Составьте уравнение полуреакции clo cl

Составление уравнений ОВР данным методом рекомендуется выполнять в следующей последовательности:

· рассчитать степени окисления атомов элементов и по изменению степеней окисления определить окислитель и восстановитель;

· составить ионную схему реакции, выделить окислительно-восстановительные пары;

· составить электронно-ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления, в которых уравнять число атомов элементов и заряд обеих частей полуреакций в определённой очерёдности:

· число атомов элементов, отличающихся от кислорода и водорода,

· число атомов кислорода,

· число атомов водорода,

· заряд обеих частей полуреакций;

· суммировать уравнения полуреакций с учётом дополнительных множителей, подобранных таким образом, чтобы уравнять число принятых и отданных электронов;

· в полученном ионном уравнении при необходимости выполнить алгебраические преобразования, и на его основе составить молекулярное уравнение.

Последовательность составления уравнений рассмотрим на конкретных примерах ОВР с заданными продуктами.

Пример 1.Реакция в кислой среде между перманганатом калия и нитритом натрия. Схема реакции:

· Составляем ионную схему реакции, записав, как в ионных уравнениях, сильные растворимые электролиты в виде ионов, а остальные вещества виде молекул:

Рассчитываем степени окисления элементов, определяем окислитель и его восстановленную форму, восстановитель и его окисленную форму – окислительно-восстановитель-ные пары:

· Составляем уравнения полуреакций. Уравниваем в левой и правой частях каждой полуреакции число атомов всех элементов. Число атомов марганца и азота одинаково в обеих частях полуреакций. Уравнивание числа атомов кислорода и водорода выполняют с учётом среды, в которой происходит реакция. Если ОВР проходит в кислой среде, для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в уравнения полуреакций можно включать только молекулы воды и ионы водорода:

Таким образом, чтобы уравнять число атомов кислорода, а затем атомов водорода в кислой среде, необходимо в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, вписать n молекул воды, а в противоположную часть 2n ионов водорода.

· Уравниваем сумму зарядов ионов в левой и правой частях полуреакций, записывая в левую часть необходимое число электронов со знаками (+) или (–).

В первой полуреакции алгебраическая сумма зарядов ионов в левой части равна -1 + 8(+1) = +7, в правой равна +2, для уравнивания зарядов необходимо к левой части прибавить 5 электронов.

MnO₄ — + 8H + + 5 = Mn 2+ + 4H₂O.

В левой части второй полуреакции надо вычесть 2 элек-трона:

NO₂ — + H₂O — 2 = NO₃ — + 2H + .

· Уравниваем число отданных и принятых электронов наименьшими множителями – коэффициентами и суммируем уравнения, умножив каждое слагаемое на соответствующий коэффициент:

MnO₄ — + 8H + + 5 = Mn 2+ + 4H₂O 2

NO₂ — + H₂O — 2 = NO₃ — + 2H + 5

· Приводим подобные члены в суммарном уравнении

и по полученному краткому ионному уравнению дописы-ваем молекулярное уравнение:

· (Пояснить появление K₂SO₄ в продуктах реакции) Уравнение считается законченным, когда в продуктах реакции и исходных веществах содержится одинаковое число атомов каждого элемента.

Пример 2. Реакция между сульфатом марганца (II) и гипохлоритом калия в щелочной среде:

Уравнение составляем в той же последовательности, которая приведена для реакций в кислой среде.

· Ионная схема реакции:

Mn 2+ + SO₄ 2– + K + + ClO – + Na + + OH – ® MnO₂ + Cl – +.

В исходных реагентах дана щелочь – NaOH, поэтому уравнения полуреакций составляем с учетом щелочной среды: число атомов кислорода и водорода уравниваем гидроксид-ионами ОН — и молекулами воды:

ClO – + H₂O ® Cl – + 2OH – .

Чтобы уравнять число атомов кислорода, а затем атомов водорода в щелочной среде, необходимо в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, вписать 2n гидроксид-ионов ОН-, а в противоположную часть n молекул воды.

· Уравниваем заряды левой и правой частей уравнений полуреакций:

Mn 2+ + 4OH – –2 = MnO₂ + 2H₂O,

ClO – + H₂O + 2 = Cl – + 2OH – ,

т.е. первая полуреакция — окисление восстановителя, вторая восстановление окислителя.

· Суммируем уравнения полуреакций:

Mn 2+ + 4OH – –2 = MnO₂ + 2H₂O 1

ClO – + H₂O + 2 = Cl – + 2OH – 1

Mn 2+ + ClO – + 4OH – + H₂O = MnO₂ + Cl – + 2H₂O + 2OH –

· Приводим подобные члены:

Mn 2+ + ClO – + 2OH – = MnO₂ + Cl – + H₂O.

Пример 3.Реакция между перманганатом калия и нитритом натрия в нейтральной среде:

Будем придерживаться рекомендованной ранее последо-вательности операций.

· В ионную схему можно не включать молекулы и ионы, не участвующие в полуреакциях:

· При составлении уравнений реакций, протекающих в нейтральной среде, необходимо иметь в виду, что в левой части уравнений полуреакций не должно быть ионов Н + и ОН — , а в правой части эти ионы можно использовать.

Соответствующие уравнения полуреакций:

MnO₄ — + 2H₂O + 3 ® MnO₂ + 4OH –

NO₂ — + H₂O – 2 ® NO₃ — + 2H +

Таким образом, в нейтральной среде число атомов кислорода и водорода уравнивают по-разному, в зави-симости от того, в какую часть полуреакции необходимо ввести недостающие атомы. Если в правой части уравнения полуреакции недостаёт n атомов кислорода, в неё следует добавить 2n гидроксид-ионов, а в левую часть – n молекул воды. Если в левой части уравненияполуреакции недостаёт n атомов кислорода, в неё следует добавить n молекул воды, а в правую часть – 2n ионов водорода.

· Суммируем уравнения полуреакций:

MnO₄ — + 2H₂O + 3 ® MnO₂ + 4OH – 2

NO₂ — + H₂O – 2 ® NO₃ — + 2H + 3

· После объединения ионов OH — и H + в молекулы воды приводим подобные члены и получаем ионное уравнение реакции:

Представим схематически уравнивание числа атомов кислорода и водорода в различных средах, (обозначаем — атом кислорода в составе сложной частицы):

кислая среда — + 2Н + = Н₂О,

Н₂О = + 2Н + ;

щелочная среда — + Н₂О = 2ОН — ,

2ОН — = + Н₂О;

нейтральная среда + Н₂О = 2ОН — ,

Н₂О = + 2Н + .

Очевидно, что для уравнивания числа атомов кислорода существует всего два отличающихся приёма: добавление в ту часть уравнения полуреакции, где недостаёт n атомов кислорода, 2n гидроксид-ионов (если это позволяет данная среда), или n молекул воды.

Дата добавления: 2015-08-08 ; просмотров: 5747 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 3ч. 10 класс.Скачать

Метод полуреакций: алгоритм

Многие химические процессы проходят с изменением окислительных степеней атомов, которые образуют реагирующие соединения. Написание уравнений реакций окислительно-восстановительного типа часто сопровождается трудностью при расстановке коэффициентов перед каждой формулой веществ. Для этих целей разработаны методики, связанные с электронным или электронно-ионным балансом распределения зарядов. В статье подробно описан второй способ составления уравнений.

Видео:Решение ОВР методом полуреакцийСкачать

Метод полуреакций, сущность

Он еще называется электронно-ионным балансом распределения коэффициентных множителей. Основан метод на обмене отрицательно заряженными частицами между анионами или катионами в растворенных средах с разным значением водородного показателя.

В реакциях электролитов окислительного и восстановительного типа участвуют ионы с отрицательным или положительным зарядом. Уравнения молекулярно-ионного вида, в основе которых задействован метод полуреакций, наглядно доказывают суть любого процесса.

Для формирования баланса используют специальное обозначение электролитов сильного звена в качестве ионных частиц, а слабых соединений, газов и осадков в виде недиссоциированных молекул. В составе схемы необходимо указывать частицы, в которых изменяются степени их окисления. Для определения растворяющей среды в балансе обозначают кислые (H + ), щелочные (OH — ) и нейтральные (H₂O) условия.

Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

Для чего используют?

В ОВР метод полуреакций направлен на написание уравнений ионных отдельно для процессов окислительных и восстановительных. Конечным балансом будет их суммирование.

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

Этапы выполнения

Своими особенностями написания обладает метод полуреакций. Алгоритм включает следующие стадии:

— Первым делом следует записать формулы всех реагирующих веществ. Например:

— Затем необходимо установить функцию, с химической точки зрения, каждого составляющего процесса. В данной реакции KMnO₄ выступает в роли окислителя, H₂S является восстановителем, а HCl определяет кислотную среду.

— Третьим этапом нужно записать с новой строки формулы ионные реагирующих соединений с сильным электролитным потенциалом, у атомов которых наблюдается смена степеней их окисления. В данном взаимодействии MnO₄ — выступает в роли окисляющего вещества, H₂S является восстанавливающим реагентом, а H + или оксониевый катион H₃O + определяет кислотную среду. Газообразные, твердые или слабые электролитические соединения выражают целыми формулами молекулярными.

Зная исходные компоненты, постараться определить, какая у окисляющего и восстанавливающего реагента будет восстановленная и окисленная форма соответственно. Иногда конечные вещества уже заданы в условиях, что облегчает работу. В последующих уравнениях указывают переход H₂S (сероводорода) в S (серу), а аниона MnO₄ — в катион Mn 2+ .

Для баланса атомарных частиц в левом и правом участке в кислотную среду прибавляют водородный катион H + или молекулярную воду. В раствор щелочной вносят ионы гидроксида OH — или H₂O.

В растворе атом кислорода из манганатных ионов совместно с H + формируют молекулы воды. Для выравнивания количества элементов уравнение записывают так: 8H + + MnO₄ — → 4H₂O + Mn 2+ .

Затем проводят электрическую балансировку. Для этого считают общую сумму зарядов в левом участке, получается +7, а затем в правой стороне, выходит +2. Для уравновешивания процесса к исходным веществам добавляется пять отрицательных частиц: 8H + + MnO₄ — + 5e — → 4H₂O + Mn 2+ . Получается полуреакция восстановления.

Теперь уравнять по числу атомов следует процесс окисления. Для этого в правую часть добавляют водородные катионы: H₂S → 2H + + S.

После проводят уравнивание зарядов: H₂S -2e — → 2H + + S. Видно, что от исходных соединений отнимают две отрицательные частицы. Получается полуреакция окислительного процесса.

Записывают оба уравнения в столбик и выравнивают отданные и принятые заряды. По правилу определения наименьших кратных подбирают для каждой полуреакции свой множитель. На него умножается окислительное и восстановительное уравнение.

Теперь можно осуществить суммирование двух балансов, сложив левые и правые стороны между собой и сократив количество электронных частиц.

8H + + MnO₄ — + 5e — → 4H₂O + Mn 2+ |2

H₂S -2e — → 2H + + S |5

16H + + 2MnO₄ — + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn 2+ + 10H + + 5S

В полученном уравнении можно число H + сократить на 10: 6H + + 2MnO₄ — + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn 2+ + 5S.

Проверяем правильность составления ионного баланса с помощью подсчета числа кислородных атомов до стрелки и после нее, которое равняется 8. Также необходимо сверить заряды конечной и исходной части баланса: (+6) + (-2) = +4. Если все совпадает, то он составлен правильно.

Метод полуреакций заканчивается переходом от ионной записи к уравнению молекулярному. Для каждой анионной и катионной частицы левой части баланса подбирается противоположный по заряду ион. Затем их переносят в правую сторону, в таком же количестве. Теперь ионы можно соединить в целые молекулы.

6Cl — + 2K + → 6Cl — + 2K +

Применять метод полуреакций, алгоритм которого сводится к написанию молекулярного уравнения, можно наряду с написанием балансов электронного типа.

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 5ч. 10 класс.Скачать

Определение окислителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые принимают отрицательно заряженные электроны. Вещества окисляющие претерпевают восстановление в реакциях. Они обладают электронным недостатком, который легко можно восполнить. Такие процессы включают окислительно-восстановительные полуреакции.

Не у всех веществ имеется способность присоединять электроны. К сильным окисляющим реагентам относят:

• галогеновых представителей;
• кислоту типа азотной, селеновой и серной;
• калий перманганатный, дихроматный, манганатный, хроматный;
• марганцовые и свинцовые четырехвалентные оксиды;
• серебро и золото ионное;
• соединения газообразные кислорода;
• меди двухвалентной и серебра одновалентного оксиды;
• хлорсодержащие солевые компоненты;
• водку царскую;
• водорода перекись.

Видео:Метод электронно-ионного баланса (полуреакций). Органическая химия.Скачать

Определение восстановителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые отдают отрицательный заряд. В реакциях восстанавливающие вещества претерпевают окислительное действие при отщеплении электронов.

• представители многих металлов;
• серы четырехвалентной соединения и сероводород;
• галогенсодержащие кислоты;
• железа, хрома и марганца сульфаты;
• олова двухвалентный хлорид;
• азотсодержащие реагенты типа кислоты азотистой, двухвалентного оксида, аммиака и гидразина;
• природный углерод и его оксид двухвалентный;
• водородные молекулы;
• кислота фосфористая.

Видео:Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакцияхСкачать

Преимущества электронно-ионного способа

Чтобы написать окислительно-восстановительные реакции, метод полуреакций применяют чаще, чем баланс электронного вида.

Связано это с преимуществами электронно-ионного способа :

1. Во время написания уравнения рассматривают реальные ионы и соединения, которые существуют в составе раствора.
2. Можно изначально не иметь информации о получающихся веществах, их определяют на конечных этапах.
3. Не всегда нужны данные об окислительной степени.
4. Благодаря методу можно узнать число электронов, которые участвуют в полуреакциях, как меняется водородный показатель раствора.
5. По сокращенным уравнениям ионного вида изучается особенность протекания процессов и структура получившихся веществ.

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 6ч. 10 класс.Скачать

Полуреакции в кислом растворе

Проведение вычислений при избытке водородных ионов подчиняется основному алгоритму. Метод полуреакций в кислой среде начинают с записи составных частей любого процесса. Потом их выражают в форме уравнений ионного вида с соблюдением баланса атомарного и электронного заряда. Отдельно записывают процессы окислительного и восстановительного характера.

Для выравнивания атомарного кислорода в сторону реакций с его избытком привносят водородные катионы. Количества H + должно хватить для получения молекулярной воды. В сторону недостатка кислорода приписывают H₂O.

Затем проводят баланс водородных атомов и электронов.

Делают суммирование частей уравнений до и после стрелки с расстановкой коэффициентов.

Осуществляют сокращение одинаковых ионов и молекул. К уже записанным реагентам в суммарном уравнении выполняют добавление недостающих анионных и катионных частиц. Их количество после и до стрелочки должно совпадать.

Уравнение ОВР (метод полуреакций) считается выполненным при написании готового выражения молекулярного вида. Возле каждого компонента должен стоять определенный множитель.

Видео:метод полуреакций для составления ОВРСкачать

Примеры для кислой среды

Взаимодействие нитрита натрия с кислотой хлорноватой приводит к получению натрия нитрата и кислоты соляной. Для расстановки коэффициентов используется метод полуреакций, примеры написания уравнений связаны с указанием кислой среды.

ClO₃ — + 6H + + 6e — → 3H₂O + Cl — |1

3Na + + H + → 3Na + + H +

В данном процессе из нитрита получается нитрат натрия, а из хлорноватой образуется соляная кислота. Окислительная степень азота изменяется с +3 до +5, а заряд хлора +5 становится -1. Оба продукта не образуют осадка.

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

Полуреакции для щелочной среды

Проведение вычислений при избытке гидроксидных ионов соответствует расчетам для кислых растворов. Метод полуреакций в щелочной среде также начинают с выражения составных частей процесса в форме ионных уравнений. Отличия наблюдаются во время выравнивания числа атомарного кислорода. Так, в сторону реакции с его избытком привносят молекулярную воду, а в противоположную часть дописывают анионы гидроксида.

Коэффициент перед молекулой H₂O показывает разницу в количестве кислорода после и до стрелки, а для ионов OH — его удваивают. В ходе окисления реагент, выполняющий роль восстановителя, отнимает атомы O от гидроксильных анионов.

Метод полуреакций заканчивается проведением оставшихся этапов алгоритма, которые совпадают с процессами, имеющими кислый избыток. Конечным результатом служит уравнение молекулярного вида.

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

Примеры для щелочной среды

При смешивании йода с натрия гидроксидом образуется натрия йодид и йодат, молекулы воды. Для получения баланса процесса используют метод полуреакций. Примеры для растворов щелочных имеют свою специфику, связанную с уравниванием атомарного кислорода.

6OH — + I — 5e — → I — + 3H₂O + IO₃ — |1

I + 5I + 6OH — → 3H₂O + 5I — + IO₃ —

Результатом реакции является исчезновение фиолетового окрашивания молекулярного йода. Происходит изменение степени окисления данного элемента с 0 до -1 и +5 с образованием йодида и йодата натрия.

Видео:Ионные уравнения реакций. По сокращенному ионному уравнению составляем полное ионное и молекулярное.Скачать

Реакции в нейтральной среде

Обычно так называют процессы, проходящие при гидролизе солей с образованием слабокислого (с водородным показателем от 6 до 7) или слабощелочного (с pH от 7 до 8) раствора.

Метод полуреакций в нейтральной среде записывают несколькими вариантами.

В первом способе не учитывают солевой гидролиз. Среду принимают за нейтральную, а слева от стрелочки приписывают молекулярную воду. В таком варианте одну полуреакцию принимают за кислотную, а другую – за щелочную.

Второй способ подходит для процессов, в которых можно установить примерное значение водородного показателя. Тогда реакции для метода ионно-электронного рассматривают в щелочном или кислом растворе.

Видео:11 класс.Элементы 4 периода.Электронные формулы.Скачать

Пример с нейтральной средой

При соединении сероводорода с натрия дихроматом в воде получается осадок серы, натрия и хрома трехвалентного гидроксиды. Это типичная реакция для нейтрального раствора.

H₂S — 2e — → S + H + |3

7H₂O +3H₂S + Cr₂O₇ 2- → 3H + +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH — . Катионы водорода и гидроксид-анионы, соединяясь, образуют 6 молекул воды. Их можно убрать в правой и левой части, оставив излишек перед стрелкой.

В конце реакции образуется осадок из гидроксида хрома голубого цвета и желтой серы в щелочном растворе с гидроксидом натрия. Окислительная степень элемента S с -2 становится 0, а хрома заряд с +6 превращается в +3.

Видео:Как расставлять коэффициенты методом электронного баланса при окислении органических веществ?Скачать

Галогены: решение задач методом полуреакций

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

Ниже приведены примеры решения задач ОВР галогенов и их соединений в кислотной среде.

Видео:Установление эмпирической и молек. формул по массовым долям элем., входящих в состав в-ва. 10 класс.Скачать

Уравнения ОВР соединений хлора

Соляная кислота

1. Уравнение реакции меди с кислородом в кислотной среде:

2. Уравнение реакции соляной и селеновой кислот (HCl+H₂SeO₄):

3. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом свинца (HCl+PbO₂):

4. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом марганца (HCl+MnO₂):

5. Уравнение реакции соляной кислоты с перманганатом калия (HCl+2KMnO₄):

6. Уравнение реакции соляной и ортосурьмяной кислот (HCl+H₃SbO₃):

7. Уравнение реакции соляной кислоты и гипохлорита кальция (HCl+Ca(ClO)₂):

8. Уравнение реакции соляной и хлористой кислот (HCl+HClO₂):

9. Уравнение реакции соляной кислоты с гипохлоритом калия (HCl+KClO):

10. Уравнение реакции соляной кислоты с хлоратом калия (бертолетовой солью) (HCl+KClO₃):

11. Уравнение реакции соляной и хлорноватой кислот (HCl+HClO₃):

12. Уравнение реакции соляной кислоты и оксида хрома (HCl+CrO₃):

13. Уравнение реакции соляной кислоты с хроматом калия (HCl+K₂CrO₄):

14. Уравнение реакции соляной кислоты с дихроматом калия (HCl+K₂Cr₂O₇):

Хлорные кислоты вида HClO_n

14. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с пероксидом водорода (HClO+H₂O₂):

15. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с оксидом азота (HClO+NO):

16. Уравнение реакции разложения хлористой кислоты:

Возможен и такой вариант:

17. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с фосфором (HClO₃+P):

18. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серебром (HClO₃+Ag):

19. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серой (HClO₃+S):

20. Уравнение реакции хлорной кислоты с йодом (HClO₄+I₂):

Хлориды

21. Уравнение реакции хлорида натрия с перманганатом калия (NaCl+KMnO₄):

22. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом марганца (NaCl+MnO₂):

23. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом свинца (NaCl+PbO₂):

24. Уравнение реакции хлорида натрия с хлоратом калия (NaCl+KClO₃):

25. Уравнение реакции хлорида калия с оксидом свинца (KCl+PbO₂):

26. Уравнение реакции хлорида калия с тетраоксидом трисвинца (KCl+(Pb₂Pb)O₄):

27. Уравнение реакции хлорида железа с хлоратом калия (FeCl₂+KClO₃):

28. Уравнение реакции хлорида железа с перманганатом калия (FeCl₂+KMnO₄):

29. Уравнение реакции хлорида железа с тетраоксидом трисвинца (FeCl₂+(Pb₂Pb)O₄):

30. Уравнение реакции хлорида железа с азотной кислотой (FeCl₂+HNO₃):

31. Уравнение реакции хлорида стронция с дихроматом калия (SnCl₂+K₂Cr₂O₇):

Другие соединения хлора

32. Уравнение реакции гипохлорита кальция с медью (Ca(ClO)₂+Cu):

33. Уравнение реакции хлората калия с серной кислотой (KClO₃+H₂SO₄):

34. Уравнение реакции хлората натрия с оксидом серы (NaClO₃+SO₂):

35. Уравнение реакции перхлората калия с алюминием (KClO₄+Al):

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

Изомеры, гомологи, органическая химияСкачать

По графику, приведённому на рисунке 6.15, найдите амплитуду ЭДС индукции, период и частоту обращенияСкачать

Электронные формулы d-элементов. Явление проскока электрона.Скачать

Геометрический смысл производной. Уравнение касательнойСкачать

Упражнения на составление формул и названий гомологов и изомеров | Химия 10 класс #5 | ИнфоурокСкачать