Составьте уравнения реакций восстановления перманганата калия нитритом натрия в присутствии

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

8(906)72 3-11-5 2

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Решение заданий занятия № 3

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

Решение заданий занятия № 3.

(Обоснования и ответы взяты из решения Ольги Эдуардовны Сикорской)

Видео:Окисление органических соединений перманганатом калияСкачать

1) перманганат калия с нитритом натрия в растворе гидроксида калия

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Перманганат калия – окислитель, нитрит натрия – восстановитель, среда щелочная.

Видео:Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

В щелочной среде перманганат восстанавливается до манганата калия (схема 1), нитрит окисляется до нитрата.

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

2KMnO4 +NaNO2 + 2KOH = NaNO3+ 2 K2MnO4+ H2O

Это задание все выполнили без ошибок.

2) сероводород с водным раствором хромата калия;

Хромат калия – окислитель, сероводород – восстановитель, среда будет близка к нейтральной, так как сероводород – очень слабая кислота, а растворимость сероводорода незначительная. В нейтральной среде хромат восстанавливается до гидроксида хрома (III) (схема 3), а сероводород окисляется до серы (схема 7)

2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O = 3S + 2Cr(OH)3 + 4KOH

В этом задании были допущены ошибки, некоторые посчитали, что продуктом окисления сероводорода будет сульфат-ион.

3) алюминий с очень разбавленной азотной кислотой (см. таблицу 1)

Алюминий – восстановитель, азотная кислота – окислитель. Среда кислая. Согласно таблице 1, азотная кислота восстановится до иона аммония, алюминий окислится до Аl 3+

8Al +30HNO3 = 3NH4NO3 + 8Al(NO3)3 +9H2O

Это задание все выполнили без ошибок.

4) фосфор с концентрированной серной кислотой

Фосфор – восстановитель, серная кислота концентрированная – сильный окислитель. Среда кислая. Согласно схеме 6, серная кислота восстановится в SO2 , a фосфор окислится до фосфорной кислоты.

2Р +5Н2SO4(конц) = 5SO2 +2H3PO4 +2H2O В качестве продукта можно было записать метафосфорную кислоту, особенно, если концентрацию серной кислоты считать близкой к 100%.

Многие посчитали, что продуктом окисления фосфора будет фосфористая кислота. Возможно, если фосфора избыток, а серной кислоты – недостаток, и она не очень концентрированная, так может получиться. Но фосфористая кислота легко окисляется до фосфорной.

Видео:Самые сложные ОВР с перманганатом калия | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать

5) сульфит калия с концентрированной азотной кислотой

Видео:Взаимодействие ацетилена с раствором перманганата калияСкачать

Cульфит калия — восстановитель, концентрированная азотная кислота – окислитель сильный. Среда кислая.

Видео:Разбор всех типов 29-30 заданий из сборника Добротина 2023 | Екатерина СтрогановаСкачать

Согласно схеме 4, концентрированная азотная кислота восстановится до NO2 , а сульфит калия окислится в сульфат калия.

Видео:Стандартизация раствора натрия тиосульфата по калия дихроматуСкачать

К2SO3 + 2 HNO3(конц) = К2SO4 +2NO2 +H2O

В некоторых работах как продукт восстановления концентрированной азотной кислоты указан NO.

Видео:Перманганат калия: химические свойства, качественные реакции, ОВР в органике и неорганикеСкачать

6) бромат калия с йодидом калия в сернокислом растворе

Видео:Получение кислорода из перманганата калияСкачать

Бромат калия – окислитель, иодид калия – восстановитель. Среда кислая. Кислородные соединения галогенов восстанавливаются до галогенид-ионов, галогениды окисляются до свободных галогенов.

Видео:Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

КВrO3 +6KI +3H2SO4 = KBr +3I2 + 3K2SO4 +3H2O

Некоторые участники мастер-класса не ограничились материалами лекции, заглянули в справочники и нашли информацию о том, что в кислой среде бромат восстановится до свободного брома:

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

2КВrO3 +10KI +6H2SO4 = Br2 +5I2 + 6K2SO4 +6H2O

Возникает вопрос: как правильно? Мы на него не сможем однозначно ответить: это зависит от соотношения реагентов, их концентраций. В заданиях С1 ЕГЭ выполнить задание так, как задумано составителями помогут ключевые вещества, присутствующие в схеме. В целом, при проверке заданий С1 правильным считается решение, соответствующее условию и не противоречащее здравому смыслу. В материалах занятия № 4 вы увидите, что возможно несколько правильных решений одного и того же задания.

В этом задании было допущено много ошибок при составлении формулы бромата:

ВrO –– гипобромит; ВrO2– – бромит; ВrO3– – бромат; ВrO4 –– пербромат.

7) сульфат железа (II) с концентрированной серной кислотой

Cульфат железа (II) –восстановитель, концентрированная серная кислота – окислитель. Среда кислая. Согласно схеме 6, концентрированная серная кислота восстановится до SO2, а сульфат железа (II) окислится в сульфат железа (III).

2FeSO4 + 2H2SO4(конц) = Fe2(SO4)3 +SO2+2H2O

Некоторые указали в качестве продукта восстановления серной кислоты серу, но она тут же будет окисляться серной кислотой до сернистого газа.

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

8) сульфат хрома (III) с бромом в растворе гидроксида калия

Видео:Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Сульфат хрома (III) – восстановитель, бром –окислитель. Среда щелочная.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. Семинар 1.Скачать

Все соединения хрома(III) можно окислить в щелочной среде до хромата, бром восстановится в бромид ион.

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Сr2(SO4)3 +3Br2 +16KOH = 2K2CrO4 +6KBr +3K2SO4+8H2O

В некоторых работах среди продуктов оказались серная и бромоводородная кислоты, они тут же нейтрализуются гидроксидом калия до соответствующих солей.

Видео:ЕГЭ. Химия. #Урок8. Окислительно-восстановительные реакции и реакции ионного обмена.Скачать

9) нитрат натрия с раствором гидроксида натрия в присутствии алюминия

Нитрат натрия – окислитель, алюминий – восстановитель. Среда щелочная. При взаимодействии алюминия с щелочью выделяется атомарный водород, восстанавливающий нитрат — ион до аммиака:

3NaNO3 +5NaOH +8 Al +18H2O = 8Na +3NH3

В некоторых работах в левой части была пропущена вода, схема не уравнена.

Были работы, в которых в качестве продукта указан метаалюминат натрия, но он в воде сразу переходит в комплексное соединение.

В части работ продукт записан как гексагидроксоалюминат натрия, это вещество образуется в концентрированных растворах щелочей. В разбавленных растворах щелочей получается диакватетрагидроксоалюминат Na[Al(OH)4(H2O)2], который чаще всего записывают как тетрагидроксоалюминат натрия.

10) феррат калия с водным раствором аммиака.

Феррат калия – окислитель, аммиак – восстановитель, среда щелочная. Ферраты восстанавливаются до соединений железа (III), в щелочной среде, создаваемой раствором аммиака, получится гидроксид железа(III), аммиак окисляется до азота.

2К2FeO4 +2NH3 +2H2O = N2 +2Fe(OH)3 +4KOH

В некоторых работах раствор аммиака записан как гидроксид аммония (что нежелательно) или как гидрат аммиака (что допустимо, но не обязательно). В качестве продукта в некоторых работах указан FeO(OH), что допустимо, а в некоторых Fe2O3, что не совсем верно, гидроксокомплекс железа, что мало вероятно, так как железо образует гилроксокомплексы в жестких условиях Без участия катализатора аммиак окисляется до азота, в некоторых работах было показано окисления аммиака до нитрата, оксида азота (II), что мало вероятно.

В некоторых работах были допущены ошибки из-за неправильно записанных формул исходных веществ, пропущены коэффициенты, не сокращены кратные коэффициенты, не написаны обоснования выбора тех или иных продуктов.

Нитриты: получение и свойства

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

Лабораторные окислители — перманганаты , дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей .

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

При взаимодействии с очень сильными восстановителями ( алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например , смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

Нитриты щелочных металлов реагируют с более сольными кислотами (соляной, серной и т.д.):

KNO₂ + HCl → HNO₂ + KCl

Метод электронно-ионных полуреакций

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: 5795 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ