Уравнения окислительно восстановительные реакции: Тюменский индустриальный университет » Страница не найдена

Содержание

Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции

В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.

Показать решение »

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F2, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl2, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

N-3H3, C+2O, S+4O2, K2Mn+6O4, Сl02, HN+3O2

HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.

Составим электронные уравнения:

N+5 +3e = N+2         | 8        окислитель

S-2 — 8e = S+6         | 3        восстановитель

Сложим два уравнения

8N+5 +3S-2 = 8N+2 + 3S+6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

8HNO3 +3H2S = 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Показать решение »

Решение.

HN+3O2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO2 + Br2 + H2O = 2HBr + HNO3

N+3 – 2 e = N+5            | 1        восстановитель

Br20 + 2 e = 2Br       | 1        окислитель   

N+3 + Br= N+5 + 2Br

б) HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O

N+3 + e = N+2                | 1         окислитель

2I  — 2 e = I2            | 1        восстановитель

N+3 + 2I—  = N+2 + I

в) 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O

N+3 – 2 e = N+5              | 5        восстановитель

Mn+7 + 5 e = Mn+2       | 2        окислитель

5N+3 + 2Mn+7 = 5N+5 + 2Mn+2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2 , HClO3 , Cl2O7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Укажите окислитель и восстановитель.

Показать решение »

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т. е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H+1Сl-1, Cl02, H+1Cl+3O2-2 , H+1Cl+5O3-2 , Cl2+7O7-2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl2O7

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl2, HClO2 , HClO3

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Составим электронные уравнения

Cl+5 +6e = Cl—                  | 2 | 1   окислитель

Cl+5 -2e = Cl+7            | 6 | 3   восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl+5 = Cl+ 3Cl+7

4КСlO3 → КС1 + 3КСlO4.

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

а) KNO3 = KNO2 + O2;

б) Mq+ N2 = Mq3N2;

в) KClO3  = KCl + O2.

Показать решение »

Решение.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)

а) 2KNO3 = 2KNO2 + O2внутримолекулярная ОВР

N+5 +2e = N+3               | 2        окислитель

2O-2 -4e = O20           | 1        восстановитель

2N+5 + 2O-2 = 2N+3 + O20

б) 3Mq + N2 = Mq3N2межмолекулярная ОВР

N2 +6e = 2N-3             | 2 | 1   окислитель

Mg0 -2e = Mg+2         | 6 | 3   восстановитель

N2 + 3Mg0 = 2N-3 + 3Mg+2

в) 2KClO = 2KCl + 3O2внутримолекулярная ОВР

Cl+5 +6e = Cl—                 | 4 | 2   окислитель

2O-2 -4e = O20            | 6 | 3   восстановитель

2Cl+5+ 6O-2 = 2Cl + 3O20

Задача 5. Какие  ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:

а) Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O;

б) KClO3 = KCl + KClO4 .

Показать решение »

Решение.

В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.

а) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O;

Cl20 +2e = 2Cl—              | 10| 5  окислитель

Cl20 -10e = 2Cl+5          | 2 | 1   восстановитель

5Cl20 + Cl20 = 10Cl+ 2Cl+5

3Cl20 = 5Cl+ Cl+5

б) 4KClO3 = KCl + 3KClO4

Cl+5 +6e = Cl—                 | 2 | 1   окислитель

Cl+5 -2e = Cl+7              | 6 | 3   восстановитель

4Cl+5 = Cl+ 3Cl+7

Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O

Показать решение »

Решение.

Составим полуреакции:

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O             | 2        окислитель

NO2 + H2O — 2e= NO3 + 2H+              | 5        восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO4 + 16H+ + 5NO2+ 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3 + 10H+

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

2MnO4 + 6H+ + 5NO2 = 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O

Показать решение »

Решение.

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+          | 8 | 4 |          восстановитель

N+5 + 8 e = N3-              | 2 | 1 |           окислитель

4Zn0 + N+5 = 4Zn2+ + N3- 

Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+          | 2 | 1            восстановитель

S+6 + 2 e = S+4                | 2 | 1           окислитель

Zn0 + S+6 =  Zn2+ + S+4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F -2e = F2, E0 = 2,85 В

б) 2Сl -2e = Cl2, E0 = 1,36 В

в) 2Br -2e = Br2, E0 = 1,06 В

г) 2I -2e = I2, E0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O равен E0 =1,33 В

Показать решение »

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Е0ок — Е0восст

Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.

Итак, определим, можно ли K2Cr2O7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

F2|F || Cr2O72-|Cr3+                  E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В

Cl2|Cl || Cr2O72-|Cr3+               E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В

Br2|Br || Cr2O72-|Cr3+              E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В

I2|I || Cr2O72-|Cr3+                    E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br -2e = Br2 и 2I -2e = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O

Если С(MnO4)=10-5 М, С(Mn2+)=10-2 М, С(H+)=0,2 М.

Показать решение »

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:

E = + (0,059/n)lg(Cок/Cвос)

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO4и H+, а в восстановленной форме — Mn2+, поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10-5*0,2/10-2) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O

Показать решение »

Решение.

Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:

lgK = (E10 -E20 )n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O       | 2        окислитель

Br + H2O — 2e= HBrO + H+               | 5        восстановитель

Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10

E10 (окислителя) = 1,51 В

E20 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К:

lgK = (1,51 — 1,33 )10/0,059

lgK = 30,51

K = 3,22*1030

Примеры ОВР с ответами приведены также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

как сдать часть 2 ЕГЭ по химии — Учёба.

ру

Чем раньше начнешь готовиться к ЕГЭ,

тем выше будет балл Поможем подготовиться, чтобы сдать экзамены на максимум и поступить в топовые вузы на бюджет. Первый урок бесплатно

Александр Есманский,

преподаватель Олимпиадных школ МФТИ по химии, репетитор ЕГЭ и ОГЭ,

автор и составитель методических разработок

Задание № 30

Что требуется

Из предложенного перечня веществ необходимо выбрать те, между которыми возможно протекание окислительно-восстановительной реакции (ОВР), записать уравнение этой реакции и подобрать в ней коэффициенты методом электронного баланса, а также указать окислитель и восстановитель.

Особенности

Это одно из самых сложных заданий ЕГЭ по предмету, поскольку оно проверяет знание всей химии элементов, а также умение определять степени окисления элементов. По этим данным нужно определить вещества, которые могут быть только окислителями (элементы в составе этих веществ могут только понижать степень окисления), только восстановителями (элементы в составе этих веществ могут только повышать степень окисления) или же проявлять окислительно-восстановительную двойственность (элементы в составе этих веществ могут и понижать, и повышать степень окисления).

Также в задании необходимо уметь самостоятельно (без каких-либо указаний или подсказок) записывать продукты широкого круга окислительно-восстановительных реакций. Кроме того, нужно уметь грамотно оформить электронный баланс, после чего перенести полученные в балансе коэффициенты в уравнение реакции и дополнить его коэффициентами перед веществами, в которых элементы не изменяли степеней окисления.

Советы

Окислительно-восстановительные реакции основаны на принципе взаимодействия веществ противоположной окислительно-восстановительной природы. Согласно этому принципу любой восстановитель может взаимодействовать практически с любым окислителем. В задаче № 30 окислители и восстановители часто подобраны таким образом, что между ними точно будет протекать реакция.

Для нахождения пары окислитель/восстановитель нужно, прежде всего, обращать внимание на вещества, содержащие элементы в минимальной и максимальной степени окисления. Тогда вещество с минимальной степенью окисления будет являться типичным восстановителем, а вещество с максимальной степенью окисления с большой долей вероятности окажется сильным окислителем.

Если в списке только одно вещество (вещество 1) содержит элемент в максимальной или минимальной степени окисления, нужно найти ему в пару вещество, в котором элемент находится в промежуточной степени окисления и может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя (вещество 2). Тогда вещество 1 определит окислительно-восстановительную активность вещества 2.

Когда пара окислитель/восстановитель определена, нужно обязательно проверить, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) может протекать эта реакция. Если нет особенных правил, связанных со средой протекания выбранной реакции, то в качестве среды следует выбрать водный раствор того вещества (кислоты или щелочи), которое есть в предложенном списке реагентов.

Чтобы верно записать продукты окислительно-восстановительной реакции, нужно знать теоретические сведения о химии того или иного вещества и специфику его свойств. Однако запоминать все реакции наизусть — дело утомительное, да и не очень полезное. Для того чтобы упростить задачу, можно выявить некоторые общие закономерности в протекании ОВР и научиться предсказывать продукты реакций. Для этого нужно следовать трем простым правилам:

  1. Процессы окисления и восстановления — это две стороны единого процесса: процесса передачи электрона. Если какой-либо элемент (восстановитель) отдает электроны, то в этой же реакции обязательно должен быть какой-то элемент (окислитель), который принимает эти электроны.
  2. Если в реакции участвует простое вещество, эта реакция — всегда окислительно-восстановительная.
  3. При взаимодействии сильных окислителей с различными восстановителями обычно образуется один и тот же основной продукт окисления. Многие окислители при взаимодействии с различными восстановителями также часто восстанавливаются до какого-то одного продукта, соответствующего их наиболее устойчивой степени окисления.

Задание № 31

Что требуется

Из предложенного перечня веществ (того же, что и в задании № 30) необходимо выбрать такие вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена. Необходимо записать уравнение реакции в молекулярной форме и привести сокращенную ионную форму.

Особенности

Это задание значительно легче предыдущего, поскольку круг возможных реакций ограничен и определен условиями протекания реакций ионного обмена, которые школьники изучают еще в 8-9 классах.

Советы

Нужно помнить, что любая реакция ионного обмена — это обязательно реакция, протекающая в растворе. Все реакции ионного обмена являются неокислительно-восстановительными!

В реакциях ионного обмена могут участвовать:

  • солеобразующие оксиды;
  • основания и амфотерные гидроксиды;
  • кислоты;
  • соли (средние, кислые, основные). Теоретически можно составить реакцию ионного обмена с участием смешанных, двойных или комплексных солей, но это для задания № 31 — экзотика.

Чаще всего в этой задаче встречаются реакции ионного обмена с участием оснований, амфотерных гидроксидов, кислот и средних солей. Однако обмен ионами может осуществляться далеко не с любыми парами веществ. Для того чтобы протекала реакция ионного обмена, необходимо выполнение некоторых ограничительных условий, которые связаны с реагентами и продуктами реакции.

Для написания ионных форм уравнений нужно следовать правилам, согласно которым одни вещества представляются в диссоциированной форме (в виде ионов), а другие — в недиссоциированной (в виде молекул).

Расписываем на ионы в реакциях ионного обмена:

  • растворимые сильные электролиты;
  • малорастворимые сильные электролиты, если они являются реагентами.

Не расписываем на ионы в реакциях ионного обмена:

  • неэлектролиты;
  • нерастворимые в воде вещества;
  • слабые электролиты;
  • малорастворимые сильные электролиты, если они являются продуктами реакции.

Когда уже сокращенная форма реакции ионного обмена записана, будет нелишним проверить для нее выполнение материального и электрического баланса. Другими словами, верно ли расставлены в сокращенной форме коэффициенты и сохраняется ли общий электрический заряд в левой и правой частях уравнения. Это позволит избежать потерянных коэффициентов или зарядов ионов на пути от молекулярной формы через полную ионную — к сокращенной.

Задание № 32

Что требуется

По приведенному текстовому описанию необходимо записать уравнения четырех реакций.

Особенности

Это задание так же, как и задание № 30, проверяет знание всей химии элементов, которая содержится в спецификации ЕГЭ. Однако часто составление четырех уравнений, описанных в задании № 32, является более простой задачей, чем составление одного уравнения в вопросе № 30. Во-первых, здесь не нужно самостоятельно выбирать реагенты, поскольку они уже даны в условии, а продукты часто можно угадать, используя данные условия, которые, по сути, являются подсказками. Во-вторых, из четырех описанных в задании уравнений, как правило, два можно записать, используя знания 8-9 классов. Например, это могут быть реакции ионного обмена. Два других уравнения — посложнее, подобные тем, которые предлагаются в задании № 30.

Советы

Конечно, можно просто выучить всю химию элементов наизусть и с ходу записать все уравнения. Это самый верный способ. Если же возникают трудности с определением продуктов, то нужно по максимуму использовать подсказки, приведенные в условии. Чаще всего в задании указываются наблюдаемые химические явления: выпадение или растворение осадков, выделение газов, изменение цвета твердых веществ или растворов. А если еще и указан конкретный цвет осадка, газа или раствора, можно с высокой точностью определить, о каком веществе идет речь. Для этого необходимо всего лишь знать цвета наиболее часто использующихся в задачах школьной программы осадков и газов, а также цвета растворов солей. Это сильно облегчит написание проблемного уравнения реакции, и задание № 32 покажется очень даже простым.

Задание № 33

Что требуется

Необходимо записать уравнение пяти реакций с участием органических веществ по приведенной схеме (цепочке превращений).

Особенности

В этом задании предлагается классическая цепочка превращений, какие школьники учатся решать с первого года изучения химии, только здесь в каждом уравнении участвует хотя бы одно органическое вещество. Задача на каждой стадии цепочки может быть сформулирована в двух вариантах. В первом варианте даются один из реагентов и продукт реакции. В этом случае необходимо подобрать второй реагент, а также указать все условия осуществления реакций (наличие катализаторов, нагревание, соотношение реагентов). Во втором варианте известны все реагенты, а часто и условия реакции. Необходимо только записать продукты.

Советы

Лучший способ успешно выполнить цепочку по органике — это знать наизусть все типы реакций каждого класса соединений и специфические свойства органических веществ, содержащиеся в школьном курсе органической химии.

Главное правило задания № 33 — использование графических (структурных) формул органических веществ в уравнениях реакций. Это указание обязательно прописано в каждом варианте тренировочных работ и пробных вариантов ЕГЭ по химии, поэтому известно всем выпускникам. Однако некоторые школьники все равно иногда пренебрегают этим правилом и часть органических веществ записывают в молекулярном виде. Будьте внимательны! Уравнения реакций с молекулярными формулами органических веществ в этом задании не засчитываются.

В задачах № 32 и № 33 уравнение считается написанным верно, если в нем расставлены все коэффициенты и при необходимости указаны условия протекания реакции. Уравнения реакций, в которых хотя бы один коэффициент неверен или не указаны важные условия, не засчитываются.

Задание № 34

Что требуется

Решить расчетную задачу, тематика которой меняется от года к году и от варианта к варианту.

Особенности

В спецификации ЕГЭ под номером 34 заявлены задачи с использованием понятия доли (массовой, объемной, мольной) вещества в смеси. Частным случаем таких задач являются задачи «на массовую долю вещества в растворе», задачи «на примеси», то есть с использованием понятия доли чистого вещества в составе технического. Сюда же относятся расчеты массовой или объемной доли выхода продукта реакции от теоретически возможного, а также расчеты по уравнению реакции, если один из реагентов дан в избытке.

Предсказать, какие задачи будут отобраны для ЕГЭ именно в этом году, практически невозможно. Единственное, что можно ожидать по опыту прошлых лет, — это то, что задача не окажется сложной и будет полностью соответствовать профильной школьной программе (не олимпиадной). Это значит, что такая задача по зубам любому школьнику, освоившему курс химии на профильном школьном уровне и обладающему обыкновенной математической и химической логикой.

Советы

Для того чтобы решить эту задачу, прежде всего, нужно знать базовые формулы и определения основных физических величин. Необходимо осознать понятие «математической доли» как отношения части к целому. И тогда все типы долей в химии принимают одинаковый внешний вид.








Массовая доля вещества в смеси \({\omega_{1}} = {{m_{в-ва}} \over m_{смеси}}\)
Массовая доля вещества растворе \({\omega_{1}} = {{m_{в-ва}} \over m_{р-ра}}\)
Мольная доля вещества в смеси (растворе) \({\chi} = {{\nu_{в-ва}} \over \nu_{смеси}}\)
Объемная доля вещества в смеси (растворе) \({\varphi} = {{V_{в-ва}} \over V_{смеси}}\)
Доля чистого вещества в составе технического (степень чистоты) \({\omega_{чист}} = {{m_{чист}} \over m_{техн}}\)
Доля выхода продукта от теоретически возможного (выход продукта) \({\eta} = {{\upsilon_{практ}} \over \upsilon_{теор}} = {{m_{практ}} \over m_{теор}} \)

\(m_{практ}\) — масса продукта, которая получилась в результате химической реакции

\(m_{теор}\) — масса продукта, которая могла образоваться в соответствии с теоретическим расчетом по уравнению реакции

Количество вещества \({v} = {m \over M} \)

\([{v}] = моль \)

\({\nu} = {{V} \over V_{m}}\)

Молярный объем, т. 3} \)

Задание № 35

Что требуется

Решить расчетную задачу на установление молекулярной и структурной формулы вещества, записать предложенное уравнение реакции с данным веществом.

Особенности

Идеологическая часть задач на вывод формулы изучается школьниками еще в 8-9 классах, поэтому это наиболее простая задача части 2 ЕГЭ. Хотя в спецификации не указано, формулу какого вещества необходимо установить. Опыт показывает, что из года в год здесь традиционно участвуют органические вещества.

Советы

Все задачи на вывод формулы, встречающиеся в ЕГЭ, можно условно разделить на три типа. Первый тип — это установление формулы по массовым долям элементов в веществе. Здесь работает формула для массовой доли элемента в сложном веществе:

\({\omega} = {n \times {A_{r}(элемента)} \over {M_{r}(вещества)}} \times 100 \%\)

где n — число атомов элемента в молекуле, то есть индекс элемента.

Иногда в этом типе задач нужно знать еще и общую формулу класса, к которому относится неизвестное органическое вещество. Затем следует выразить относительную молекулярную массу вещества через n и подставить в уравнение для массовой доли. Решением уравнения будет искомое значение n, а следовательно, и молекулярная формула вещества. Дополнительные сведений о веществе, указанные в условии задачи, позволяют установить структурную формулу вещества, с которой далее требуется записать уравнение реакции.

Второй тип задач — это установление формулы через расчеты по уравнению химической реакции. Здесь нужно обязательно знать еще общую формулу класса, к которому относится неизвестное органическое вещество, и записать с ним уравнение реакции. Иногда приходится расставлять коэффициенты в общем виде через n. Тем не менее это наиболее понятный тип задач на вывод формулы, поскольку он чаще всего сводится к одному уравнению с одним неизвестным n, решение которого дает нам искомую молекулярную формулу. Дополнительные сведения о веществе, указанные в условии задачи, позволяют установить структурную формулу вещества, с которой далее требуется записать уравнение реакции.

И, наконец, третий тип задач — это установление формулы по продуктам сгорания вещества. Этот вариант наиболее часто встречается на ЕГЭ в этом задании. Выглядит он чуть более громоздко, чем два предыдущих, однако решается также очень просто. План решения заключается в нахождении простейшей формулы вещества и переходе к истинной (то есть молекулярной) формуле через известную молярную массу вещества. Простейшая формула находится из закона, согласно которому индексы элементов относятся так же, как их количества вещества в молях. Если молярная масса вещества не дана в условии, то можно попробовать доказать единственность решения через соответствие формулы правилам валентности. Но такой подход часто бывает трудоемок, и его можно легко обойти, если использовать дополнительные сведения об искомом веществе, указанные в условии задачи. Это может быть класс соединения, наличие или отсутствие каких-либо типов изомерии и, наконец, химическая реакция, в которую это вещество способно вступать или с помощью которой оно может быть получено. Помимо молекулярной формулы, эти же дополнительные сведения позволяют однозначно определить и структурную формулу вещества, с которой далее требуется записать уравнение реакции.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции — Справочник химика 21





    Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно-ионный метод). [c.86]

    Метод электронного баланса достаточно прост, и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций не вызывает затруднений, когда в качестве исходных веществ и продуктов реакции выступают вещества, не диссоциирующие на ионы. Однако составление уравнений окислительно-восстановительных реакций значительно осложняется, если в реакции принимают участие соединения с ионной связью. В этом случае одни элементы, входящие в состав ионов, участвуют в окислительно-восстановительных процессах, а другие — в реакциях обмена. Поэтому метод электронного баланса, рассматривающий лишь переход электронов от восстановителя к окислителю, не позволяет непосредственно определить коэффициенты в окислительно-восстановительном уравнении без дополнительного использования приема проб и ошибок. Это достигается при использовании электронно-ионного метода, или метода полуреакций. [c.87]








    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод учета изменений степеней окисления. Метод составления полуреакций. [c.415]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса осуществляется в несколько стадий  [c.86]

    При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка  [c.167]

    Метод полуреакций более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет несомненные преимущества при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием, в частности, органических соединений, пероксида водорода, некоторых соединений серы и т. д. [c.89]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Применяют два метода составления уравнений реакций окисления — восстановления. Один из методов основан на использовании степеней окисления элементов. Составим уравнение реакции взаимодействия хрома с серой  [c.160]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций легче провести в несколько стадий 1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции 2) определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции 3) определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем и коэффициентов при восстановителях и окислителях 4) определение коэффициентов, при всех исходных веществах и продуктах реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения. Например, составим уравнение реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде. [c.181]

    Ионно-электронный метод. Ионно-электронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления иона (молекулы) — окислителя и окисления иона (молекулы) — восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение. Для этого необходимо составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений, т. е. записать сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электро- [c.246]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать химические формулы реагентов и продуктов реакции (они часто определяются на основании опыта). Сначала подбирают стехиометрические коэффициенты для соединений, атомы которых меняют степень окисления. При этом исходят из того, 410 число электронов, отданных восстановителем, должно быть равио числу электронов, полученных окислителем. [c.204]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции обычно уравнивают одним из двух ниже рассмотренных. методов методом электронного баланса и методом полуреакций. [c.263]

    СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИИ [c.86]

    Способы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и уравнений равновесных потенциалов окислительно-восстановительных процессов рассмотрены в учебнике. Приведем пример решения задачи по определению потенциала окислительно-восстановительного электрода. [c.393]

    ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ [c.129]

    Методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, для которых заведомо известны их начальные и конечные продукты, представляет собой лишь первый этап их изучения. [c.146]

    Л. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций 267 [c.267]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций 369 3 второе на 3 [c.269]

    Составление уравнений реакций в трех рассмотренных примерах проведено в определенном порядке. Его можно придерживаться и в других случаях при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Последовательность действий при этом следующая  [c.269]

    Реакции с переносом заряда. Реакции с переносом атомов. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Направление окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал. Электролиз. [c.159]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе, удобно использовать метод электронно-ионного баланса. В этом методе сначала составляют по отдельности уравнения реакций окисления и восстановления, а затем их объединяют в уравнение окислительно-восстановительной реакции. В этом методе знание валентных состояний (степеней окисления) атомов элементов, участвующих в реакции, не обязательно. [c.259]

    Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде  [c.89]

    В большинстве случаев трудно или даже невозможно экспериментально различить, протекает ли реакция с переносом заряда или с переносом атома. Поэтому при составлении уравнений окислительно восстановительных реакций удобно использовать понятие степень окисления . [c.160]

    Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции рассмотрим на примере окисления сероводорода перманганатом калия в кислой среде. В результате проведения этой реакции малиновый раствор обесцвечивается вследствие перехода марганца нз состояния +7 в состояние +2, кроме того, раствор мутнеет (выпадение серы). Следовательно, схема реакции отвечает записи [c.219]

    Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода электронный и электронно-ионный. Электронный метод рекомендуется для уравнивания окислительно-восстановительных реакций, протекающих в газовой или твердой фазах. Здесь будет разобран электронно-ионный метод, применяемый для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах. [c.130]








    Классификация окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций [c.94]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций проводится в такой последовательности  [c.108]

    При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель или окислитель и число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагирующих веществ, что можно установить, руководствуясь периодическим законом Д. И. Менделеева, зная строение атомов- и молекул,, зная величины потенциалов ионизации, сродство к электрону,» электроотрицательность элементов, окислптельно-восстано-вительные потенциалы и стандартные изменения энергии Гиббса образования веществ. [c.116]

    При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) важно уверенно находить окислитель и восстановитель. Для облегчения этой задачи в табл. 2 приведены некоторые типичные окислители и восстановители, часто встречающиеся в химических уравнениях, а также соответствующие процессы восстановления и окисления (запись этих процессов иногда называют электронными уравнениями). [c.92]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать, от каких атомов, молекул или ионов и к каким атомам, молекулам или ионам переходят электроны и в каком количестве. Эти данные часто находят экспериментально. [c.51]

    В заключение следует отметить, что рассмотренный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, основанный на изменении степени окисления, применим для любых систем. Он может быть использован для окислительно-восстанови-тельных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твердых системах гомогенного и гетерогенного характера, например при сплавлении, обжиге, горении и т. д. Вместе с тем вследствие формального характера самого понятия степень окисления используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально протекающих в них процессов. Более правильное представление о процессах окисления — восстановления в растворах дает метод электронно-ионных уравнений, который, как видно из самого названия, рассматривает изменения реально существующих в растворах молекул и ионов. [c.118]

    Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции рассмотрим на примере окисления сероводорода перманганатом калия в кислой среде. [c.94]

    Рассмотренный многоступенчатый метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций приведен для понимания логики решения этой относительно сложной задачи. По мере появления опыта число промежуточных уравнений может быть уменьшено, а в пределе все ступени могут быть выполнены при написании лишь одного уравнения. [c.182]

    Этот прием при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций целесообразно распространить и на процессы, в которых происходит изменение степени окисления различных атомов в одной и той же молекуле, например 4 -Хе  [c.220]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций имеют очень сложный характер, и составление их представляет весьма трудную задачу. Предложено несколько методов составления этих уравнений. Рассмотрим метод электронного баланса, при котором учитывается а) сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями, которая равна сумме электронов, принимаемых всеми окислителями б) число одноименных атомов в левой и правой частях урав- [c.180]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо прежде всего знать химические формулы исходных и получающихся веществ. Исходные вещества мы знаем, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. В левой и правой частях уравнения реакции должно быть одинаковое число одних и тех же атомов. Следовательно, правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы вещества. Согласно закону эквивалентов вещества всегда соединяются между собой или замешают друг друга в определенных весовых соотношениях, соответствующих их эквивалентам. [c.115]

    Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (см. ч. И) необходимо знать их сущность, стехиометрические законы, строение вещества, периодический закон Д. И. Менделеева, окислительно-восстановительные свойства простых и сложных веществ (восстановители и окислители), правила и методы их составления, стандартные электродные потенциалы, законы химической термодинамики. [c.27]

    Перераспределение электронной плотности (перестройка электронных орбиталей и изменение электронного состояния участвующих веществ) приводит к образованию новых веществ с присущим им строением и химическими свойствами. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций не имеет большого значения, какая связь при этих реакциях образуется — ионная или ковалентная. Поэтому для простоты говорят о присоединении или отдаче электронов независимо от типа связи. Для упрощения записи указывают степень окисления только тех атомов, у которых она меняется. [c.89]

    Атомам в соединениях и комплексных ионах приписывают степень окислении, чтобы иметь возможность описывать перенос электронов при химических реакциях. Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции основывается на требовании выполнения закона сохранения заряда (электронов). Высшая степень окисления атома, как правило, увеличивается с ростом порядкового номера элемента в пределах периода. Например, в третьем периоде наблюдаются такие степени окисления На + ( + 1), Мя» + ( + 2), А1 -» ( + 3), 81Си( + 4), РР5(5), 8Рв( + 6) и СЮЛ + 7). Степень окисления атома часто называется состоянием окисления атома (или элемента) в соединении. Реакции, в которых происходят изменения состояний окисления атомов, называются окислительно-восстановительными реакциями. В таких реакциях частицы, степень окисления которых возрастает, называются восстановителями, а частицы, степень окисления которых уменьшается, называются окислителями. В окислительно-восстановительной реакции происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю. Частицы, подверженные самопроизвольному окислению — восстановлению, называются диспропорционирующими. В полном уравнении окислительно-восстановительной реакции суммарное число электронов, теряемых восстановителем, равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем. Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя равен отношению его молекулярной массы к изменению степени окисления в рассматриваемой реакции. Нормальность раствора окислителя или восстановителя определяется как число его эквивалентов в 1 л раствора. Следовательно, нормальность раствора окислителя или восстановителя зависит от того, в какой реакции участвует это вещество. [c.456]

    Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений чисел атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна нулю. Очевидно, что неизвестная степень окисления одного из атомов в молекуле может быть определена с помоц ью подобного равенства, чем широко пользуются в практике составления уравнения окислительно-восстановительных реакций, [c.114]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе, удобно использоват1> метод электронно-ионного баланса. Этот метод рассмот )ен ниже на примере составления уравнения реакции между пе 1маи-ганатом калия и нитритом калия в водном растворе. [c.325]


Уравнивание окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Калькулятор сбалансирования окислительно-восстановительной реакции

Онлайн калькулятор для уравнивания(сбалансирования) несбалансированного окислительно-восстановительной химической реакции.

Описание окислительно-востановительной реакции

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого

Пример окислительно-востановительной реакции

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + h3O
б) Ca +h3SO4 → CaSO4 + h3S + h3O
в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + h3O

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а»

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.

Шаг 1. Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.

Для HNO3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов.

Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:

0 — (+1) — (-2)*3 = +5

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)  

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:

0 — (+1) — (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде, с указанием  степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.

Ag0 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2

Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисленияотдельных элементов.

Шаг 3. Запишем их отдельно в виде электронного баланса — какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась — в данном расчете не участвуют)

Ag0 — 1e = Ag+1
N+5 +3e = N+2

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4. Теперь на основании полученного коэффициента «3» для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O

Ответ:  3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

Пример «б»

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O

Для H2SO4  степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca0 +H+12S+6O-24 → Ca+2S+6O-24 + H+12S-2 + H+12O-2
Ca0 — 2e = Ca+2 (коэффициент 4)
S+6 + 8e = S-2

4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

Пример «в»

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

HNO3 см. выше

Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

NO см. выше

H2O см. выше

Be0 + H+1N+5O-23 → Be+2(N+5O-23)2 +  N+2O-2 +  H+12O-2
Be0 — 2e = Be+2 (коэффициент 3)
N+5 +3e = N+2 (коэффициент 2)

3Be + 8HNO3 → 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций — HimHelp.ru

Метод полуреакций

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и  процесса восстановления с последующим  суммированием их в общее уравнение. В  качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали  при объяснении метода  электронного баланса. При пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образова­ния элементной серы, т.е. протекания процесса: Н2S → S + 2H+ Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства: Н2S – 2е– = S + 2H+ Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя Н2S. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4– (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой MnO4– → Mn2+ В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записыва­ем так: MnO4– + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О Чтобы стрелку заменить на знак равенства,…

Метод электронного балланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах. Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления: Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь – восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями    из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции: Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2…

Конспект урока «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций»

Название предмета — Химия

Класс — 9

УМК — Учебник «Химия-9», авторы И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская, М., «Русское слово», 2010г.

Уровень обучения – базовый.

Тема урока «Составление уравнений окислительно – восстановительных реакций».

Общее количество часов, отведенное на изучение темы-4 часа

Место урока в системе уроков по теме — третий урок темы «Окислительно – восстановительные реакции»

Цели урока: Обучить учащихся составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Задачи урока : Развивать умения составлять уравнения окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса, выявлять окислители и восстановители на основе сравнения степеней окисления атомов, расставлять коэффициенты в уравнениях окислительно – восстановительных реакций.

Дидактические и материальные оснащения: Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Содержание и ход урока.

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний, умений и навыков.

-Устный опрос.

  1. На конкретных примерах объясните возможные степени окисления атомов.

  2. Объясните на конкретных примерах, какие вещества могут быть восстановителями?

  3. Объясните на конкретных примерах, какие вещества могут быть окислителями ?

  4. Что такое окислительно – восстановительная двойственность?

-Письменный опрос.

Проверка выполнения упражнений заданных на дом.

Выполнение тренажера по вариантам ( 3 мин) на листах самоконтроля.

Тренажер «Окислительно – восстановительные реакции»

Определить процессы окисления и восстановления, роль частицы: окислитель, восстановитель. Указать количество участвующих электронов

III. Формирование новых знаний, умений и навыков.

Одним из методов составления уравнений окислительно – восстановительных реакций является метод электронного баланса.

Для составления уравнения окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса необходимо ( приложение ):

  • Составить схему реакции – записать формулы исходных веществ и продуктов реакции;

  • Отметить элементы, атомы которых изменили степень окисления в результате реакции. Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель;

  • Составить электронные уравнения для процессов окисления и восстановления;

  • Составить схему электронного баланса. Для этого в электронных уравнениях необходимо подобрать коэффициенты при окислителе и восстановителе так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. Найденные коэффициенты записать в правой части электронного баланса;

  • Расставить коэффициенты для оставшихся веществ в следующей последовательности: вещества, содержащие атомы металлов и кислотные остатки, водород и кислород;

  • Проверить число атомов кислорода в обеих частях схемы.

Рассмотрим примеры

Отработка навыков определения степени окисления, составления схем окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса (работа у доски и в тетрадях) с развитием навыков рассуждения и анализа через комментарии ответов учащимися.

Пример №1

2K+I +CI20 = 2K+CI + I20

В : 2I — 2e = I20 2 1

О : CI20 + 2e = 2CI 2 1

Если окислитель или восстановитель в исходных веществах или продуктах реакции представлен двумя атомами (Н2, О2), то в электронных уравнениях надо брать сразу же два атома. Цифру два ставят перед ионом или справа внизу при записи молекулы.

Пример №2

2K+Mn+7O4-2 + 3K2+S+4O3-2 + H2+O-2 = 2Mn+4O2-2 + 3K2+S+6O4-2 + 2K+O-2H+

О Mn+7 + 3e = Mn+4 3 2

В S+4 – 2e = S+6 2 3

Пример №3

H2+S-2 + 4CI20 + 4H2+O-2 = H2+S+6O4-2 + 8H+CI

В S-2 – 8e = S+6 8 4 1

О CI20 +2e = 2CI 2 1 4

Пример №4

2Ag+N+5O3-2 = 2Ag0 + 2N+4O2-2 + O20

О Ag+ +e = Ag0 1} 2 2

N+5 +e = N+4 1}

В 2O-2 – 4e = O20 4 4 1

5. 3S0 + 6K+O-2H+ = 2K2+S-2 + K2+S+4O3-2 + 3H2+O-2

S0 + 2e = S-2 2 1 2 O

S0 – 4e = S+4 4 2 1 B

IV. Применение знаний, умений и навыков.

Для данных окислительно – восстановительных реакций составьте схему электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты.

Эл.ток

1. H2O === H2 + O2

2. CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

3. CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

4. NH3 + O2 = N2 + H2O

5. KCIO3 = KCI + KCIO4

6. SO2 + H2O + NaIO3 = H2SO4 + NaI

V. Д/З s 3, упр. 1.

Приложение

Метод электронного баланса

Суть метода электронного баланса заключается в том, что количество электронов, отданных восстановителем должно быть равно количеству электронов, принятых окислителем.

Дано уравнение уравняйте его методом электронного баланса. Определите окислитель и восстановитель

H2S+ HNO3H2SO4+ NO+ H2O

1. Расставляем степени окисления

H+ 2S-2+ H+ N+5 O-23 → H+2S+6O-2 4+ N+2O-2+ +H2O-2

2. Определим химические элементы, которые изменили свою степень окисления

H+ 2S-2+ H+ N+5 O-23 → H+2S+6O-2 4+ N+2O-2+ +H2O-2

3. Запишем уравнение электронного баланса

восстановитель S-2 -8е S+6

окислитель N +5 +3е N +2

Для определения окислителя т восстановителя используйте схему:

восстановитель (процесс окисления)

———————-

-4…..-3…..-2…0…+1….+2….+3….+4

————————

окислитель ( процесс восстановления)

4.Количество отданных электронов равно количеству принятых, поэтому уравниваем число отданных и принятых электронов.

восстановитель S-2 -8е S+6 | 3

окислитель N +5 +3е N +2 | 8

5.Подставим коэффициенты в уравнение

3H2S+8HNO33H2SO4+ 8NO+ H2O

6.Подравняем остальные коэффициенты

3H2S+8 HNO3 → 3H2SO4+ 8NO+ 4H2O

7. Проверяем, правильно ли расставили коэффициенты. Для этого складываем количество атомов кислорода в правой и левой части уравнения и оно должно сойтись

3H2S+8 HNO3 → 3H2SO4+ 8NO+4 H2O

24 атома 12+8+4=24атома

Для данных окислительно – восстановительных реакций составьте схему электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты.

Эл.ток

1. H2O === H2 + O2

2. CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

3. CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

4. NH3 + O2 = N2 + H2O

5. KCIO3 = KCI + KCIO4

6. SO2 + H2O + NaIO3 = H2SO4 + NaI

100 ballov.kz образовательный портал для подготовки к ЕНТ и КТА

В 2021 году казахстанские школьники будут сдавать по-новому Единое национальное тестирование. Помимо того, что главный школьный экзамен будет проходить электронно, выпускникам предоставят возможность испытать свою удачу дважды. Корреспондент zakon.kz побеседовал с вице-министром образования и науки Мирасом Дауленовым и узнал, к чему готовиться будущим абитуриентам.

— О переводе ЕНТ на электронный формат говорилось не раз. И вот, с 2021 года тестирование начнут проводить по-новому. Мирас Мухтарович, расскажите, как это будет?

— По содержанию все остается по-прежнему, но меняется формат. Если раньше школьник садился за парту и ему выдавали бумажный вариант книжки и лист ответа, то теперь тест будут сдавать за компьютером в электронном формате. У каждого выпускника будет свое место, огороженное оргстеклом.

Зарегистрироваться можно будет электронно на сайте Национального центра тестирования. Но, удобство в том, что школьник сам сможет выбрать дату, время и место сдачи тестирования.

Кроме того, в этом году ЕНТ для претендующих на грант будет длиться три месяца, и в течение 100 дней сдать его можно будет два раза.

— Расскажите поподробнее?

— В марте пройдет тестирование для желающих поступить на платной основе, а для претендующих на грант мы ввели новые правила. Школьник, чтобы поступить на грант, по желанию может сдать ЕНТ два раза в апреле, мае или в июне, а наилучший результат отправить на конкурс. Но есть ограничение — два раза в один день сдавать тест нельзя. К примеру, если ты сдал ЕНТ в апреле, то потом повторно можно пересдать его через несколько дней или в мае, июне. Мы рекомендуем все-таки брать небольшой перерыв, чтобы еще лучше подготовиться. Но в любом случае это выбор школьника.

— Система оценивания останется прежней?

— Количество предметов остается прежним — три обязательных предмета и два на выбор. Если в бумажном формате закрашенный вариант ответа уже нельзя было исправить, то в электронном формате школьник сможет вернуться к вопросу и поменять ответ, но до того, как завершил тест.

Самое главное — результаты теста можно будет получить сразу же после нажатия кнопки «завершить тестирование». Раньше уходило очень много времени на проверку ответов, дети и родители переживали, ждали вечера, чтобы узнать результат. Сейчас мы все автоматизировали и набранное количество баллов будет выведено на экран сразу же после завершения тестирования.
Максимальное количество баллов остается прежним — 140.

— А апелляция?

— Если сдающий не будет согласен с какими-то вопросами, посчитает их некорректными, то он сразу же на месте сможет подать заявку на апелляцию. Не нужно будет ждать следующего дня, идти в центр тестирования, вуз или школу, все это будет электронно.

— С учетом того, что школьникам не придется вручную закрашивать листы ответов, будет ли изменено время сдачи тестирования?

— Мы решили оставить прежнее время — 240 минут. Но теперь, как вы отметили, школьникам не нужно будет тратить час на то, чтобы правильно закрасить лист ответов, они спокойно смогут использовать это время на решение задач.

— Не секрет, что в некоторых селах и отдаленных населенных пунктах не хватает компьютеров. Как сельские школьники будут сдавать ЕНТ по новому формату?

— Задача в том, чтобы правильно выбрать время и дату тестирования. Центры тестирования есть во всех регионах, в Нур-Султане, Алматы и Шымкенте их несколько. Школьники, проживающие в отдаленных населенных пунктах, как и раньше смогут приехать в город, где есть эти центры, и сдать тестирование.

— На сколько процентов будет обновлена база вопросов?

— База вопросов ежегодно обновляется как минимум на 30%. В этом году мы добавили контекстные задания, то что школьники всегда просили. Мы уделили большое внимание истории Казахстана и всемирной истории — исключили практически все даты. Для нас главное не зазубривание дат, а понимание значения исторических событий. Но по каждому предмету будут контекстные вопросы.

— По вашему мнению система справится с возможными хакерскими атаками, взломами?

— Информационная безопасность — это первостепенный и приоритетный вопрос. Центральный аппарат всей системы находится в Нур-Султане. Связь с региональными центрами сдачи ЕНТ проводится по закрытому VPN-каналу. Коды правильных ответов только в Национальном центре тестирования.

Кроме того, дополнительно через ГТС КНБ (Государственная техническая служба) все тесты проходят проверку на предмет возможного вмешательства. Здесь все не просто, это специальные защищенные каналы связи.

— А что с санитарными требованиями? Нужно ли будет школьникам сдавать ПЦР-тест перед ЕНТ?

— ПЦР-тест сдавать не нужно будет. Требование по маскам будет. При необходимости Центр национального тестирования будет выдавать маски школьникам во время сдачи ЕНТ. И, конечно же, будем измерять температуру. Социальная дистанция будет соблюдаться в каждой аудитории.

— Сколько человек будет сидеть в одной аудитории?

— Участники ЕНТ не за семь дней будут сдавать тестирование, как это было раньше, а в течение трех месяцев. Поэтому по заполняемости аудитории вопросов не будет.

— Будут ли ужесточены требования по дисциплине, запрещенным предметам?

— Мы уделяем большое внимание академической честности. На входе в центры тестирования, как и в предыдущие годы, будут стоять металлоискатели. Перечень запрещенных предметов остается прежним — телефоны, шпаргалки и прочее. Но, помимо фронтальной камеры, которая будет транслировать происходящее в аудитории, над каждым столом будет установлена еще одна камера. Она же будет использоваться в качестве идентификации школьника — как Face ID. Сел, зарегистрировался и приступил к заданиям. Мы применеям систему прокторинга.

Понятно, что каждое движение абитуриента нам будет видно. Если во время сдачи ЕНТ обнаружим, что сдающий использовал телефон или шпаргалку, то тестирование автоматически будет прекращено, система отключится.

— А наблюдатели будут присутствовать во время сдачи тестирования?

— Когда в бумажном формате проводили ЕНТ, мы привлекали очень много дежурных. В одной аудитории было по 3-4 человека. При электронной сдаче такого не будет, максимум один наблюдатель, потому что все будет видно по камерам.

— По вашим наблюдениям школьники стали меньше использовать запрещенные предметы, к примеру, пользоваться телефонами?

— Практика показывает, что школьники стали ответственнее относиться к ЕНТ. Если в 2019 году на 120 тыс. школьников мы изъяли 120 тыс. запрещенных предметов, по сути у каждого сдающего был телефон. То в прошлом году мы на 120 тыс. школьников обнаружили всего 2,5 тыс. телефонов, и у всех были аннулированы результаты.

Напомню, что в 2020 году мы также начали использовать систему искусственного интеллекта. Это анализ видеозаписей, который проводится после тестирования. Так, в прошлом году 100 абитуриентов лишились грантов за то, что во время сдачи ЕНТ использовали запрещенные предметы.

— Сколько средств выделено на проведение ЕНТ в этом году?

Если раньше на ЕНТ требовалось 1,5 млрд тенге из-за распечатки книжек и листов ответов, то сейчас расходы значительно сокращены за счет перехода на электронный формат. Они будут, но несущественные.

— Все-таки почему именно в 2021 году было принято решение проводить ЕНТ в электронном формате. Это как-то связано с пандемией?

— Это не связано с пандемией. Просто нужно переходить на качественно новый уровень. Мы апробировали данный формат на педагогах школ, вы знаете, что они сдают квалификационный тест, на магистрантах, так почему бы не использовать этот же формат при сдаче ЕНТ. Тем более, что это удобно, и для школьников теперь будет много плюсов.

Уравнений окисления-восстановления | Безграничная химия

Балансировка уравнений окислительно-восстановительного потенциала

Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций зависит от сохранения массы и электронов; точный метод зависит от основных или кислых растворов.

Цели обучения

Получение сбалансированного окислительно-восстановительного уравнения из несбалансированного в кислой или основной среде

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Чтобы сбалансировать окислительно-восстановительные реакции, сначала необходимо разделить уравнение на две половинные реакции восстановления и окисления.
  • Сначала необходимо уравновесить все атомы, кроме кислорода и водорода.
  • В кислых условиях атомы кислорода должны уравновешиваться водой, а атомы водорода должны уравновешиваться H + .
  • В основных условиях атомы кислорода должны быть уравновешены с OH , а атомы водорода должны быть уравновешены водой.
  • В полностью сбалансированной реакции обе полуреакции должны быть снова сложены.
Ключевые термины
  • основание : акцептор протона или донор электронной пары.
  • Spectator ion : Ион, который существует как реагент и продукт в химическом уравнении.
  • кислота : акцептор электронной пары; обычно способны отдавать ионы водорода.

Понимание окислительно-восстановительного потенциала

Окислительно-восстановительные реакции (окислительно-восстановительные) включают все химические реакции, в которых изменяется степень окисления атомов. Окисление — это потеря электронов или увеличение степени окисления молекулой, атомом или ионом. Уменьшение — это усиление электронов или уменьшение степени окисления молекулой, атомом или ионом.Чтобы запомнить это, представьте, что LEO лев говорит GER ( L oss для лектронов E — это O xidation; G ain E lectron — это R eduction).

Описание общей электрохимической реакции окислительно-восстановительного процесса требует уравновешивания составляющих полуреакций окисления и восстановления.

Простые окислительно-восстановительные реакции

Следуйте этим правилам, чтобы сбалансировать простые уравнения окислительно-восстановительного потенциала:

  1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, которые восстанавливаются или окисляются.
  2. Умножьте половинные реакции на соответствующее число, чтобы в них было равное количество электронов.
  3. Добавьте два уравнения, чтобы сократить электроны. Уравнение должно быть сбалансированным.

Ниже приводится пример реакции сульфата железа (III) с магнием.

  • Несбалансированная реакция: Mg (s) + Fe 2 (SO 4 ) 3 (водн.) → Fe (s) + MgSO4 (водн.)

Эта реакция делится на две полуреакции, одна из которых включает окисление, а другая — восстановление.

  • Восстановление: Fe 3+ (водн.) + 3e → Fe (s)
  • Окисление: Mg (т) → Mg 2+ (водн.) + 2e

Эту пару полуреакций можно уравновесить, убедившись, что обе имеют одинаковое количество электронов. Для этого умножьте полуреакцию окисления на 3, а полуреакцию восстановления на 2, так чтобы каждая полуреакция имела 6e .

  • 2 Fe 3+ (водн.) + 6e → 2 Fe (тв.)
  • 3 мг (с) → 3 мг 2+ (водн.) + 6e

Сложение этих двух половин реакций дает сбалансированное уравнение:

  • 2 Fe 3+ (водн.) + 3 Mg (s) → 2 Fe (s) + 3 Mg 2+ (водн.)

Обратите внимание, что сульфат-ион (SO 4 2- ) игнорируется.Это потому, что он не участвует в реакции; это ион-наблюдатель.

Комплексные окислительно-восстановительные реакции

Для реакций в водном растворе эти реакции могут быть более сложными и включать добавление H + , OH и H 2 O в дополнение к электронам для компенсации окислительных изменений.

Выполните следующие шаги при балансировке кислотных сложных окислительно-восстановительных уравнений:

  1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, включая восстанавливаемый или окисляемый элемент.
  2. Уравновесить обе реакции для всех элементов, кроме кислорода и водорода.
  3. Если атомы кислорода не сбалансированы ни в одной из реакций, добавьте молекулы воды в сторону, где отсутствует кислород. Если атомы водорода не сбалансированы, добавьте ионы водорода (H + ).
  4. Умножьте половинные реакции на соответствующее число, чтобы в них было равное количество электронов.
  5. Добавьте два уравнения, чтобы сократить электроны. Уравнение должно быть сбалансированным.

Если реакция происходит в основании, действуйте так, как если бы она протекала в кислой среде, но после шага 4 добавьте ион гидроксида к обеим сторонам уравнения для каждого добавленного иона водорода.Затем объедините ионы гидроксида и водорода, чтобы образовать воду. Затем отмените все молекулы воды, которые появляются с обеих сторон.

Условия как кислой, так и щелочной среды теперь будут изучены более подробно.

Кислая среда

В кислой среде ионы H + и вода добавляются к полуреакциям, чтобы сбалансировать общую реакцию. Например, когда марганец (II) реагирует с висмутатом натрия:

  • Несбалансированная реакция: Mn 2+ (водн.) + BiO 3 (с) → Bi 3+ (водн.) + MnO 4 (водн.)

Шаг 1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, включая восстанавливаемый или окисляемый элемент.- [/ латекс]

Проверьте вычисленное уравнение:

14 H слева и 14 H справа

5 Bi слева и 5 Bi справа

2 Mn слева и 2 Mn справа

15 O слева и 15 O справа

13+ заряд слева и 13+ справа

Basic Media

В основных средах ионы OH и вода добавляются в половину реакции, чтобы сбалансировать общую реакцию. Например, возьмем реакцию между перманганатом калия и сульфитом натрия:

Несбалансированная реакция: MnO 4 + SO 3 2- + H 2 O → MnO 2 + SO 4 2- + OH

Как и в кислой среде, несбалансированная реакция может быть разделена на две полуреакции, каждая из которых представляет собой восстановление или окисление.

  • Восстановление: 3 e + 2 H 2 O + MnO 4 → MnO 2 + 4 OH
  • Окисление: 2 OH + SO 3 2- → SO 4 2- + H 2 O + 2 e

Уравновешивание количества электронов в двух полуреакциях дает:

  • 6 e + 4 H 2 O + 2 MnO 4 → 2 MnO 2 + 8 OH
  • 6 OH + 3 SO 3 2− → 3 SO 4 2− + 3 H 2 O + 6 e

Сложение этих двух половин реакций дает сбалансированное уравнение:

  • 2 MnO 4 + 3 SO 3 2- + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 SO 4 2- + 2 OH

Уравновешивание уравнений окислительно-восстановительного потенциала : альтернативный метод уравновешивания реакций восстановления / окисления (окислительно-восстановительных).{3 +} (вод.) + 4H_2O (l)} \ nonumber \]

Уравнение окисления-восстановления

Уравнения окисления-восстановления


Баланс уравнения окисления-восстановления

Метод проб и ошибок к уравновешиванию химических уравнений включает в себя игру с
уравнение, регулирующее соотношение
реагенты и продукты до
были достигнуты следующие цели.

Цели для балансировки химических уравнений

1.Число атомов каждого элемента по обе стороны уравнения одинаково и
поэтому масса сохраняется.

2. Сумма положительных и отрицательных зарядов одинакова с обеих сторон
уравнение и, следовательно, заряд сохраняется. (Заряд сохраняется, потому что электроны
не создается и не разрушается в результате химической реакции.)

Есть две ситуации, в которых метод проб и ошибок может привести к неприятностям.Иногда уравнение слишком сложное, чтобы его можно было решить методом проб и ошибок в разумных пределах.
количество времени. Рассмотрим, например, следующую реакцию.

3 Cu ( s ) + 8 HNO 3 ( водн. ) 3 Cu 2+ ( водн. )
+ 2 NO ( г ) + 6 NO 3 ( водн. ) + 4 H 2 O ( л )

В других случаях можно написать более одного уравнения, которое кажется сбалансированным.В
Ниже приведены лишь некоторые из сбалансированных уравнений, которые можно записать для реакции
между перманганат-ионом и перекисью водорода, например.

2 MnO 4 ( водн. ) + H 2 O 2 ( водн. ) +
6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 3 O 2 ( г ) + 4 H 2 O ( l )
2 MnO 4 ( водн. ) + 3 H 2 O 2 ( водн. )
+ 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 4 O 2 ( г ) + 6 H 2 O ( l )
2 MnO 4 ( водн. ) + 5 H 2 O 2 ( водн. )
+ 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 5 O 2 ( г ) + 8 H 2 O ( l )
2 MnO 4 ( водн. ) + 7 H 2 O 2 ( водн. )
+ 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 6 O 2 ( г ) + 10 H 2 O ( l )

Уравнения, подобные этим, должны быть сбалансированы более систематическим подходом, чем испытание.
и ошибка.


Метод полуреакции уравновешивания окислительно-восстановительного потенциала
Уравнения

Мощный метод уравновешивания уравнений окисления-восстановления включает в себя разделение
эти реакции разделены на отдельные полуреакции окисления и восстановления. Затем мы уравновешиваем
полуреакции, одну за другой, и объединить их так, чтобы электроны не создавались и не
разрушается в реакции.

Шаги, включенные в метод полуреакции для уравновешивания уравнений, могут быть
проиллюстрировано рассмотрением реакции, используемой для определения количества иона трииодида
(I 3 ) в растворе титрованием тиосульфатом (S 2 O 3 2- )
ион.

ШАГ 1 : Напишите скелетное уравнение реакции .
Каркасное уравнение для реакции, на которой основано это титрование, можно записать как
следует.

I 3 + S 2 O 3 2- I + S 4 O 6 2-

ШАГ 2 : Присвойте степени окисления атомам с обеих сторон
уравнение
. Отрицательный заряд в ионе I 3 формально
распределены по трем атомам йода, что означает, что средняя степень окисления
Атомы йода в этом ионе — 1 / 3 .В S 4 O 6 2-
иона общая степень окисления атомов серы +10. Средняя степень окисления
количество атомов серы, следовательно, равно +2 1 / 2 .

I 3 + S 2 O 3 2- Я + S 4 O 6 2-
1 / 3 +2-2 –1 +2 1 / 2 -2

ШАГ 3 : Определите, какие атомы окислены, а какие
уменьшено
.

ШАГ 4 : Разделите реакцию на окисление и восстановление.
полуреакции и уравновешивают эти полуреакции по одной
. Эта реакция может
условно разделить на две полуреакции. Одна полуреакция описывает то, что происходит
при окислении.

Окисление: S 2 O 3 2- S 4 O 6 2-
+2 +2 1 / 2

Другой описывает восстановление половины реакции.

Уменьшение: I 3 Я
1 / 3 –1

Неважно, какую половину реакции мы балансируем в первую очередь, поэтому давайте начнем с
уменьшение полуреакции.Наша цель — уравновесить эту половину реакции с точки зрения как заряда
и масса. Кажется разумным начать с уравновешивания количества атомов йода на обоих
стороны уравнения.

Уменьшение: I 3 3 I

Затем мы уравновешиваем заряд, отмечая, что два электрона должны быть добавлены к I 3
ион для производства 3 I ионов,

Уменьшение: I 3 + 2 e 3 I

, как видно из структур Льюиса этих ионов, показанных на рисунке ниже.

Теперь обратимся к полуреакции окисления. Структуры Льюиса в стартовой
Материал и продукт этой полуреакции позволяют предположить, что мы можем получить S 4 O 6 2-
ион путем удаления двух электронов из пары ионов S 2 O 3 2-,
как показано на рисунке ниже.

Окисление: 2 S 2 O 3 2- S 4 O 6 2- + 2 e

ШАГ 5 : Объедините эти полуреакции, чтобы электроны
ни создавал, ни уничтожал
.При окислении выделяются два электрона.
полуреакция и два электрона улавливаются в полуреакции восстановления. Мы можем
поэтому получите сбалансированное химическое уравнение, просто объединив эти половинные реакции.

(2 S 2 O 3 2- S 4 O 6 2- + 2 e )
+ (I 3 + 2 e 3 I )
I 3 + 2 S 2 O 3 2- 3 I + S 4 O 6 2-

ШАГ 6 : Уравновесить остаток уравнения путем осмотра,
при необходимости
.Поскольку общее уравнение уже сбалансировано с точки зрения как
заряда и массы, мы просто вводим символы, описывающие состояния реагентов
и продукты.

I 3 ( водн. ) + 2 S 2 O 3 2- ( водн. )
3 I ( водн. )
+ S 4 O 6 2- ( водн. )


Окислительно-восстановительные реакции в кислых растворах

Кто-то может возразить, что нам не нужно использовать полуреакции для уравновешивания уравнений, потому что
их можно уравновесить методом проб и ошибок.Техника полуреакции становится
незаменим, однако, в уравновешивающих реакциях, таких как окисление диоксида серы
дихромат-ион в кислом растворе.

H +
SO 2 ( водн. ) + Cr 2 O 7 2- ( водн. ) SO 4 2- ( водн. ) + Cr 3+ ( водн. )

Причина, по которой это уравнение труднее сбалансировать, не имеет ничего общего.
с соотношением молей SO 2 к молям Cr 2 O 7 2- ;
это происходит из-за того, что растворитель играет активную роль в обеих полуреакциях.

Реакция между щавелевой кислотой и перманганатом калия в кислом растворе является
классический метод стандартизации растворов иона MnO 4 .
Эти решения необходимо стандартизировать, прежде чем их можно будет использовать, потому что их сложно
получить чистый перманганат калия. Есть три источника ошибок.

  • Образцы KMnO 4 обычно загрязнены MnO 2 .
  • Некоторое количество KMnO 4 вступает в реакцию со следовыми загрязнителями при растворении в воде,
    даже когда в качестве растворителя используется дистиллированная вода.
  • Присутствие следов MnO 2 в этой системе катализирует разложение
    MnO 4 ион в стоячем состоянии.

Поэтому растворы этого иона необходимо стандартизировать титрованием непосредственно перед тем, как они
используются. Образец оксалата натрия х.ч. (Na 2 C 2 O 4 )
отвешивают, растворяют в дистиллированной воде, подкисляют серной кислотой, а затем
перемешивают до растворения оксалата.Полученный раствор щавелевой кислоты затем используют для
титровать MnO 4 до конечной точки титрования, которая является точкой
при котором последняя капля иона MnO 4 составляет
обесцвеченный и слабый розовый цвет сохраняется в течение 30 секунд.

Растворы иона MnO 4 , стандартизованные относительно
щавелевая кислота, используя уравнение, сбалансированное в предыдущей практической задаче, может быть использована для
определить концентрацию водных растворов перекиси водорода, используя уравнение
уравновешивают в следующей практической задаче.


Окислительно-восстановительные реакции в основных растворах

Половинки также важны для уравновешивания уравнений в основных решениях. Ключ к
Успех этих реакций заключается в признании того, что основные растворы содержат H 2 O
молекул и ионов OH . Таким образом, мы можем добавить молекулы воды или ионы гидроксида.
к любой стороне уравнения, если необходимо.

Следующее уравнение описывает реакцию между перманганат-ионом и водородом.
перекисью в кислом растворе.

2 MnO 4 ( водн. ) + 5 H 2 O 2 ( водн. )
+ 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 5 O 2 ( г ) + 8 H 2 O ( l )

Было бы интересно посмотреть, что происходит, когда это
реакция происходит в основном растворе.

Реакции, в которых один реагент подвергается как окислению, так и восстановлению, называются диспропорционированием .
реакция
.Бром, например, непропорционирует с образованием
бромид и бромат-ионы при добавлении сильного основания к водному раствору брома.

ОН
Br 2 Br + BrO 3


Молекулярные окислительно-восстановительные реакции

Структуры Льюиса могут играть жизненно важную роль в понимании окислительно-восстановительных реакций.
со сложными молекулами.Рассмотрим, например, следующую реакцию, которая используется в
Алкотестер для определения количества этилового спирта или этанола в выдыхаемом воздухе.
лица, подозреваемые в управлении транспортным средством в нетрезвом виде.

3 CH 3 CH 2 OH ( г ) + 2 Cr 2 O 7 2- ( водн. )
+ 16 H + ( водн. ) 3 CH 3 CO 2 H ( водн. ) + 4 Cr 3+ ( водн. )
+ 11 H 2 O ( л )

Мы могли бы сбалансировать полуреакцию окисления в терминах молекулярных формул
исходный материал и продукт этой полуреакции.

Окисление: C 2 H 6 O C 2 H 4 O 2

Однако понять, что происходит в этой реакции, легче, если присвоить
степени окисления для каждого из атомов углерода в структурах Льюиса компонентов
эта реакция, как показано на рисунке ниже.

Атому углерода в группе CH 3 в этаноле присвоена степень окисления.
-3, так что он может уравновесить степени окисления трех атомов H, которые он несет.
Применение той же методики к группе CH 2 OH в исходном материале дает
степень окисления -1.

Углерод в группе CH 3 в уксусной кислоте, образующейся в этой реакции, имеет
та же степень окисления, что и у исходного материала: -3.Есть изменение в
степень окисления другого атома углерода, однако, от -1 до +3. Окисление
Таким образом, полуреакция формально соответствует потере четырех электронов одним из
атомы углерода.

Окисление: CH 3 CH 2 OH CH 3 CO 2 H + 4 e

Поскольку эта реакция протекает в кислотном растворе, мы можем добавить H + и H 2 O
молекул по мере необходимости, чтобы сбалансировать уравнение.

Окисление: CH 3 CH 2 OH + H 2 O CH 3 CO 2 H + 4 e + 4 часа +

Другая половина этой реакции включает шестиэлектронное восстановление Cr 2 O 7 2-
ион в кислом растворе с образованием пары ионов Cr 3+ .

Уменьшение: Cr 2 O 7 2- + 6 e 2 Cr 3+

Добавление ионов H + и молекул H 2 O по мере необходимости дает следующее
сбалансированное уравнение для этой полуреакции.

Уменьшение: Cr 2 O 7 2- + 14 часов + + 6 e 2 Cr 3+ + 7 H 2 O

Теперь мы готовы объединить две полуреакции, предположив, что электроны
ни создано, ни разрушено в этой реакции.

3 (CH 3 CH 2 OH + H 2 O CH 3 CO 2 H + 4 e + 4 H + )
2 (Cr 2 O 7 2- + 14 H + + 6 e 2 Cr 3+ + 7 H 2 O)
3 CH 3 CH 2 OH + 2 Cr 2 O 7 2- + 28 H +
+ 3 H 2 O
3 CH 3 CO 2 H + 4 Cr 3+ + 12 H + +
14 H 2 O

Упростим это уравнение, удалив 3 H 2 молекул O и 12 H +
ионы с обеих сторон уравнения дает сбалансированное уравнение для этой реакции.

3 CH 3 CH 2 OH ( г ) + 2 Cr 2 O 7 2- ( водн. )
+ 16 часов + ( водн. ) 3
CH 3 CO 2 H ( водн. ) + 4 Cr 3+ ( водн. ) + 11 H 2 O ( л )

Практическая задача 8:

Метиллитий (CH 3 Li)
может использоваться для образования связей между углеродом и металлами основной группы или переходными
металлы:

HgCl 2 ( с ) + 2 CH 3 Li ( л ) Hg (CH 3 ) 2 ( л )
+ 2 LiCl ( с )

WCl 6 (s) + 6 CH 3 Li ( л ) W (CH 3 ) 6 ( л )
+ 6 LiCl ( с )

Может использоваться также для образования связей между углеродом и другими неметаллами:

PCl 3 (s) + 3 CH 3 Li ( л ) P (CH 3 ) 3 ( л )
+ 3 LiCl ( с )

или между атомами углерода:

CH 3 Li ( л ) + H 2 CO ( г ) [CH 3 CH 2 OLi]
CH 3 CH 2 OH ( л )

Используйте структуры Льюиса для объяснения стехиометрии следующих
реакция окисления, используемая для синтеза метиллития:

CH 3 Br ( л ) + 2 Li ( с ) CH 3 Li ( л )
+ LiBr ( с )

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на «Практика»
Проблема 8.

Написание ионных уравнений для окислительно-восстановительных реакций

 

Разработка электронных полууравнений и их использование для построения ионных уравнений

В приведенном выше примере мы получили электронные полууравнения, начав с ионного уравнения и извлекая из него отдельные полуреакции. Это все делает совсем не так!

На самом деле, вы почти всегда начинаете с электронных полууравнений и используете их для построения ионного уравнения.

Пример 1. Реакция между хлором и ионами железа (II)

Газообразный хлор окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III). При этом хлор восстанавливается до хлорид-ионов.

Вы должны это знать, иначе экзаменатор вам скажет. При построении уравнений есть довольно много того, над чем вы можете работать по ходу дела, но вам нужно с чего начать!

Вы начинаете с того, что записываете то, что знаете для каждой из полуреакций.В случае с хлором вы знаете, что хлор (как молекулы) превращается в ионы хлорида:

Первое, что нужно сделать, это уравновесить атомы, которые у вас есть, насколько это возможно:

ВСЕГДА проверяйте, сбалансированы ли существующие атомы, прежде чем делать что-либо еще. Если вы забудете это сделать, все остальное, что вы сделаете после, будет пустой тратой времени!

Теперь вам нужно добавить что-то к полууравнению, чтобы оно полностью сбалансировалось.

Все, что вам разрешено добавлять:

В случае с хлором все, что не соответствует существующему уравнению, которое мы разработали, — это то, что заряды не уравновешиваются. Левая часть уравнения не имеет заряда, но правая часть несет 2 отрицательных заряда.

Это легко исправить, добавив два электрона в левую часть. Окончательная версия полуреакции:

Теперь повторите это для ионов железа (II). Вы знаете (или вам сказали), что они окисляются до ионов железа (III).Запишите это:

Атомы уравновешиваются, а заряды — нет. Справа 3 положительных заряда, а слева только 2.

Вам нужно уменьшить количество положительных зарядов в правой части. Это легко сделать, добавив к этой стороне электрон:

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

На данный момент у нас есть следующее:

Очевидно, что реакция железа должна произойти дважды для каждой вступающей в реакцию молекулы хлора.Примите это во внимание, а затем сложите два полууравнения.

Но не останавливайтесь на достигнутом !! Убедитесь, что все уравновешивается — атомы и заряды. Очень легко сделать небольшие ошибки, особенно если вы пытаетесь умножить и сложить более сложные уравнения.

Вы заметите, что я не удосужился включить электроны в добавленную версию. Если задуматься, на каждой стороне окончательного уравнения обязательно должны быть одинаковые числа, и поэтому они будут сокращаться.Если вас это не устраивает, запишите их, а потом вычеркните!

 

Пример 2: Реакция между пероксидом водорода и манганат-ионами (VII)

Первый пример был простой частью химии, с которой вы, возможно, сталкивались. Техника также подходит для более сложной (и, возможно, незнакомой) химии.

Ионы манганата (VII), MnO 4 , окисляют пероксид водорода H 2 O 2 до газообразного кислорода.Реакцию проводят с раствором манганата (VII) калия и раствором перекиси водорода, подкисленным разбавленной серной кислотой.

В ходе реакции ионы манганата (VII) восстанавливаются до ионов марганца (II).

Начнем с полууравнения перекиси водорода. Что мы знаем:

Кислород уже сбалансирован. А как насчет водорода?

Все, что вы можете добавить к этому уравнению, — это воду, ионы водорода и электроны. Если вы добавите воду для снабжения дополнительных атомов водорода, необходимых для правой стороны, вы снова испортите кислород — это, очевидно, неправильно!

Добавьте два иона водорода в правую часть.

Теперь все, что вам нужно сделать, это сбалансировать расходы. Вам нужно будет добавить 2 электрона с правой стороны, чтобы сделать общий заряд с обеих сторон равным нулю.

 

Теперь для полууравнения манганата (VII):

Вы знаете (или вам сказали), что ионы манганата (VII) превращаются в ионы марганца (II). Запишите это.

Марганец уравновешен, но вам нужно четыре атома кислорода с правой стороны. Они могут поступать только из воды — это единственное кислородсодержащее вещество, которое вы можете записать в одно из этих уравнений в кислотных условиях.

Таким образом, мы ввели некоторые водороды. Чтобы уравновесить их, вам понадобится 8 ионов водорода с левой стороны.

Теперь, когда все атомы уравновешены, все, что вам нужно сделать, это уравновесить заряды. На данный момент слева есть чистые 7+ зарядов (1- и 8+), но только 2+ справа. Добавьте 5 электронов в левую часть, чтобы уменьшить 7+ до 2+.

Это типичная разновидность полууравнения, которую вам нужно будет решить.Последовательность обычно:

  • Сбалансируйте атомы, кроме кислорода и водорода.

  • Сбалансируйте кислород, добавив молекулы воды.

  • Уравновесить водород, добавив ионы водорода.

  • Уравновесить заряды, добавив электроны.

Объединение полуреакций для получения ионного уравнения реакции

Мы составили два полууравнения:

Вы должны умножить уравнения так, чтобы в обоих участвовало одинаковое количество электронов.В этом случае все будет хорошо, если вы перенесете 10 электронов.

Но на этот раз вы еще не закончили. Во время проверки балансировки вы должны заметить, что ионы водорода присутствуют с обеих сторон уравнения:

Вы можете упростить это, вычтя по 10 ионов водорода с обеих сторон, чтобы оставить окончательную версию ионного уравнения — но не забудьте проверить баланс атомов и зарядов!

Вы часто будете обнаруживать, что ионы водорода или молекулы воды появляются по обе стороны ионного уравнения в сложных случаях, построенных таким образом.Всегда проверяйте, а затем, по возможности, упрощайте.

 

Пример 3: Окисление этанола подкисленным дихроматом калия (VI)

Этот метод также можно использовать в примерах, связанных с органическими химическими веществами. Раствор дихромата (VI) калия, подкисленный разбавленной серной кислотой, используется для окисления этанола, CH 3 CH 2 OH, до этановой кислоты, CH 3 COOH.

Окислителем является ион дихромата (VI), Cr 2 O 7 2-.Он восстанавливается до ионов хрома (III), Cr 3+ .

Сначала мы сделаем полууравнение этанола и этановой кислоты. Используя те же этапы, что и раньше, начните с записи того, что вы знаете:

Сбалансируйте кислород, добавив молекулу воды в левую часть:

Добавьте ионы водорода в правую часть, чтобы уравновесить атомы водорода:

И, наконец, сбалансируйте заряды, добавив 4 электрона с правой стороны, чтобы получить общий нулевой заряд с каждой стороны:

Полуравнение дихромата (VI) содержит ловушку, в которую попадает множество людей!

Начните с того, что запишите то, что вы знаете:

На этом этапе люди часто забывают уравновесить хром.Если вы этого не сделаете, вы обречены получить неправильный ответ в конце процесса! Когда вы приступите к уравновешиванию зарядов, вам придется записать неправильное количество электронов — это означает, что ваши множители будут неправильными, когда вы придете складывать полууравнения. . . Пустая трата времени!

Теперь уравновесите атомы кислорода, добавив молекулы воды. . .

. . . и водород за счет добавления ионов водорода:

Теперь все, что нужно уравновесить, — это заряды.Добавьте 6 электронов с левой стороны, чтобы получилось 6+ с каждой стороны.

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

На данный момент у нас есть:

Какие множители для уравнений на этот раз? Самый простой способ решить эту проблему — найти наименьшее количество электронов, на которое разделятся 4 и 6 — в данном случае 12. Это означает, что вы можете умножить одно уравнение на 3, а другое — на 2.

Балансировка уравнений окислительно-восстановительного потенциала

Не всегда удается сбалансировать окислительно-восстановительный потенциал.
уравнения с использованием простой техники «инспекции». Следующее несбалансированное чистое ионное уравнение является примером.

Au 3+ (водн.)
+ I (водн.)

Au (s)
+ I 2 (т)

На первый взгляд кажется, что это
уравнение можно уравновесить, поставив 2 перед I .

Au 3+ (водн.) +
2I (водн.)
→ Au (т) + I 2 (т)

Обратите внимание, однако, что хотя атомы
сейчас сбалансирован, заряда нет. Сумма зарядов слева равна +1,
а сумма сборов справа равна нулю, как если бы товары могли
каким-то образом иметь на один электрон больше, чем реагенты. Чтобы правильно сбалансировать
это уравнение помогает более внимательно изучить процессы окисления и
уменьшение, происходящее в реакции.Атомы йода меняют свое
степень окисления от
−1 до 0, поэтому каждый ион йодида должен терять один
электрон. Au3 + превращается в Au, поэтому каждый катион золота (III)
должно получить три электрона. Половинки реакции:

I (водн.)

½I 2 (s) + e

Au 3+ (водн.) + 3e

Au (s)

Мы знаем, что в окислительно-восстановительных реакциях число
электронов, потерянных восстановителем, должно быть равно количеству
электроны, полученные окислителем; таким образом, для каждого Au 3+
который получает три электрона, должно быть три иона I−, которые
каждый теряет по одному электрону.Если поставить 3 перед I и
уравновесить атомы йода с 3/2 перед I 2 , оба
атомы и заряд будут уравновешены.

Au 3+ (водн.) + 3I (водн.)

Au (s)
+ 3 / 2I 2 (т)

или 2Au 3+ (водн.)
+ 6I (водн.)

2Au (s) + 3I 2 (s)

Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений с использованием метода числа окисления

В большинстве ситуаций, требующих уравновешивания уравнения, вам не сообщают
является ли реакция окислительно-восстановительным.В этих обстоятельствах вы можете использовать
процедура, называемая методом определения степени окисления, которая описана

ниже.

Образец
Учебный лист
: Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений с использованием метода числа окисления

Наконечник
— Если
вас просят сбалансировать уравнение, и если вам не сообщают,
реакция является окислительно-восстановительной реакцией или нет, вы можете использовать следующую процедуру.

Общие шаги

Шаг 1 : Попытайтесь сбалансировать атомы в уравнении путем проверки, то есть
стандартный метод балансировки не-окислительно-восстановительных уравнений.(Многие уравнения окислительно-восстановительных реакций можно легко сбалансировать путем осмотра.) Если
вы успешно сбалансировали атомы, переходите к шагу 2. Если вы не можете сбалансировать
атомы, переходите к Шагу 3.

Шаг 2 : Убедитесь, что чистый заряд одинаков на обеих сторонах
уравнение. Если это так, вы можете считать, что уравнение правильно сбалансировано. Если
заряд не сбалансирован, переходите к Шагу 3.

Шаг 3 : Если у вас возникли проблемы с балансировкой атомов и заряда при осмотре,
определить степень окисления атомов в формуле и использовать их для
решить, является ли реакция окислительно-восстановительной.Если это не окислительно-восстановительный потенциал, вернитесь к
Шаг 1 и попробуйте еще раз. Если это окислительно-восстановительный потенциал, переходите к этапу 4.

Шаг 4 : Определите чистое увеличение степени окисления для элемента, который
окисляется и чистое снижение степени окисления для элемента, который
уменьшенный.

Шаг 5 : Определите соотношение окисленных и восстановленных атомов, которое даст чистый
увеличение степени окисления, равное чистому уменьшению степени окисления (a
соотношение, которое делает количество потерянных электронов равным количеству электронов
получил).

Шаг 6 : Добавьте коэффициенты к формулам, чтобы получить правильное соотношение
атомы, степени окисления которых меняются. (Эти коэффициенты обычно
помещается перед формулами на стороне стрелки с реагентами.)

Шаг 7 : Уравновесить оставшуюся часть уравнения путем осмотра.

ПРИМЕР 1 — Балансировка окислительно-восстановительного потенциала
Реакции с использованием
Метод числа окисления

Уравновесите следующее уравнение окислительно-восстановительного потенциала, используя либо
Метод «проверки» или метод «степени окисления».Будь уверен
убедитесь, что атомы и заряд сбалансированы.

HNO 3 (водн.) + H 3 AsO 3 (водн.)

→ NO (г) + H 3 AsO 4 (водн.) + H 2 O (л)

Решение:

Шаг 1 : Попытайтесь уравновесить атомы
путем осмотра.

Шаг 2 : Атомы H и O трудно сбалансировать в этом
уравнение.Вы можете прийти к правильному сбалансированному уравнению, используя метод «проб и
ошибка », но если вы не обнаружите правильные коэффициенты
быстро переходите к шагу 3.

Шаг 3 : Является ли окислительно-восстановительный потенциал реакции?

Количество атомов N изменяется с +5 на +2, поэтому они уменьшаются. Этот
информации достаточно, чтобы сказать нам, что реакция является окислительно-восстановительной. (Атомы As,
которые изменяются от +3 до +5, окисляются.)

Шаг 4 : Определите чистое увеличение степени окисления для элемента, который
окисляется и чистое снижение степени окисления для элемента, который
уменьшенный.

как
От +3 до +5 Чистое изменение = +2

N
От +5 до +2 Чистое изменение = −3

Шаг 5 : Определить
отношение окисленных к восстановленным атомам, которое приведет к чистому увеличению
степень окисления равна чистому снижению степени окисления.

Поскольку атомы приведут к чистому увеличению окисления
количество +6. (Шесть электронов будут потеряны тремя атомами мышьяка.) 2 N атомов
приведет к чистому уменьшению на −6. (Два атома азота получат шесть электронов.)
Таким образом, отношение атомов As к атомам N составляет 3: 2.

Шаг 6 : Чтобы получить соотношение
определенные на шаге 5, добавьте коэффициенты к формулам, которые содержат
элементы, степень окисления которых меняется.

2HNO 3 (водн.) + 3H 3 AsO 3 (водн.)

→ NO (г) + H 3 AsO 4 (водн.) + H 2 O (л)

Шаг 7 : Баланс
остальное уравнение осмотром.

2HNO 3 (водн.) + 3H 3 AsO 3 (водн.)

2НО (г) + 3H 3 AsO 4 (водн.) + H 2 O (л)

ПРИМЕР
2
— Балансировка окислительно-восстановительного потенциала
Реакции с использованием
Метод числа окисления:

Уравновесите следующее уравнение окислительно-восстановительного потенциала, используя либо
Метод «проверки» или метод «степени окисления». Будь уверен
убедитесь, что атомы и заряд сбалансированы.

Cu (тв.) + HNO 3 (водн.)

→ Cu (NO 3 ) 2 (водн.) + NO (г) + H 2 O (л)

Решение:

Атомы азота и кислорода трудно поддаются
балансировка по осмотру, поэтому перейдем к шагу 3. Атомы меди меняются
их степень окисления от 0 до +2, а некоторые атомы азота меняются
от +5 до +2. Эти изменения указывают на то, что данная реакция является окислительно-восстановительной реакцией.Мы
затем определить изменения степени окисления для окисленных атомов и
уменьшенный.

Cu
От 0 до +2 Чистое изменение = +2

Some N
+5 к
+2 Чистое изменение = −3

Нам нужно три атома Cu (чистое изменение +6) на каждые 2
изменяющиеся атомы азота (чистое изменение -6). Хотя цифры для
соотношение, определенное на шаге 5, обычно ставится перед формулами реагентов, это
уравнение несколько иное. Так как
некоторые атомы азота меняются, а некоторые нет, нам нужно быть осторожными
поставить 2 перед формулой, в которой все атомы азота
меняются или изменились.Поэтому мы помещаем 2 перед NO (g) на
сторона продукта. Цифра 3 для атомов меди может быть размещена перед Cu (s).

3Cu (т.) + HNO 3 (водн.)

→ Cu (NO 3 ) 2 (водн.) + 2NO (г) + H 2 O (л)

Остальные атомы уравновешиваем по методике
описанный в главе 4, соблюдая осторожность, чтобы сохранить соотношение Cu к NO 3: 2.

3Cu (т.) + 8HNO 3 (водн.)

→ 3Cu (NO 3 ) 2 (водн.) + 2NO (г) + 4H 2 O (л)

ПРИМЕР Балансировка окислительно-восстановительного потенциала
Реакции с использованием
Метод числа окисления. Уравновесите следующее уравнение окислительно-восстановительного потенциала, используя либо
Метод «проверки» или метод «степени окисления».Будь уверен
убедитесь, что атомы и заряд сбалансированы.

NO 2 (г) + H 2 (г) → NH 3 (г) + H 2 O (л)

Решение:

Атомы в этом уравнении можно уравновесить путем осмотра.
(Вы можете сначала поставить 2 перед H 2 O, чтобы уравновесить O,
затем 7/2 перед H 2 , чтобы уравновесить H, а затем умножить
все коэффициенты на 2, чтобы избавиться от дроби.)

2NO 2 (г) + 7H 2 (г) → 2NH 3 (г) + 4H 2 O (л)

Таким образом, мы переходим к Шагу 2. Для реакции между NO 2
и H 2 , чистый заряд по обеим сторонам уравнения на этапе 1 равен
нуль. Поскольку заряд и атомы уравновешены, уравнение правильно
сбалансированный.

Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений для реакций в кислых условиях с использованием
Метод полуреакции

Окислительно-восстановительные реакции обычно проходят в кислой среде.
решение, и в этом случае уравнения реакции часто включают H 2 O (l)
и H + (водн.).Эта страница покажет вам, как писать сбалансированные
уравнения для таких реакций, даже если вы не знаете, является ли H 2 O (l)
и H + (водн.) — реагенты или продукты. Например, вы можете знать, что
дихромат-ионы, Cr 2 O 7 2−, реагируют с азотом
молекулы кислоты, HNO 2 , в кислых условиях с образованием ионов хрома, Cr 3+ ,
и нитрат-ионы, NO 3 . Потому что реакция требует
кислые условия, вы предполагаете, что H 2 O (л) и H + (водн.)
каким-то образом участвуют, но вы не знаете, являются ли они реагентами или
продукты, и вы не знаете коэффициенты для реагентов и продуктов.Несбалансированное уравнение для этой реакции можно было бы записать

Cr 2 O 7 2- (водн.) + HNO 2 (водн.)

→ Cr 3+ (водн.) + NO 3 (водн.)
(кислая)

Для того, чтобы уравновесить уравнения этого типа, нам понадобится специальная техника.
называется методом полуреакции или
ионно-электронный метод.

Образец
Учебный лист
: Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений в кислых условиях с использованием
Метод полуреакции

Наконечник
— Если
вас просят сбалансировать уравнение окислительно-восстановительного потенциала и говорят, что это происходит в
кислый раствор, можно воспользоваться следующей процедурой.

Общие шаги

Шаг
1
:
Напишите скелеты полуреакций окисления и восстановления.
(Скелетные реакции содержат формулы окисленных и
восстановлен, но атомы и электроны еще не уравновешены.) См. пример.

Шаг
2
:
Сбалансируйте все элементы, кроме H и O.

Шаг
3
: уравновесить атомы кислорода, добавив молекулы H 2 O, где
нужный.

Шаг
4
:
Уравновешивайте атомы водорода, добавляя ионы H + там, где это необходимо.

Шаг
5
:
Уравновесить заряд, добавив электроны, e .

Шаг
6
:
Если количество электронов, потерянных в полуреакции окисления, не равно
равно количеству электронов, полученных в полуреакции восстановления, умножить
одну или обе полуреакции на число, которое приведет к количеству
количество электронов равно количеству потерянных электронов.

Шаг
7
: сложите 2 полуреакции, как если бы они были математическими уравнениями.
Электроны всегда отменяются. Если одинаковые формулы встречаются на противоположных
стороны полуреакций, их можно отменить. Если такие же формулы найдены
на одной стороне обеих полуреакций объедините их.

Шаг
8
: Убедитесь, что атомы и заряды уравновешены.

ПРИМЕР — Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений для реакций, протекающих в кислой среде
Условия: сбалансируйте следующее уравнение окислительно-восстановительного потенциала, используя
Метод «полуреакции».

Cr 2 O 7 2− (водн.)
+ HNO 2 (водн.)


Cr 3+ (водн.) +
НЕТ 3 (водн.)
(кислый)

Решение :

Шаг
1
: Напишите скелеты
полуреакций окисления и восстановления.

Обычно вам будут предлагать формулы для двух реагентов и двух продуктов.В
В таких случаях одна из формул реагента используется при написании одной
полуреакция, и формула другого реагента используется при написании другого
полуреакция. (В большинстве случаев вам не нужно знать, какой реагент
окисленный и восстановленный.) Формула продукта в каждой полуреакции
должен включать все элементы в формуле реагента, кроме водорода и
кислород. Есть обстоятельства, которые усложняют этот шаг, но мы
на этом этапе мы будем придерживаться более простых примеров.

Cr 2 O 7 2− → Cr 3+

HNO 2
НЕТ 3

Шаг
2
:
Сбалансировать все
элементы, кроме H и O.

Чтобы уравновесить атомы хрома в нашем
первая полуреакция, нам нужна двойка перед Cr 3+ .

Cr 2 O 7 2−
2Cr 3+

HNO 2
НЕТ 3

Шаг
3
:
Сбалансировать
атомы кислорода, добавив молекулы H 2 O со стороны стрелки, где O
атомы нужны.

Для первой полуреакции требуется семь атомов кислорода на
справа, поэтому мы добавляем семь молекул H 2 O.

Cr 2 O 7 2- → 2Cr 3+ +
7H 2 O

Вторая полуреакция требует одного
слева больше атома кислорода, поэтому мы добавляем одну молекулу h3O.

HNO 2
+ H 2 O →
НЕТ 3

Шаг
4
:
Сбалансировать
атомы водорода, добавив ионы H + со стороны стрелки, где H
атомы нужны.

Для первой полуреакции требуется 14
атомы водорода слева, чтобы уравновесить 14 атомов водорода в 7 H 2 O
молекул, поэтому мы добавляем 14 ионов H + слева.

Cr 2 O 7 2−
+ 14H +
2Cr 3+ +
7H 2 O

Потребности второй полуреакции
три атома водорода справа, чтобы уравновесить три атома водорода на
слева, поэтому мы добавляем 3 иона H + справа.

HNO 2
+ H 2 O →
НЕТ 3
+
3H +

Шаг
5
:
Сбалансировать
заряд за счет добавления электронов, е .

Электроны переходят на сторону уравнения с
самый высокий заряд (самый положительный или наименее отрицательный). Мы добавляем достаточно электронов, чтобы
заряд на этой стороне уравнения равен заряду на другой стороне
уравнение.

Сумма зарядов на левой стороне хрома
полуреакция +12 (-2 для Cr 2 O 7 2-
плюс +14 для 14 H + ).Сумма начислений в правой части
полуреакция хрома +6 (для 2 Cr 3+ ). Если мы добавим
шесть электронов слева, сумма зарядов на каждой стороне
уравнение становится +6.

6e
+ Cr 2 O 7 2- + 14H +

2Cr 3+ +
7H 2 O

Сумма зарядов на левой части азота.
полуреакция равна нулю. Сумма начислений в правой части
полуреакция азота равна +2 (-1 для нитрата плюс +3 для 3 H + ).Если мы добавим два электрона к правой стороне, сумма зарядов с каждой стороны
уравнения обращается в ноль.

HNO 2
+ H 2 O →
НЕТ 3
+
+ +
2e

(хотя в этом нет необходимости, вы можете проверить, правильно ли вы добавили
количество электронов, посмотрев, есть ли чистое изменение степени окисления
для каждой полуреакции равно количеству приобретенных или потерянных электронов.Поскольку два атома Cr в Cr 2 O 7 2− являются
при изменении от +6 до +3 чистое изменение степени окисления составляет 2 (-3) или -6. Этот
потребуется шесть электронов, поэтому мы добавили правильное количество электронов к
первая полуреакция. Атом N в HNO 2 изменяется от +3 до
+5, поэтому чистое изменение составляет +2. При этом изменении будут потеряны два электрона, поэтому мы
добавили правильное количество электронов ко второй полуреакции.)

Шаг
6
:
Если число
электронов, потерянных в полуреакции окисления, не равно количеству
электроны, полученные в полуреакции восстановления, умножают один или оба
полуреакции на число, которое сделает количество полученных электронов равным
к числу потерянных.

Для полуреакции хрома, чтобы получить шесть электронов,
азотная полуреакция должна потерять шесть электронов. Таким образом, мы умножаем
коэффициенты в азотной полуреакции на 3.

6e
+ Cr 2 O 7 2- + 14H +

2Cr 3+
+ 7H 2 O

3 (HNO 2
+ H 2 O →
НЕТ 3
+
+ +
2e )

или

6e
+ Cr 2 O 7 2- + 14H +

2Cr 3+ +
7H 2 O

3HNO 2
+ 3H 2 O →
3НО 3
+
+ +
6e

Шаг
7
:
Добавьте 2
полуреакции, как если бы это были математические уравнения.

3 H 2 O во второй полуреакции отменить
три из 7 H 2 O в первой полуреакции с получением 4 H 2 O
справа от окончательного уравнения.

9 H + справа от второго
полуреакция отменяет девять из 14 H + слева от первого
полуреакция, оставляющая 5 H + слева в конечном уравнении.

Cr 2 O 7 2− + 3HNO 2 + 5H +


2Cr 3+ + 3НО 3 + 4H 2 O

Шаг
8
:
Проверить, чтобы сделать
уверен, что атомы и заряд сбалансированы.

Атомы в нашем примере баланс и сумма зарядов
+3 с каждой стороны, поэтому наше уравнение правильно сбалансировано.

Cr 2 O 7 2− (водн.)
+ 3HNO 2 (водн.)
+ 5H + (водн.)

2Cr 3+ (водн.)
+ 3НО 3
(водн.) +
4H 2 O (л)

Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений для реакций в основных условиях с использованием
Метод полуреакции

Окислительно-восстановительные реакции также обычно проводят в основных
решение, и в этом случае уравнения реакции часто включают H 2 O (l)
и OH (водн.).Вы можете знать формулы реагентов и продуктов.
для вашей реакции, но вы можете не знать, являются ли H 2 O (l) и OH (водн.)
реагенты или продукты. Например, вы можете знать, что твердый хром (III)
гидроксид, Cr (OH) 3 , реагирует с водными хлорат-ионами, ClO 3 ,
в основных условиях с образованием хромат-ионов CrO 4 2-, и
хлорид-ионы, Cl . Поскольку для реакции требуются основные условия,
вы предполагаете, что H 2 O (l) и OH (водн.) участвуют в некоторых
способ, но вы не знаете, являются ли они реагентами или продуктами, и вы не
знать коэффициенты для реагентов и продуктов.Несбалансированное уравнение для
эта реакция может быть написана

Cr (OH) 3 (т) + ClO 3 (водн.)

→ CrO 4 2− (водн.) + Cl (водн.)
(базовый)

Процесс уравновешивания окислительно-восстановительной реакции запущен в
базовое решение очень похоже на шаги по уравновешиванию окислительно-восстановительных уравнений для
кислые растворы. Сначала мы балансируем уравнение, как если бы оно было в кислой среде.
решение, а затем вносим поправки на то, что оно действительно в базовом
решение.

Образец
Учебный лист
: Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений, выполняемых в основных условиях с использованием
Метод полуреакции

Наконечник
— Если
вас просят сбалансировать уравнение окислительно-восстановительного потенциала и говорят, что это происходит в
базовое решение, вы можете использовать следующую процедуру.

Общие шаги

Шаги 1-7 : Начать
балансируя уравнение, как если бы оно находилось в растворе кислоты.Если у вас H +
ионов в уравнение в конце этих шагов, переходите к шагу 8. В противном случае,
перейти к шагу
11.

Шаг 8 : Добавить
достаточно ионов OH с каждой стороны, чтобы нейтрализовать ионы H + .
(Не забудьте добавить ионы OH с обеих сторон, чтобы заряд и
атомы сбалансированы.)

Шаг 9 : Объедините ионы H + и
Ионы OH , которые находятся на одной стороне уравнения образования воды.

Шаг 10 : Отменить или объединить H 2 O
молекулы.

Шаг 11 : Убедитесь, что атомы
и баланс заряда. Если они уравновешивают, все готово. Если они этого не сделают
баланс, перепроверьте свою работу в шагах 1-10.

ПРИМЕР
Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций:
Сбалансируйте следующее уравнение окислительно-восстановительного потенциала, используя
Метод «полуреакции».

Cr (OH) 3 (т) + ClO 3 (водн.)

→ CrO 4 2− (водн.) + Cl (водн.) (Основной)

Решение :

Шаг
1
:

Cr (OH) 3

CrO 4 2−

ClO 3

Класс

Шаг
2
: (Не требуется в этом примере)

Cr (OH) 3

CrO 4 2−

ClO 3

Класс

Шаг
3
:

Cr (OH) 3
+ H 2 O

CrO 4 2−

ClO 3

Класс + 3H 2 O

Шаг
4
:

Cr (OH) 3
+ H 2 O

CrO 4 2−
+
5H +

ClO 3
+ 6H +

Класс
+
3H 2 O

Шаг
5:

Cr (OH) 3 + H 2 O → CrO 4 2− + 5H + + 3e

ClO 3
+ 6H +
+ 6e
Класс
+
3H 2 O

Шаг
6
:

2 (Cr (OH) 3
+ H 2 O

CrO 4 2−
+
5H +
+ 3e )

ClO 3
+ 6H +
+ 6e
Класс
+
3H 2 O

или

2Cr (ОН) 3
+ 2H 2 O → 2CrO 4 2−
+ 10Н + +
6e

ClO 3
+ 6H +
+ 6e
Класс
+
3H 2 O

Шаг
7
:

2Cr (OH) 3 (т)
+ ClO 3 (водн.)
→ 2CrO 4 2 — (водн.) + Cl (водн.) + H 2 O (л) + 4H + (водн.)

Шаг
8
: Потому что в правой части нашего уравнения есть 4 H +
выше, мы добавляем 4 OH к каждой стороне уравнения.

2Cr (ОН) 3
+ ClO 3
+ 4OH

2CrO 4 2−
+
Класс
+
H 2 O + 4H +
+ 4OH

Шаг
9
: объедините ионы 4 H + и ионы 4 OH на
правая часть уравнения в форму 4 H 2 O.

2Cr (ОН) 3
+ ClO 3
+ 4OH

2CrO 4 2−
+
С л —
+
H 2 O + 4H 2 O

Шаг
10
: Отмена
или объединить молекулы H 2 O.

2Cr (OH) 3 (т)
+ ClO 3 (водн.)
+ 4OH (водн.)


2CrO 4 2− (водн.)
+
Cl (водн.)
+
5H 2 O (л)

Шаг
11
: Атомы в нашем уравнении уравновешивают, и сумма зарядов в каждом
сторона равна −5. Наше уравнение сбалансировано правильно.

Введение в балансировку окислительно-восстановительных реакций

Балансировка окислительно-восстановительных реакций — это больше, чем просто балансировка атомов.Поскольку окисление и восстановление связаны с переносом электронов, мы также должны следить за атомами и зарядом.

Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений Видео 1 — Введение в балансировку окислительно-восстановительных реакций

Первое, что нужно освоить при балансировке окислительно-восстановительного потенциала, — это уравновесить атомы и заряд. В этом видео показан логический пошаговый подход к разделению и уравновешиванию половинных реакций, чтобы вы могли идентифицировать атомы и заряд перед объединением для получения полного сбалансированного уравнения.

(Смотрите на YouTube: Balancing Redox. Щелкните CC для транскрипции.)

Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений Видео 2 — Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений в кислотном растворе с практическими примерами

В этом видео подробно описывается процесс уравновешивания окислительно-восстановительной реакции в кислотном растворе, сначала идентифицируя виды, которые окисляются и восстанавливаются, затем записывают и уравновешивают половинные реакции с добавлением воды и кислотных протонов и, наконец, уравновешивают заряд, добавляя электроны до тех пор, пока не достигнут равное количество в полуреакциях окисления и восстановления.

(Смотрите на YouTube: Balancing Redox. Щелкните CC для транскрипции.)

Балансировка окислительно-восстановительных уравнений Видео 3 — Балансировка окислительно-восстановительных уравнений на основе практики

В этом видео вы узнаете, как сбалансировать окислительно-восстановительное уравнение в основных условиях, добавив один шаг в контрольный список, описанный в моих предыдущих видео, для балансирования окислительно-восстановительных уравнений в кислых условиях.

(Смотрите на YouTube: Balancing Redox.Щелкните CC для транскрипции.)

<- Смотреть предыдущее видео: Уравновешивание химических уравнений с практическими задачами

Это видео 13 из серии видео о стехиометрии и реакциях. Щелкните ЗДЕСЬ, чтобы просмотреть всю серию.

Готовы проверить свои знания? Попробуйте пройти тест MCAT Reactions and Stoichiometry!

Более сложная балансировка
Уравнения окисления-восстановления

Уравнения для некоторых окислительно-восстановительных реакций (термин, означающий окислительно-восстановительные) могут быть сбалансированы путем проверки, поскольку мы сбалансировали все уравнения до сих пор в этом тексте.Однако уравнения многих окислительно-восстановительных реакций слишком сложны, чтобы их можно было уравновесить путем осмотра без больших разочаровывающих проб и ошибок. Такие сложные уравнения легче сбалансировать с помощью ряда шагов, которые используют либо (1) изменения в степени окисления (2) участвующие полуракции. В обоих методах мы будем использовать ионные уравнения, а не полные формулы.

A. Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений с помощью окисления
Номера

Этот метод написания сбалансированных уравнений для окислительно-восстановительных реакций зависит от знания того, как меняются степени окисления во время реакции.Каждый этап будет проиллюстрирован путем разработки уравнения реакции металлической меди с азотной кислотой с образованием иона меди (II) и диоксида азота.

Шаг 1. Напишите скелетное уравнение реакции, используя
формулы всех ионов, молекул и атомов, участвующих в реакции.
Пример:

Шаг 2. Если реакция протекает в кислоте, добавьте ион водорода и воду.
в качестве реагентов или продуктов.Если реакция происходит в основании, добавьте гидроксид-ион.
и вода в качестве реагентов или продуктов. Пример: эта реакция происходит в
кислота. Мы оставим H + в качестве реагента и добавим воду в качестве продукта, зная, что мы
может потребоваться H + в качестве продукта или вода в качестве реагента.

Шаг 3. Назначьте степень окисления каждому элементу скелета.
уравнение. Пример:

Шаг 4. Для тех элементов, которые изменяют степень окисления, используйте линию
выше или ниже уравнения для связи формы реагента с продуктом
форма. Напишите выше или ниже линии потерю или усиление электронов, которые сопровождают
изменение. Пример:

Шаг 5. Используя умножители, приравняйте потерю и усиление электронов.
Пример:

Шаг 6. Умножить на коэффициент окисленного или восстановленного вещества.
множителем, используемым для приравнивания электронных изменений. Пример:

Сбалансируйте кислород, изменив количество присутствующих молекул воды. Остаток средств
ионы водорода, чтобы соответствовать молекулам воды. Пример: каждый нитрат-ион
дает один NO 2 и один O 2-. Два нитрат-иона дают два
О 2-.Для образования двух молекул воды требуется четыре атома водорода,
поэтому коэффициент H + изменится на 4. Теперь уравнение должно
быть сбалансированным.

Шаг 7. Убедитесь, что заряд сбалансирован. Пример: начисление на
слева +2; заряд справа тоже +2. Уравнение сбалансировано.

Пример:

Перманганат калия реагирует с соляной кислотой с образованием марганца (II).
ион и свободный хлорен.Напишите сбалансированное уравнение реакции, используя
степени окисления.

Решение

Шаг1. Скелетное уравнение реакции записано ниже.
Поскольку полученный хлор является двухатомным, он кратен двум атомам хлора.
необходимо использовать в уравнении. Мы готовимся к этому требованию, используя
2 Cl в качестве реагента.

MnO 4 + 2 Cl Mn 2+
+ Класс 2

Шаг 2. Реакция протекает в кислоте; добавить H + в качестве реагента
и вода как продукт.

MnO 4 + H + + 2 Класс Mn 2+
+ Cl 2 + H 2 O

Шаг 3. Степени окисления:

MnO 4 + H + + 2 класса Мн 2+ + Класс 2 + H 2 O
+7, -2 +1 –1 +2 0 +1, -2

Шаг 4. Соедините две формы веществ, изменяющих окисление
номер и показать изменение электрона.

Шаг 5. Приравняйте потерю и усиление электронов.

Шаг 6. Умножьте коэффициенты окисленных или
уменьшается на множители, используемые для приравнивания электронного изменения.

2 MnO 4 + H + + 10 Класс
2 Mn 2+ + 5 Класс 2 + H 2 O

Уравновесить кислород и водород с помощью воды и H + .У нас 8 кислорода
налево; нам нужно 8 молекул воды справа. Это изменение будет
требуется 16 H + слева. Вставка этих чисел дает сбалансированное
уравнение.

2 MnO 4 + 16 H + + 10 Cl
2 Mn 2+ + 5 Cl 2 + 8 H 2 O

Шаг 7. Убедитесь, что заряды сбалансированы. Если да, то
уравнение, вероятно, тоже сбалансировано.Слева -2 + 16-10 = 4; на
вправо +4. Уравнение сбалансировано.

Пример:

Используя числа окисления, напишите сбалансированное ионное уравнение реакции
металлизированного цинка подкисленным раствором дихромата калия с получением
ионы цинка (II) и хрома (III).

Решение

Шаг1. Напишите скелетное уравнение реакции.

Zn + Cr 2 O 7 2- + H +
Zn 2+ + Cr 3+

Шаг 2. Реакция протекает в кислоте, поэтому добавьте H + и H 2 O в качестве
нужный. При этом отметим, что у дихромат-иона есть два хромовых
атомов, поэтому нам понадобится количество, кратное двум атомам хрома в продукте.
Чтобы удовлетворить это требование, поставьте коэффициент 2 перед хромом (III)
ион.

Zn + Cr 2 O 7 2- + H +
Zn 2+ + 2 Cr 3+ + H 2 O

Шаг 3. Присвойте числа окисления

Zn + Cr 2 O 7 2- + H + Zn2 + + 2 Cr3 + + H 2 O
0 +6, -2 +1 +2 +3 +1, -2

Шаг 4. Соедините две формы веществ, изменяющих окисление
номер и показать изменение электрона.

Шаг 5. Используя умножители, приравняйте потерю и усиление электронов.

Шаг 6. Умножьте коэффициенты окисленного и восстановленного
вещества в уравнении под тем же номером, что используются для уравновешивания электронов.
Сбалансируйте кислород и водород с помощью ионов водорода и воды.Есть
7 кислородных баллона слева; нам понадобится 7 молекул воды справа, которые
потребуется 14 ионов водорода слева.

3 Zn + Cr 2 O 7 2- + 14 H +
3 Zn 2+ + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O

Шаг 7. Убедитесь, что заряды сбалансированы. Слева 0-2
-14 = 12; справа 3 (+2) + 2 (+3) = 12. Заряды уравновешены; в
уравнение сбалансировано.

Б. Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений с использованием полуреакций

Уравнения окислительно-восстановительных реакций также можно уравновесить с помощью полуреакций. Мы снова проиллюстрируем этот метод, используя реакцию азотной кислоты с металлической медью с образованием диоксида азота и иона меди (II). Шаги с использованием этого метода следующие:

Шаг 1. Запишите скелетное уравнение реакции, используя
ионы, атомы и молекулы, участвующие в реакции.Пример:

Cu + H + + НЕТ 3
Cu 2+ + НЕТ 2

Шаг 2. Изолируйте продукт и форму реагента каждого вещества, кроме
H +, который входит в скелетное уравнение. Пример:

Cu
Cu 2+
НЕТ 3

НЕТ 2

Шаг 3. Уравновесить эти полуреакции по массе с помощью водорода
ионы и вода в растворах кислот и ионы гидроксида и основания в основных растворах.
Пример:

Cu
Cu 2+
2 ч + + НЕТ 3
НЕТ 2 + H 2 O

Шаг 4. Уравновесить заряды в этих полуреакциях с помощью электронов.
в качестве реагентов или продуктов.Помните, что электроны отрицательны; они должны
быть добавленным к более положительной стороне уравнения. Пример:

Cu
Cu 2+ + 2 e
2 H + + НЕТ 3 + e
НЕТ 2 + H 2 O

Шаг 5. Используя множители, приравняйте количество электронов в
полуреакции.Пример:

Cu
Cu 2+ + 2 e
2 (2 H + + NO 3 + e
НЕТ 2 + H 2 O)

Шаг 6. Сложите умноженные полуреакции. Удалите электроны из
обе стороны уравнения. Пример:

Шаг 7. Убедитесь, что уравнение сбалансировано по массе и заряду.
Это уравнение имеет слева 4 (+1) + 2 (-1) = +2; справа +2. Уравнение
сбалансирован. Обратите внимание, что в этом методе нет необходимости определять
степени окисления различных присутствующих элементов.

Пример:

Используя полуреакции, напишите сбалансированное уравнение реакции
серная кислота с иодид-ионом с образованием свободного йода и сероводорода
газ.

Решение

Шаг1. Напишите скелетное уравнение реакции.

H + + SO 4 2- + I
H 2 S + I 2

Обратите внимание, что сероводород находится в газообразном состоянии; поэтому это не
ионный и записывается в виде молекулы.

Шаг 2. Выделите полуреакции.

H + + SO 4 2-
H 2 S

I- I 2

Шаг 3. Уравновесить эти полуракции по массе с помощью ионов водорода
и вода.

10 часов + + SO 4 2-
H 2 S + 4 H 2 O

У нас 4 атома кислорода слева, поэтому мы добавляем 4 h3O справа. Они
потребуется 8 атомов водорода. Для сероводорода требуется 2 атома водорода.
атомы. Вместе нам нужно 10 ионов водорода слева. Второе уравнение
требуется только изменение коэффициента слева.

2 I I 2

Шаг 4. Уравновесить эти полуреакции зарядом, добавив электроны.
в более положительную сторону.

10 H + + SO 4 2- + 8 e
H 2 S + 4 H 2 O

2 I- I 2
+ 2 e

Шаг 5. Уравните электроны в этих полуреакциях с помощью умножителей.

10 H + + SO 4 2- + 8 e
H 2 S + 4 H 2 O

4 (2 I I 2
+ 2 е-)

Шаг 6. Сложите умноженные полуреакции. Удалите электроны.

10 H + + SO 4 2- + 8e + 8 I
H 2 S + 4 H 2 O + 4 I 2 + 8 e

Шаг 7. Убедитесь, что заряды сбалансированы. Слева это
уравнение имеет 10 + (-2) + 8 (-1) = 0; справа 0. Заряды сбалансированы;
уравнение сбалансировано.

Пример:

Реакция перманганат-иона MnO 4 с оксалат-ионом C 2 O 4 2- , дюйм
кислотный раствор образует ион марганца (II) и диоксид углерода.Используя полуреакции,
напишите сбалансированное уравнение этой реакции.

Решение

Шаг1. Напишите скелетное уравнение реакции.

MnO 4 + H + + C 2 O 4 2-
Mn 2+ + CO 2

Шаг 2. Выделите полуреакции.

MnO 4
Мн 2+

C 2 O 4 2- CO 2

Шаг 3. Уравновесить эти полуреакции по массе.

MnO 4 + 8H +
Mn 2+ + 4 H 2 O

С 2 О 4 2-
2 CO 2

Шаг 4. Уравновесить эти полуреакции зарядом, добавив электроны.
в более положительную сторону.

MnO 4 + 8 H + + 5 e
Mn 2+ + 4 H 2 O

С 2 О 4 2- 2
CO 2 + 2 e

Шаг 5.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

2021 © Все права защищены.