Количество отданных принятых электронов в уравнении полуреакции mno2 4oh mno4 2h2o равно (6 видео)

Содержание

Подбор коэффициентов в уравнениях реакций методом полуреакций
Составление уравнений электронного баланса
Формулы амфотерных солей
Окислительно-восстановительные реакции (стр. 2 )
Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ
Метод полуреакций
💥 Видео

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Подбор коэффициентов в уравнениях реакций методом полуреакций

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Составление уравнений электронного баланса

Задача 121.
Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, подберите коэффициенты методом полуреакций в следующих уравнениях:
1) NaNO₃ + Mg + H₂О = NH₃ + Mg(OH)₂ + NaOH
2) Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O
3) H₂S + K₂CrO₇ + H₂SO₄ = S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
Решение:
1) NaNO₃ + Mg + H₂О= NH₃ + Mg(OH)₂ + NaOH

Уравнения электронного баланса:
Восстановитель 4|Mg 0 — 2электрона = Mg 2+ процесс окисления
Окислитель 1|N 5+ + 8электронв = N 3+ процесс восстановления

4Mg 0 + N 5+ = 4Mg 2+ + N 3+

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 8. Разделив это число на 8, получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 8 на 2 получаем коэффициент 4 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

В данной реакции: Mg – восстановитель, окислитель – NaNO₃; Mg окисляется до Mg(OH)_2, NaNO₃ – восстанавливается до NH₃.

2) Na2SO3 + KMnO4 + 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

Уравнения электронного баланса:
Восстановитель 1|S 4+ — 2электрона = S 6+ процесс окисления
Окислитель 2|Mn 7+ + 1электрон = Mn 6+ процесс восстановления

S 4+ + 2Mn 7+ = S 6+ + 2Mn 6+

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 2. Разделив это число на 1, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 2 на 2 получаем коэффициент 1 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

В данной реакции: Na₂SO₃ – восстановитель, окислитель – KMnO₄; Na₂SO₃ окисляется до Na₂SO₄, KMnO₄ – восстанавливается до K₂MnO₄.

Уравнения электронного баланса:

Восстановитель 3|S 2– — 2электрона = S 0 процесс окисления
Окислитель 2|C r6+ + 3электрона = Cr 3+ процесс восстановления

3S 2- + 2Cr 6+ = 3S 0 + 2Cr 3+

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 3, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 3 получаем коэффициент 2 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:

Формулы амфотерных солей

Задача 122.
Составьте формулы всех солей соответствующих кислотам и основаниям,
приведенным для вашего задания. (Для амфотерных гидроксидов необходимо составить формулы их солей, образованных как при реакции с кислотами,
так и с основаниями). Приведите реакцию получения одной из солей в молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной форме.
NH₄OH; Mg(OH)_2; HI; H₃BO₃.
Решение:
1. Для NH₄OH:
NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄, NH₄NO₃.

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = MgSO₄ + 2H₂O — молекулярная форма;
2ОН – + 2Н + = 2H₂O — сокращенная ионно-молекулярная форма.

4B(OH)₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O — молекулярная форма;
7ОН – + 7Н + = 7H₂O — сокращенная ионно-молекулярная форма.

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Окислительно-восстановительные реакции (стр. 2 )

Количество отданных принятых электронов в уравнении полуреакции mno2 4oh mno4 2h2o равно

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3

Окислитель Mn +7 +5 e — = Mn +2 2 процесс восстановления

или методом полуреакций

MnO4- + 8H+ +5e = Mn+2 + 4H2O 2

H3AsO3 + H2O – 2e = H3AsO4 + 2H+ 5

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Найдя наименьшее общее кратное определяем, что молекул восстановителя должно быть 5, а молекул окислителя 2, т. е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении.

Уравнение будет иметь вид:

5H3AsO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H3AsO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

При составлении уравнений окислительно-восстановительной реакции соблюдают последовательность в исходных веществах записывают сначала восстановитель, затем окислитель и среду, а в продуктах реакции – продукт окисления восстановителя, продукт восстановления окислителя и побочные продукты.

Правила составления уравнений ионно-электронным методом

1) Если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды:

а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид ионов

2) Если исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода,

а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов, с образованием молекул воды.

CrO-2 + 4OH — = CrO-24 + 2H2O + 3e

SO3-2 + H2O – 2e → SO4-2 + 2H+

SO3-2 + 2OH — -2e → SO4-2 + H2O

Это же правило, но в более короткой формулировке:

1) если исходные вещества полуреакции содержат больше кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах освобождающийся кислород связывается в воду, а в нейтральных и в щелочных в гидроксид ион ( OH — )

2) если исходные вещества содержат меньше атомов кислорода, чем образующие, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных за счет гидроксид — ионов.

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

MnO4- + e = MnO42- 2

SO3-2 + 2OH — 2e = SO4-2+H2O 1

2MnO43- + SO3-2 + 2OH — = 2MnO42 -+ SO42- + H2O

Метод полуреакций (электронно – ионный метод) применяют для реакций, протекающих в растворах.

Электронно-ионные уравнения точнее отражают истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительной реакции и облегчают составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной формуле.

Ионно — электронный метод ( метод полуреакций ) – основан на составлении раздельных ионных уравнений полуреакций – процессов окисления и восстановления – с последующим их суммированием в общее ионное уравнение.

1)записывается общая молекулярная схема

K2Cr2O7 + Fe + H2SO4 →Cr2(SO4)3 + FeSO4 + H2O

2)составляется ионная схема реакции. При этом сильные электролиты представлены в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы – в молекулярном виде. В схеме определяется частица, определяется характер среды ( H + , H 2 O или OH — )

Cr2O72- + Fe + H+ → Cr3+ + Fe2+

3) C оставляются уравнения 2-х полуреакций.

а) уравнивается число всех атомов, кроме водорода и кислорода

б) уравнивается кислород с использованием молекул H 2 O или связывания его в H 2 O

в)уравниваются заряды с помощью прибавления электронов

4) уравнивается общее число участвующих электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего кратного и суммируются уравнения обеих полуреакций.

Cr 2 O 7 2- + 14 H + + 6 e →2 Cr 3+ + 7 H 2 O 2 1

Cr2O72- + 3Fe + 14H+ → 2Cr3+ + 3Fe2+ + 7 H2O

5) записываются уравнения в молекулярной форме, с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления — восстановления.

K2Cr2O7 + 3Fe +7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + FeSO4 + K2SO4 + + 7 H2O

Достоинства метода: видна роль среды, учитывается реальное состояние частиц в реакции, но применим лишь для реакций в растворах.

Вопрос №4. Влияние среды раствора на протекание ОВР.

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда. Так, например MnO — 4

H + Mn +2 бесцветный раствор

MnO-4 H2O MnO2 бурый осадок

OH — MnO 4 2- раствор зеленого цвета

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия.

1)2 KMn+7O4 + 5Na2S+4O3 + 3H2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5Na2SO4 + K2SO4+3H2O

( метод электронного баланса )

5Na+NO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4

MnO-4 + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O 2

NO-2 + H2O — 2e = NO-3 + 2H+ 5

2MnO-4 + 16H+ + 5NO-2 + 5H2O = 2Mn+2 + 8H2O + 5 NO-3 + 10H+

2) 2 KMn+7O4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 Mn+4O2 ↓ + 3 Na2SO4 + 2KOH

Mn+7 + 3e = Mn +4 2

3) 2 KMn+7O4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2Mn+6O4 + Na2SO4 + H2O

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – это часть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя — молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль

Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

Вопрос №5. Электродный потенциал. Уравнение Нернста

Если пластину любого металла погрузить в воду или раствор электролита, содержащий ионы этого металла, то небольшая часть металла перейдет в раствор, в форме положительно заряженных ионов, а сама пластина, концентрируя на себе избыток свободных электронов, приобретает отрицательный заряд.

Такому переходу содействует связывание ионов металла

с молекулами воды (растворителя).В итоге устанавливается равновесие

Положительно заряженные ионы Me +2 , перешедшие в раствор, концентрируются у поверхности пластины, приобретающей отрицательный заряд, в результате возникает двойной электрический слой (ДЭС) , обусловливающий резкий скачок электрического потенциала на границе металл — раствор электролита.

Эту разность электрических потенциалов или скачок потенциала на границе металл-раствор электролита называют электродным потенциалом.

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации, точнее активности ионов металла в растворе и температуры.

Математически эта зависимость выражается уравнением (1888).

а в случае разбавлен ных растворов полностью диссоциирующих солей данного металла

где E 0 Me — стандартный электродный потенциал

R — универс альная г азовая постоянная

F — постоянная Фарадея

n — заряд иона металла

а Me , n + , [ Me n + ] – активность или концентрация ионов металла (мольл)

После перехода от натурального логарифма к десятичному и подстановки значений

R =8,314Джмоль · К

F =96500 Кл, точнее 96487 Кл уравнение примет вид

Стандартные электродные потенциалы

Экспериментально определить абсолютное значение электродного потенциала невозможно. Поэтому на практике измеряется разность потенциалов между электродным потенциалом исследуемой системы и потенциалом электрода сравнения. В качестве стандартного электрода сравнения используют водородный электрод. Он изготавливается из губчатой платины, погруженной в раствор H 2 SO 4 с ан+=1, что соответствует примерно их концентрации, равной 1 моль/л, через раствор при 250С под давлением 101,325 кПа пропускается газообразный водород, который поглощается платиной. Т. е. поверхность платинового электрода насыщена водородом, в результате в системе устанавливается равновесие

которое характеризуется определенным значением скачка потенциала на межфазной границе. Электродный потенциал называется стандартным водородным потенциалом Е02Н+/ H 2 , а его значение принято равным нулю. Сочетая электрод исследуемой окислительно-восстановительной системы со стандартным водородным электродом определяют потенциал Е данной системы.

Потенциалы, измеренные при температуре равной 250С, Р=101,325кПа и концентрации ионов 1 моль/л называются стандартными электродными потенциалами Е0 или окислительно – восстановительным или редокс – потенциалами. В таблице расположены в порядке их возрастания, что соответствует падению восстановительной и росту окислительной активности.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронно-ионного баланса.Скачать

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Видео:Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Продвинутый подход.Скачать

Метод полуреакций

Как решать такие окислительно-восстановительные реакции?

В щелочной среде раствора : OH — H2O

Давайте разберем на примере:

1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса:

H₂O₂ — O находится в степени окисления -1, в результате реакции становится O2, т.е. идет процесс окисления.

Ртуть — Hg 2+
будет восстанавливаться до Hg +1

2. Выписываем участников овр в ионной форме (!) (Т.е., те вещества. которые нельзя разбить на ионы, пишем в том виде, в каком они представлены)

3. Уравниваем количество атомов — участников овр (атомы — участники овр в данном случае — O и Hg) :

4. Определяем среду реакции. У нас один из реагентов — NaOH, значит, среда раствора у нас однозначно щелочная.

В щелочной среде раствора уравнивание недостающих атомов идет по схеме: OH — H2O
H₂O₂ + 2OH — → O₂ + 2H₂O

5. Уравниваем заряды:

H₂O₂ + 2OH — → O₂ + 2H₂O

-2 → 0, значит, уравнение будет иметь вид:

H₂O₂ + 2OH — —2e — → O₂ + 2H₂O
&nbsp
6. Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой ( чтобы “количество принятых электронов было равно количеству отданных”)

1•| H₂O₂ + 2OH — —2e — → O₂ + 2H₂O

7. Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр:

H₂O₂ + 2OH — + 2Hg 2+ → O₂ + 2H₂O + 2Hg +

8. Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции:

H₂O₂ + 2OH — + 2Hg 2+ → O₂ + 2H₂O + 2Hg +

Теперь вы знаете как решать такие окислительно-восстановительные реакции для щелочной среды раствора. Но, признаюсь честно, знать мало… надо УМЕТЬ решать такие примеры. А для того, чтобы уметь, надо тренироваться.

Вот несколько примеров для тренировки — решайте, будут вопросы, пишите в комментариях — все разберем.