So4 как окислитель уравнение электронного баланса

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Видео:ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Видео:Учимся составлять электронный баланс/овр/8классСкачать

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

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

Сера и её оксиды: решение задач методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры уравнений окислительно-восстановительных реакций серы и её оксидов (См. сера и её соединения).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

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

Уравнения окислительно-восстановительных реакций серы

1. Уравнение реакции серы с кислородом (S+O₂) — получение сернистого ангидрида (SO₂):

2. Уравнение реакции получения серной кислоты H₂SO₄:

3. Уравнение реакции серы с водородом (S+H₂) — получение сероводорода (H₂S):

4. Уравнение реакции серы с алюминием (S+Al) — получение сульфида алюминия Al₂S₃:

5. Уравнение реакции серы с натрием (S+Na) — получение сульфида натрия Na₂S:

6. Уравнение реакции серы с железом (S+Fe) — получение сульфида железа FeS:

7. Уравнение реакции серы с хлоратом калия:

8. Уравнение реакции серы с серной кислотой:

Три молекулы оксида серы получаются в результате суммирования катионов серы из первой и второй схем электронного баланса: S +4 +2S +4 =3S +4 .

9. Уравнение реакции серы с оксидом азота:

10. Уравнение термической реакции серы с концентрироанной азотной кислотой:

11. Уравнение реакции серы с нитратом калия:

12. Уравнение реакции серы с оксидом хрома (III):

13. Уравнение реакции серы с дихроматом калия:

14. Уравнение реакции серы с перманганатом калия:

15. Уравнение реакции серы с надпероксидом калия:

16. Уравнение реакции серы с пероксидом натрия:

17. Уравнение термической реакции серы с гидроксидом натрия:

18. Уравнение реакции оксида серы (IV) с хлорной кислотой:

19. Уравнение реакции оксида серы (IV) с перманганатом калия в щелочной среде:

20. Уравнение реакции оксида серы (IV) с перманганатом калия в нейтральной среде:

21. Уравнение реакции оксида серы (IV) с диоксидом селена:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Видео:ОВР для чайников — Как определить Окислитель и Восстановитель #shorts #youtubeshortsСкачать

Химия

План урока:

Видео:Химия 9 класс — Как определять Степень Окисления?Скачать

Основные термины

Если реакция рассматривается как ОВР-процесс, в ней обязательно присутствует окислитель и восстановитель.

• восстановитель – атом в составе простой или сложной молекулы, отдающий электроны. Степень окисления становится меньше.
• окислитель – атом в составе простой или сложной молекулы, принимающий электроны.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

Характеристика окислителей

Это все неметаллы, кислоты, пероксиды и некоторые соли. Способность отщеплять электроны изменяется в зависимости от положения элемента в таблице Менделеева: в периоде увеличивается слева направо, в группе – с низу вверх. Самым сильным окислителем считается фтор. Так же, к этой группе относятся высшие оксиды элементов. Сила способности отнять электроны сложных веществ зависят от степени окисления нужного атома и от концентрации.

Такие свойства выражаются стандартным электродным потенциалом. Чем он выше, тем выше окислительные свойства. Все окислители делятся на четыре группы.

Таблица. Группы окислителей и их характеристика

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

ОВР кислот

От растворимости зависят свойства азотной и серной кислот.

Чем ближе концентрация HNO₃ к 100%, тем больше электронов получит азот.

Продукты реакции, также, зависят от положения металла в ряду активности.

Таблица. Продукты реакции разбавленной и концентрированной азотной кислоты с металлами с различной активностью.

• Благородны металлы не реагируют с этой кислотой ни при каких условиях.
• Al, Cr и Fe реагируют с безводным окислителем только при нагревании.

H₂SO₄

Серная кислота одно из сильных веществ, отнимающих электроны. Продукт реакции, так же, как и с азотной, зависят от концентрации кислоты и активности первоначального металла. Растворимая серная кислота не дает специфических продуктов и реагирует только с металлами до водорода в ряду активности. При этом, образуется соль металла и водород:

Продукты H₂SO₄(конц.) с металлами перечислены в таблице.

Таблица. Продукты реакции концентрированной серной кислоты с металлами с различной активностью.

Зависимость окисления от реакционной среды

ОВР может проходить в щелочной, нейтральной или кислой среде. При этом, один и тот же атом может проявлять разные свойства. Ярким примером являются реакции KMnO₄и K₂Cr₂O₇

Особенности KMnO₄ как окислителя

Перманганат калия или натрия способен проявлять только окислительные свойства за счет иона Mn +7 . В реакциях с ним всегда используется вещество, определяющее кислотность среды, не участвующее в ОВР-процессе. Им может быть:

• H₂SO₄ (формирует кислую среду)
• H₂O (нейтральная)
• NaOH или KOH (щелочная среда).

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от реакционной среды.

Особенности K₂Cr₂O₇ как окислителя

Бихромат калия – один из распространенных веществ с указанными свойствами, продукты восстановления которого, так же, зависят от среды.

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от кислотности среды.

Видео:ОВР и метод электронного баланса | Химия ОГЭ 2023 | УмскулСкачать

Запись ОВР процесса

При отображении такого процесса записывают не только реакцию, но и преобразования окислителя и восстановителя. Так, первая строчка – само уравнение c расставленными степенями окисления:

H + ₂S 2- + Cl 0 ₂ = S 0 + 2H + Cl —

Если у элемента н изменилась степень окисления, он не является участником ОВР (у нас это водород)

Далее записывается процесс его восстановления:

S 2- – 2е → S 0 (окислитель, восстановление)

Cl 0 ₂ + 2е →2 Cl — (восстановитель, окисление)

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

Уравнивание ОВР-реакций

Одним из самых сложных действий в написании ОВР является уравнивание молекул. Существует два способа: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса (полуреакций).

Метод электронного баланса

Метод основан на определении баланса между количеством отданных и принятых электронов:

Al 0 + Cu +2 S +6 O₄ -2 → Al +3 ₂(S +6 O₄ -2 )₃ + Cu 0

В ходе процесса изменяются степени окисления двух элементов – Alи Cu, с которыми работаем в первую очередь. Алюминий отдает электроны и превращается в ион Al +3 . Он окисляется в ходе реакции. Ион меди, принимая два электрона, восстанавливается, степень окисления меди изменяется от +2 до 0. Изменения степеней окисления можно выразить электронными уравнениями:

Al 0 – 3e → Al +3 (окисление)

Cu +2 + 2e → Cu 0 (восстановление)

Количество принятых и переданных электронов должно быть одинаковым. Поэтому: умножаем цифры между собой (находим общее кратное): 3×2=6.

Если разделить общее кратное на число переданных алюминием электронов(6/3=2), то найдем коэффициент перед этой молекулой в уравнении (ставим перед Al).

То же действие позволит найти коэффициент для второго реагента: 6/2=3 (ставим перед Cu).

В результате получаем основные цифры в записи реакции:

Если в уравнении больше реагентов и продуктов, остальные находятся математическим уравниванием.

Проверку правильности коэффициентов всегда осуществляем по кислороду.

Метод полуреакций

Чтобы уравнять и написать уравнение методом полуреакций, нужно использовать определенный алгоритм:

• Записать реагенты: K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄+ H₂S
• Определить окислитель и восстановителя
• Записывают процесс окисления и восстановления с учетов преобразования всех атомов молекул: Cr₂O₇ 2− + 14H + + 6e − = 2Cr 3+ + 7H₂O * 1

• Записывают продуты образования окислителя и восстановителя с учетов коэффициентов (из формул): 2Cr 3+ и S
• Сгруппировать остальные атомы в продукты (дополнительное ионное взаимодействие между средообразующей молекулой и реагентом. Чаще всего – соль): K₂SO₄
• Собирать полный процесс: K₂Cr₂O₇+ 4H₂SO₄+ 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄
• Проверить правильность коэффициентов по кислороду.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 3 часть. 9 класс.Скачать

Виды уравнений окислительно-восстановительных реакций

Окислитель и восстановитель не всегда находятся в разных молекулах. Иногда это один атом, участвующий сразу в двух процессах или разные молекулы с одним и тем же элементом и т.д. в зависимости от этого выделяют несколько вариантов ОВР:

• Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель являются разными молекулами.

Mn +7 + 5 ē → Mn +2 – 5 – 2 (окислитель восстанавливается)

2 I -1 – 2 ē → I₂ 0 – 2 – 5 (восстановитель окисляется)

• Внутримолекулярные

Внутримолекулярные– взаимодействия, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле.

2 Cr +6 +6 ē → 2 Cr +3 – 6 – 1 (окислитель восстанавливается)

2 N -3 – 6 ē → N₂ 0 – 6 – 1 (восстановитель окисляется)

Атомы с противоположными свойствами находятся в одной молекуле

• Реакция диспропорционирования

Диспропорционирование – ОВР, в котором и оба свойства проявляет один и тот же атом, образуя несколько продуктов с разными степенями окисления.

Cl₂ 0 + 2 NaOH → NaCl — + NaCl + O + Н₂О

Cl₂ 0 + 2 ē → 2 Cl — — 2 – 1 (окислитель восстанавливается)

Cl₂ 0 — 2 ē →2 Cl + — 2 – 1 (восстановитель окисляется)

• Реакция репропорционирования

Репропорционирование – противоположный процесс, когда один элемент из разных состояний переходит в одно.

S -2 + 4 ē → S 0 – 4 – 1 (окислитель восстанавливается)

S +4 — 2 ē → S 0 – 2 – 2 (восстановитель окисляется)

Общее кратное коэффициентов – 2. т.о., у соединений первой серы (S -2 ) коэффициент 1, а у соединений второй серы (S +4 ) – коэффициент 2.

При кажущейся сложности, ОВР-процессы одни из самых распространенных в природе. Например – ржавление железа, скисание молока и даже дыхание являются примерами этих процессов.

🔍 Видео

89. Как расставить коэффициенты реакции методом электронного баланса (закрепление)Скачать

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

Химия, 9 класс, тема "Окислительно-восстановительные реакции" (учитель Швецова Елена Евгеньевна)Скачать

Задание 20. ОВР и метод электронного баланса - пойми, как это работает | Химия ОГЭ 2023Скачать

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакцияхСкачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Как расставлять коэффициенты в химических реакциях | ОВР | Метод электронного баланса, Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Метод электронного баланса. Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 11 класс.Скачать

Окислительно-восстановительные реакции с нуля!| Екатерина Строганова | 100балльный репетиторСкачать