Поэтому в название комплексного соединения [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ входят слова «хлоро» и «аммин». Особые названия имеют Н2О (аква) и NH₃ (аммин).

В таблице 2.5 приведены некоторые распространенные лиганды и их названия.

                                                                                                Таблица 2.5

Некоторые распространенные лиганды

Лиганд	Название лиганда	Лиганд	Название лиганда
N3¯	Азидо	CO32¯	Карбанато
Br¯	Бромо	C2O42¯	Оксалато
Cl¯	Хлоро	NH3	Аммин
CN¯	Циано	En	Этилендиамин
ОН¯	Гидроксо	Н2О	Аква

4. Числа лигандов каждого вида (если они больше единицы)      указываются греческими числительными в виде приставок (ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- для 2, 3, 4, 5 и 6 соответственно). Так, в названии         комплексного иона [Co(NH₃)₅Cl]^2─ содержится термин «пентааммин»,    который указывает на наличие пяти лигандов NH3. Если название самого лиганда содержит греческую приставку, например, моно- или ди-, то название лиганда заключают в скобки и к нему присоединяют           приставку другого типа (бис-, трис-, тетракис-, пентакис-, гексакис- для 2, 3, 4, 5 и 6 соответственно). Например, соединение [Со(Еn)₃]Сl₃ называется – хлорид трис(этилендиамин)кобальта(+3).

5. В названия комплексных анионов должен входить суффикс -ат латинского наименования комплексообразователя. Названия комплексных катионов содержат русские наименования комплексообразователей в      родительном падеже.

Например:

[Co(NH₃)₅Cl] Cl₂ - хлорид хлоропентаамминкобальта(+3),

[Аg(NH₃)₂] Cl   - хлорид диамминсеребра(+1),

К₂[Сu(Сl)₃]        - трихлорокупрат(+1) калия,

К₃[Fe(CN)₆]     - гексацианоферрат(+3) калия.

    6. Степень окисления комплексообразователя указывают после его названия в скобках арабской цифрой, знак ставится перед цифрой.     Например:

 

[Ni(CO)₄]        - тетракарбонилникель(0) (нейтральный комплекс),

K₄[Fe(CN)₆]    - гексацианоферрат (+2) калия,

[Cr(H₂O)₆]Cl  - хлорид гексааквахрома(+3).

Рассмотрим процессы, связанные с переносом электронов от атомов одних элементов к атомам других элементов, а также процессы, связанные со смещением электронов от одних атомов к другим атомам. При этом указанное смещение электронов условно принимается как перенос электронов. В тех случаях, когда происходит окисление, одновременно с ним непременно происходит и восстановление, и наоборот, если происходит восстановление, оно обязательно сопровождается одновременным       окислением. Эти одновременно протекающие процессы называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР). В таких реакциях число электронов, отдаваемых одним веществом при окислении, всегда должно быть равно числу электронов, приобретаемых в процессе восстановления другим веществом. На этом основан метод электронного баланса, применяемый для уравнивания ОВР:

1. Записывают без коэффициентов уравнение реакции со всеми  участвующими в ней реагентами и продуктами.

2. Указывают степень окисления атомов всех веществ.

3. Находят окислитель и восстановитель, степень окисления атомов которых в ходе реакции изменяется.

4. Определяют числа принятых и отданных электронов, в процессе восстановления и окисления соответствующих атомов. Эти числа удобно показывать над или под стрелками, которыми соединяют указанные атомы левой и правой частей уравнения. Если в состав реагента или продукта входит несколько атомов, степень окисления которых изменяется, то это учитывают умножением числа этих атомов на число соответствующих электронов.

5. Подбирают множители к числам отданных и принятых электронов (по их наименьшему общему кратному) таким образом, чтобы соответствующие произведения были равны (электронный     баланс). Эти множители в виде коэффициентов ставят в обе части уравнения к продуктам и реагентам, содержащим окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы.

6. Уравнивают числа катионов металлов левой и правой частей уравнения.

7. Если реакция протекает в кислой среде, то уравнивают числа    кислотных остатков.

8. Уравнивают числа протонов.

9. Проверяют правильность расставленных коэффициентов по равным числам атомов кислорода левой и правой частей уравнения. В тех случаях, когда у кислорода изменяется степень окисления, проверку проводят по числу других атомов.

       В заключение отметим, что, как уже указывалось в 1.2,  эквивалентом окислителя или восстановителя является частица или ее доля, на которую в ОВР приходится соответственно один присоединенный или отданный электрон. Поэтому в рассмотренной     реакции эквивалентом окислителя будет одна шестая доля молекулы ортомышьяковистой кислоты (Э(Н₃АSO₃) = (1/6)Н₃АSO₃), а эквивалентом восстановителя будет одна вторая доля атома цинка (Э(Zn)=(1/2) Zn). Их массы и эквивалентные массы (молярные массы эквивалентов) будут соответственно равны:

       m_э⁰ (Н₃АSO₃) = m⁰ (Н₃АSO₃)/6 = 126 а.е.м./6 = 21 а.е.м.,

m_э⁰ (Zn) = m⁰ (Zn) / 2 = 65 а.е.м. / 2 = 32,5 а.е.м.,

M_э (Н₃АSO₃) =21 г/моль, M_э (Zn) = 32,5 г/моль.