Как решать задачу №30 (С1) на ЕГЭ по химии. Часть II

Мы продолжаем обсуждать задачи типа C1 (№ 30), которые могут встретиться вам на ЕГЭ по химии. В первой части мы вспомнили, что такое степень окисления, поговорили об ОВР, изложили общий алгоритм решения задачи 30 и разобрали пару несложных примеров.

Во второй части мы займемся более сложными реакциями.

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

Четвертый шаг : продолжаем осваивать метод электронного баланса. Рассматриваем сложные случаи задачи № 30

Пример 6 . Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Br 2 + Ca(OH) 2 = CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

методом электронного баланса.

Решение . По традиции, вы самостоятельно определяете степени окисления. Интересно, что в данном случае степень окисления изменяется лишь у одного элемента — брома.

В первой части статьи мы уже сталкивались с подобной ситуацией. Бром в этой реакции является и окислителем (степень окисления понижается от 0 до -1), и восстановителем (степень окисления повышается от 0 до +5). Перед нами типичный пример реакции диспропорционирования .

Тот факт, что бром выполняет сразу две функции, ничего не меняет в нашем алгоритме. Напишем полуреакции окисления и восстановления:

Еще раз напоминаю, что молекулу брома нельзя «разорвать» на части. Мы пишем именно Br 2 (0), а не Br(0).

«Домножим» первую полуреакицию на 1, а вторую — на 5.

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулой Ca(BrO 3 ) 2 ничего не меняем (коэффициент 1), а перед формулой бромида кальция в правой части ставим число 5.

Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

А что ставить перед формулой Br 2 : 5 или 1? Ни то, ни другое! Мы должны учесть и те атомы брома, которые окисляются, и те, которые восстанавливаются: 5 + 1 = 6.

6Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

Уравниваем количество атомов кальция, ставим число 6 перед формулой Ca(OH) 2 в левой части:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O.

Последний штрих: коэффициент 6 перед формулой воды в правой части уравнения:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + 6H 2 O.

Пример 7 . (небольшая модификация предыдущей задачи). Расставьте коэффициенты в уравнении р-ции

Br 2 + NaOH = NaBr + NaBrO 3 + H 2 O.

Решение . Уравнение реакции как две капли воды похоже на уравнение из примера 6. То же взаимодействие брома с горячим раствором щелочи, только вместо гидроксида кальция взят гидроксид натрия.

Я не буду вникать в подробности. Ясно, что это вновь реакция диспропорционирования, ясно, что бром — это и окислитель, и восстановитель. Более того, уравнения полуреакций будут в точности повторять то, что было в примере 6. Даже коэффициенты (1 и 5) — те же самые. Уверен, что вы все это сможете проверить самостоятельно.

Сразу начну с финального этапа. Вот, что должно было у вас получиться:

6Br 2 + 12NaOH = 10NaBr + 2NaBrO 3 + 6H 2 O.

Казалось бы, все отлично. Проверка показывает, что количества атомов брома, натрия, кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения одинаковы. Все? Можно ставить точку?

Самое печальное, что многие действительно считают, что уравнение написано идеально. Досадная невнимательность! Обратите внимание: все коэффициенты в уравнении реакции можно поделить на два. Если этого не сделать, наша оценка за задачу С1 будет снижена на 1 балл.

Вот правильный вариант:

3Br 2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O.

Пожалуйста, будьте внимательны! Не допускайте, чтобы из-за подобных мелочей вам снизили оценку.

Пример 8 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O.

Решение . Уравнение длинное, вам придется изрядно попотеть с расстановкой степеней окисления. Дам небольшую подсказку: степень окисления серы в Cu 2 S равна +1.

Ну, что же, давайте искать окислитель и восстановитель. Да вот же они: N (степень окисления понижается от +5 до +4) и S (повышается от -2 до +6). Ура!

Нет, друзья, радоваться рановато. Обратите внимание: степень окисления меди тоже изменяется от +1 до +2, следовательно, медь тоже является восстановителем (тоже окисляется).

«Два восстановителя? Это какая-то ошибка?» — спросите вы.

Нет, ошибки нет. Возможно, такая ситуация не очень типична для задачи С1, но, в принципе, здесь нет ничего криминального. Никто и никогда не утверждал, что в уравнении реакции может быть лишь один окислитель и один восстановитель.

«Но как же быть с электронным балансом? — спросите вы. — Число электронов, принятых азотом, будем сравнивать с числом электронов, отданных атомами меди или серы?»

Оба варианта неверны! Не медь, не сера, а «молекула» сульфида меди (I) должна рассматриваться в уравнении полуреакции окисления. Атом серы расстается с 8 электронами, каждый из атомов меди — с одним электроном. Итог: 10 электронов на одну молекулу Cu 2 S.

Пишем полуреакции окисления и восстановления:

«Домножим» первую полуреакицию (суммарную) на 1, а вторую — на 10. Итог: в уравнении реакции перед формулой сульфида меди ничего не меняется (коэффициент 1), а перед формулой NO 2 появляется коэффициент 10. Только не спешите ставить число 10 перед HNO 3 в левой части. Не все атомы азота меняли степень окисления!

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Уравниваем количество атомов меди (коэффициент 2 перед формулой Cu(NO 3 ) 2 ). И вот только теперь, найдя общее количество атомов азота в правой части (10 + 4 = 14), мы смело можем ставить число 14 перед формулой азотной кислоты:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Осталось изменить коэффициент перед водой; с учетом того, что количество атомов водорода в левой части равно 14, сделать это несложно:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + 6H 2 O.

Итак, мы разобрали пример задачи № 30 с участием двух элементов — восстановителей. Обращаю внимание на следующие моменты:

• 1) будьте внимательны при поиске окислителя и восстановителя, возможно, их будет несколько;
• 2) в случае нескольких восстановителей (или окислителей) в электронном балансе необходимо учитывать ОБЩЕЕ количество отданных (или принятых) электронов;
• 3) общий алгоритм даже в этом случае практически не изменяется.

Пример 9 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

FeS 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2 .

Решение . Популярная в экзаменационных заданиях реакция обжига пирита — это тоже пример ОВР, в которой участвуют 2 восстановителя: степень окисления железа повышается от +2 до +3, а степень окисления серы — от -1 до +4. Окислителем, естественно, является кислород.

Попробуйте решить эту задачу самостоятельно, взяв за образец пример 8. Не забывайте, что «молекулу» пирита необходимо рассматривать как единое целое.

Молекула О 2 «расстается» с четырьмя электронами, FeS 2 — присоединяет 11 е.

Есть одна тонкость: в молекуле Fe 2 O 3 два атома железа, поэтому в полуреакции окисления вам придется рассматривать ДВЕ молекулы пирита. На 2 единицы FeS 2 потребуется уже не 11 электронов, а 22!

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Советую вам запомнить не только принцип решения этой задачи, но и само уравнение реакции. В заданиях C1 часто фигурирует обжиг сульфидов (железа, меди и т. д.)

Рассмотрим процесс с участием органических соединений.

Пример 10 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

C 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + CH 3 COOH + H 2 O.

Решение . А что, собственно, меняется в нашем алгоритме с появлением органического вещества? Ничего! Те же степени окисления, определение окислителя и восстановителя, две полуреакции.

Единственная проблема — расставлять степени окисления в органических веществах чуть сложнее, чем в неорганических. Если вы забыли, как это делается, обратитесь к разделу справочника «Степени окисления».

В данном случае должно получиться следующее: C -3 H 3 C -1 H 2 OH и C -3 H 3 C +3 OOH. Обратите внимание: в составе молекул этанола и уксусной кислоты присутствуют атомы углерода с разными степенями окисления. Один из атомов С не меняет степень окисления (-3), другой — принимает 4 электрона (повышение степени окисления от -1 до +3).

Понятно, что углерод выступает в роли восстановителя, а окислителем в данном процессе является хром (изменение степени окисления от +6 до +3).

Записываем уравнения двух полуреакций. Естественно в полуреакции окисления учитывается только С(-1), т. к. С(-3) сохраняется в неизменном виде.

Соответствующие коэффициенты равны 3 и 2.

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулами C 2 H 5 OH и CH 3 COOH ставим число 3, перед формулами бихромата калия и сульфата хрома (III) — коэфф. 2:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Общее число атомов калия в левой части не соответствует числу тех же атомов справа. Решаем эту проблему, ставя перед формулой сульфата калия коэффициент 2:

3С 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Видим, что число атомов серы справа равно восьми, следовательно, слева перед формулой серной кислоты также следует поставить число 8:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

А теперь очень внимательно считаем число атомов водорода в левой части. Должно получиться 34. В правой части 12 атомов водорода находится в 3 молекулах уксусной кислоты. 34 — 12 = 22, перед формулой воды ставим коэффициент 11.

Впрочем, зачем я все это так подробно объясняю? Думаю, у вас весь этот процесс уже отработан до автоматизма. Вот окончательный ответ:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + 11H 2 O.

По-моему, мы в совершенстве овладели методом электронного баланса. Уверен, что ничего сложнее, чем примеры 8 — 10, на реальном ЕГЭ по химии нам не предложат.

Дам вам еще несколько заданий для самостоятельной работы. Обязательно сделайте их!

Пример 11 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

Ag + HNO 3 = AgNO 3 + NO + H 2 O,
Mg + HNO 3 = Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O,
NaBr + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2 + H 2 O,
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O,
As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O,
KMnO 4 + HCl = KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

Пора двигаться дальше. Впереди — давно обещанные задания С1 с неполными уравнениями реакций. Но сначала нам придется вспомнить типичные окислители и восстановители и рассмотреть продукты их превращений. Поговорим о перманганатах, бихроматах, азотной кислоте и т. д.

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

Метод электронного баланса

Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ — кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.

Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.

В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем — вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.

Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, — кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.

В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.

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

Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.

• Al+C → Al₄C₃
• В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
  Al 0 +C 0 → Al₄ +3 C₃ -4
• Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
  Al 0 → Al +3
  1Al 0 -3e — → 1Al +3
• Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
  C 0 → C +4
  1C 0 +4e — → 1C -4
• Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом — в схему реакции алюминия:
• В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
• углерод принимает 3·4=12 электронов
• Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
• Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
  4·1Al 0 =4Al 0
• Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
  3·1C 0 =3C 0
• Окончательный вид уравнения:
  4Al 0 +3C 0 = Al₄ +3 C₃ -4

2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.

• Схема реакции:
  HNO₃+I₂ → HIO₃+NO+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  HN +5 O₃+I₂ 0 → HI +5 O₃+N +2 O+H₂O
• Азот меняет степень окисления с +5 на +2 — принимает 3 электрона, и является окислителем:
  N +5 → N +2
  N +5 +3e — → N +2
• Йод меняет степень окисления с 0 на +5 — отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
  I₂ 0 → 2I +5
  I₂ 0 -10e — → 2I +5
• Уравниваем заряды:
• Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
• В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I₂, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
• Расставляем найденные коэффициенты:
  10HNO₃+3I₂ = 6HIO₃+10NO+2H₂O

3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).

• HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• HCl -1 +Mn +4 O₂ → Cl₂ 0 +Mn +2 Cl₂+H₂O
• Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца — окислителем.
• Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
  Cl -1 → Cl₂ 0
  2Cl — -2e — → Cl₂ 0
• Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
  Mn +4 → Mn +2
  Mn +4 +2e — → Mn +2
• Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
• Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
  2HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
• В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой — 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 — теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
  4HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+2H₂O
• Ионное уравнение реакции:
  4H + +4Cl — +MnO₂ = Cl₂+Mn 2+ +2Cl — +2H₂O

4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.

• Схема реакции:
  H₂S+KMnO₄+H₂SO₄ → S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄ → S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+H₂O
• Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород — восстановитель):
  S -2 → S 0
  S -2 -2e — → S 0
• Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат — окислитель):
  Mn +7 → Mn +2
  Mn +7 +5e — → Mn +2
• Электронные уравнения:
• 5H₂S+2KMnO₄+H₂SO₄ = S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• 5H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 5S+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O
• Ионное уравнение:
  5H₂S+2MnO₄ — +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H₂O

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:Учимся составлять электронный баланс/овр/8классСкачать

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

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

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

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

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

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

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

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

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

Окислительно-восстановительные реакции. Сложные случаи электронного баланса.Скачать

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

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакцияхСкачать

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Что надо знать и как их решатьСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Решение ОВР методом полуреакцийСкачать

Химия 9 класс — Как определять Степень Окисления?Скачать

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

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