Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции
В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.
Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.
Показать решение »
Решение.
Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F2, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность.
В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.
Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.
Наиболее сильный окислитель из них – Cl2, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.
N-3H3, C+2O, S+4O2, K2Mn+6O4, Сl02, HN+3O2
HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.
Составим электронные уравнения:
N+5 +3e— = N+2 | 8 окислитель
S-2 — 8e— = S+6 | 3 восстановитель
Сложим два уравнения
8N+5 +3S-2— = 8N+2 + 3S+6
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:
8HNO3 +3H2S = 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.
Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?
Показать решение »
Решение.
HN+3O2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.
а) HNO2 + Br2 + H2O = 2HBr + HNO3
N+3 – 2 e = N+5 | 1 восстановитель
Br20 + 2 e = 2Br— | 1 окислитель
N+3 + Br2 = N+5 + 2Br—
б) HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O
N+3 + e = N+2 | 1 окислитель
2I— — 2 e = I2 | 1 восстановитель
N+3 + 2I— = N+2 + I2
в) 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O
N+3 – 2 e = N+5 | 5 восстановитель
Mn+7 + 5 e = Mn+2 | 2 окислитель
5N+3 + 2Mn+7 = 5N+5 + 2Mn+2
Задача 3.
Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2 , HClO3 , Cl2O7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
КСlO3 → КС1 + КСlO4.
Укажите окислитель и восстановитель.
Показать решение »
Решение.
Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.
Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.
е. могут отдавать, так и принимать электроны.
H+1Сl-1, Cl02, H+1Cl+3O2-2 , H+1Cl+5O3-2 , Cl2+7O7-2
Таким образом, в данном ряду
Только окислитель — Cl2O7
Только восстановитель – HСl
Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl2, HClO2 , HClO3
КСlO3 → КС1 + КСlO4.
Составим электронные уравнения
Cl+5 +6e— = Cl— | 2 | 1 окислитель
Cl+5 -2e— = Cl+7 | 6 | 3 восстановитель
Расставим коэффициенты
4Cl+5 = Cl— + 3Cl+7
4КСlO3 → КС1 + 3КСlO4.
Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
а) KNO3 = KNO2 + O2;
б) Mq+ N2 = Mq3N2;
в) KClO3 = KCl + O2.
Показать решение »
Решение.
В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)
а) 2KNO3 = 2KNO2 + O2 — внутримолекулярная ОВР
N+5 +2e— = N+3 | 2 окислитель
2O-2 -4e— = O20 | 1 восстановитель
2N+5 + 2O-2 = 2N+3 + O20
б) 3Mq + N2 = Mq3N2 — межмолекулярная ОВР
N2 +6e— = 2N-3 | 2 | 1 окислитель
Mg0 -2e— = Mg+2 | 6 | 3 восстановитель
N2 + 3Mg0 = 2N-3 + 3Mg+2
в) 2KClO3 = 2KCl + 3O2 — внутримолекулярная ОВР
Cl+5 +6e— = Cl— | 4 | 2 окислитель
2O-2 -4e— = O20 | 6 | 3 восстановитель
2Cl+5+ 6O-2 = 2Cl— + 3O20
Задача 5.
Какие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:
а) Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O;
б) KClO3 = KCl + KClO4 .
Показать решение »
Решение.
В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.
а) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O;
Cl20 +2e— = 2Cl— | 10| 5 окислитель
Cl20 -10e— = 2Cl+5 | 2 | 1 восстановитель
5Cl20 + Cl20 = 10Cl— + 2Cl+5
3Cl20 = 5Cl— + Cl+5
б) 4KClO3 = KCl + 3KClO4
Cl+5 +6e— = Cl— | 2 | 1 окислитель
Cl+5 -2e— = Cl+7 | 6 | 3 восстановитель
4Cl+5 = Cl— + 3Cl+7
Задача 6.
Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O
Показать решение »
Решение.
Составим полуреакции:
MnO4— + 8H+ +5e— = Mn2+ + 4H2O | 2 окислитель
NO2— + H2O — 2e— = NO3— + 2H+ | 5 восстановитель
Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:
2MnO4— + 16H+ + 5NO2—+ 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3— + 10H+
После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:
2MnO4— + 6H+ + 5NO2— = 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3—
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O
Задача 7.
Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O
Показать решение »
Решение.
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Составим электронные уравнения
Zn0 – 2 e = Zn2+ | 8 | 4 | восстановитель
N+5 + 8 e = N3- | 2 | 1 | окислитель
4Zn0 + N+5 = 4Zn2+ + N3-
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Составим электронные уравнения
Zn0 – 2 e = Zn2+ | 2 | 1 восстановитель
S+6 + 2 e = S+4 | 2 | 1 окислитель
Zn0 + S+6 = Zn2+ + S+4
Задача 8.
Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F— -2e— = F2, E0 = 2,85 В
б) 2Сl— -2e— = Cl2, E0 = 1,36 В
в) 2Br— -2e— = Br2, E0 = 1,06 В
г) 2I— -2e— = I2, E0 = 0,54 В
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr2O72- + 14H+ + 6e— = 2Cr3+ + 7H2O равен E0 =1,33 В
Показать решение »
Решение.
Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:
ЭДС = Е0ок — Е0восст
Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.
Итак, определим, можно ли K2Cr2O7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:
F2|F— || Cr2O72-|Cr3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В
Cl2|Cl— || Cr2O72-|Cr3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В
Br2|Br— || Cr2O72-|Cr3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В
I2|I— || Cr2O72-|Cr3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В
Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:
2Br— -2e— = Br2 и 2I— -2e— = I
Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO4— + 8H+ +5e— = Mn2+ + 4H2O
Если С(MnO4—)=10-5 М, С(Mn2+)=10-2 М, С(H+)=0,2 М.
Показать решение »
Решение.
Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:
E = E° + (0,059/n)lg(Cок/Cвос)
В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO4— и H+, а в восстановленной форме — Mn2+, поэтому:
E = 1,51 + (0,059/5)lg(10-5*0,2/10-2) = 1,46 В
Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:
2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O
Показать решение »
Решение.
Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:
lgK = (E10 -E20 )n/0,059
Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:
MnO4— + 8H+ +5e— = Mn2+ + 4H2O | 2 окислитель
Br— + H2O — 2e— = HBrO + H+ | 5 восстановитель
Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10
E10 (окислителя) = 1,51 В
E20 (восстановителя) = 1,33 В
Подставим данные в соотношение для К:
lgK = (1,51 — 1,33 )10/0,059
lgK = 30,51
K = 3,22*1030
Примеры ОВР с ответами приведены также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции — Справочник химика 21
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно-ионный метод).
[c.86] Метод электронного баланса достаточно прост, и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций не вызывает затруднений, когда в качестве исходных веществ и продуктов реакции выступают вещества, не диссоциирующие на ионы. Однако составление уравнений окислительно-восстановительных реакций значительно осложняется, если в реакции принимают участие соединения с ионной связью. В этом случае одни элементы, входящие в состав ионов, участвуют в окислительно-восстановительных процессах, а другие — в реакциях обмена. Поэтому метод электронного баланса, рассматривающий лишь переход электронов от восстановителя к окислителю, не позволяет непосредственно определить коэффициенты в окислительно-восстановительном уравнении без дополнительного использования приема проб и ошибок. Это достигается при использовании электронно-ионного метода, или метода полуреакций.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Метод учета изменений степеней окисления. Метод составления полуреакций. [c.415]Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса осуществляется в несколько стадий [c.86]
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка [c.167]
Метод полуреакций более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет несомненные преимущества при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием, в частности, органических соединений, пероксида водорода, некоторых соединений серы и т. д. [c.89]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Применяют два метода составления уравнений реакций окисления — восстановления. Один из методов основан на использовании степеней окисления элементов. Составим уравнение реакции взаимодействия хрома с серой [c.
160]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций легче провести в несколько стадий 1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции 2) определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции 3) определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем и коэффициентов при восстановителях и окислителях 4) определение коэффициентов, при всех исходных веществах и продуктах реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения. Например, составим уравнение реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде.
Ионно-электронный метод. Ионно-электронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления иона (молекулы) — окислителя и окисления иона (молекулы) — восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение.
Для этого необходимо составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений, т. е. записать сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электро- [c.246]
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать химические формулы реагентов и продуктов реакции (они часто определяются на основании опыта). Сначала подбирают стехиометрические коэффициенты для соединений, атомы которых меняют степень окисления. При этом исходят из того, 410 число электронов, отданных восстановителем, должно быть равио числу электронов, полученных окислителем. [c.204]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции обычно уравнивают одним из двух ниже рассмотренных. методов методом электронного баланса и методом полуреакций. [c.263]
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИИ [c.
86]
Способы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и уравнений равновесных потенциалов окислительно-восстановительных процессов рассмотрены в учебнике. Приведем пример решения задачи по определению потенциала окислительно-восстановительного электрода.
ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ [c.129]
Методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, для которых заведомо известны их начальные и конечные продукты, представляет собой лишь первый этап их изучения. [c.146]
Л. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций 267 [c.267]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций 369 3 второе на 3 [c.269]
Составление уравнений реакций в трех рассмотренных примерах проведено в определенном порядке. Его можно придерживаться и в других случаях при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Реакции с переносом заряда. Реакции с переносом атомов. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Направление окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал. Электролиз. [c.159]
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе, удобно использовать метод электронно-ионного баланса. В этом методе сначала составляют по отдельности уравнения реакций окисления и восстановления, а затем их объединяют в уравнение окислительно-восстановительной реакции. В этом методе знание валентных состояний (степеней окисления) атомов элементов, участвующих в реакции, не обязательно. [c.259]
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде [c.89]
В большинстве случаев трудно или даже невозможно экспериментально различить, протекает ли реакция с переносом заряда или с переносом атома.
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции рассмотрим на примере окисления сероводорода перманганатом калия в кислой среде. В результате проведения этой реакции малиновый раствор обесцвечивается вследствие перехода марганца нз состояния +7 в состояние +2, кроме того, раствор мутнеет (выпадение серы). Следовательно, схема реакции отвечает записи [c.219]
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода электронный и электронно-ионный. Электронный метод рекомендуется для уравнивания окислительно-восстановительных реакций, протекающих в газовой или твердой фазах. Здесь будет разобран электронно-ионный метод, применяемый для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах. [c.130]
Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций [c.94]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций проводится в такой последовательности [c.108]
При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель или окислитель и число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагирующих веществ, что можно установить, руководствуясь периодическим законом Д. И. Менделеева, зная строение атомов- и молекул,, зная величины потенциалов ионизации, сродство к электрону,» электроотрицательность элементов, окислптельно-восстано-вительные потенциалы и стандартные изменения энергии Гиббса образования веществ.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) важно уверенно находить окислитель и восстановитель. Для облегчения этой задачи в табл. 2 приведены некоторые типичные окислители и восстановители, часто встречающиеся в химических уравнениях, а также соответствующие процессы восстановления и окисления (запись этих процессов иногда называют электронными уравнениями).
[c.92]
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать, от каких атомов, молекул или ионов и к каким атомам, молекулам или ионам переходят электроны и в каком количестве. Эти данные часто находят экспериментально. [c.51]
В заключение следует отметить, что рассмотренный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, основанный на изменении степени окисления, применим для любых систем. Он может быть использован для окислительно-восстанови-тельных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твердых системах гомогенного и гетерогенного характера, например при сплавлении, обжиге, горении и т. д. Вместе с тем вследствие формального характера самого понятия степень окисления используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально протекающих в них процессов. Более правильное представление о процессах окисления — восстановления в растворах дает метод электронно-ионных уравнений, который, как видно из самого названия, рассматривает изменения реально существующих в растворах молекул и ионов.
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции рассмотрим на примере окисления сероводорода перманганатом калия в кислой среде.
Рассмотренный многоступенчатый метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций приведен для понимания логики решения этой относительно сложной задачи. По мере появления опыта число промежуточных уравнений может быть уменьшено, а в пределе все ступени могут быть выполнены при написании лишь одного уравнения. [c.182]
Этот прием при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций целесообразно распространить и на процессы, в которых происходит изменение степени окисления различных атомов в одной и той же молекуле, например 4 -Хе [c.220]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций имеют очень сложный характер, и составление их представляет весьма трудную задачу.
Предложено несколько методов составления этих уравнений. Рассмотрим метод электронного баланса, при котором учитывается а) сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями, которая равна сумме электронов, принимаемых всеми окислителями б) число одноименных атомов в левой и правой частях урав- [c.180]
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо прежде всего знать химические формулы исходных и получающихся веществ. Исходные вещества мы знаем, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. В левой и правой частях уравнения реакции должно быть одинаковое число одних и тех же атомов. Следовательно, правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы вещества. Согласно закону эквивалентов вещества всегда соединяются между собой или замешают друг друга в определенных весовых соотношениях, соответствующих их эквивалентам. [c.115]
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (см.
ч. И) необходимо знать их сущность, стехиометрические законы, строение вещества, периодический закон Д. И. Менделеева, окислительно-восстановительные свойства простых и сложных веществ (восстановители и окислители), правила и методы их составления, стандартные электродные потенциалы, законы химической термодинамики. [c.27]
Перераспределение электронной плотности (перестройка электронных орбиталей и изменение электронного состояния участвующих веществ) приводит к образованию новых веществ с присущим им строением и химическими свойствами. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций не имеет большого значения, какая связь при этих реакциях образуется — ионная или ковалентная. Поэтому для простоты говорят о присоединении или отдаче электронов независимо от типа связи. Для упрощения записи указывают степень окисления только тех атомов, у которых она меняется. [c.89]
Атомам в соединениях и комплексных ионах приписывают степень окислении, чтобы иметь возможность описывать перенос электронов при химических реакциях.
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции основывается на требовании выполнения закона сохранения заряда (электронов). Высшая степень окисления атома, как правило, увеличивается с ростом порядкового номера элемента в пределах периода. Например, в третьем периоде наблюдаются такие степени окисления На + ( + 1), Мя» + ( + 2), А1 -» ( + 3), 81Си( + 4), РР5(5), 8Рв( + 6) и СЮЛ + 7). Степень окисления атома часто называется состоянием окисления атома (или элемента) в соединении. Реакции, в которых происходят изменения состояний окисления атомов, называются окислительно-восстановительными реакциями. В таких реакциях частицы, степень окисления которых возрастает, называются восстановителями, а частицы, степень окисления которых уменьшается, называются окислителями. В окислительно-восстановительной реакции происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю. Частицы, подверженные самопроизвольному окислению — восстановлению, называются диспропорционирующими. В полном уравнении окислительно-восстановительной реакции суммарное число электронов, теряемых восстановителем, равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.
Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя равен отношению его молекулярной массы к изменению степени окисления в рассматриваемой реакции. Нормальность раствора окислителя или восстановителя определяется как число его эквивалентов в 1 л раствора. Следовательно, нормальность раствора окислителя или восстановителя зависит от того, в какой реакции участвует это вещество. [c.456]
Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений чисел атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна нулю. Очевидно, что неизвестная степень окисления одного из атомов в молекуле может быть определена с помоц ью подобного равенства, чем широко пользуются в практике составления уравнения окислительно-восстановительных реакций, [c.114]
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе, удобно использоват1> метод электронно-ионного баланса. Этот метод рассмот )ен ниже на примере составления уравнения реакции между пе 1маи-ганатом калия и нитритом калия в водном растворе.
[c.325]
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Цель урока: продолжить формирование понятий «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окислительно-восстановительные реакции», «метод электронного баланса»; познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ, рассматривающих данные вопросы; познакомить учащихся с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.
Образовательные задачи:
- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.
Развивающие задачи:
- способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;
- формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми
видами памяти.
Воспитательные задачи:
- воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.
Тип урока: комбинированный (словесно-наглядно-практический).
Место данного урока в теме: шестой урок в теме «Окислительно-восстановительные реакции» в разделе «Химия в задачах» при изучении элективного курса «Химия-11кл».
Методическое оснащение урока:
1. Материально-техническая база:
- кабинет химии, персональный компьютер, мультимедийный проектор.
2. Дидактическое обеспечение:
- рабочая тетрадь учащихся;
- презентация в PowerPoint ;
- материалы для контроля знаний учащихся.
План урока:
- Актуализация знаний;
- Объяснение новой темы;
- Закрепление изученного материала;
- Запись домашнего задания.
Ход урока
1. Актуализация знаний.
1.1 Беседа по материалам прошлых уроков.
Вопросы к беседе:
- Какие реакции называются окислительно- восстановительными?
- Что такое окисление?
- Какой процесс называется восстановлением?
- Как называются вещества, отдающие электроны?
- Как называются вещества, принимающие электроны?
- Что такое «степень окисления»?
- Что происходит со степенью окисления элемента в процессе его восстановления?
- Что происходит со степенью окисления элемента в процессе его окисления?
- Как классифицируются ОВР?
- Назовите сильные окислители и восстановители
- Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления и какие конкретно?
Учитель: окислительно-восстановительные
реакции и вся теория, которую мы с вами повторили
и обобщили, имеют место в заданиях ЕГЭ( А27, В2, С1).
Давайте решим задания ЕГЭ, и вы убедитесь, что
теоретическая основа, которую мы с вами
закладываем на наших уроках сейчас, помогут вам в
будущем ответить на вопросы изучаемой темы при
сдаче ЕГЭ.
Итак, внимание на экран: работа с заданиями слайдов 3-4
Используются задания из вариантов ЕГЭ, разработанных сотрудниками ФИПИ.
Самостоятельная работа : каждый ученик выполняет отдельно на листке и сами проверяют (слайд 5)
Ответьте, пожалуйста, на следующий вопрос: какой элемент по окислительным свойствам стоит на втором месте после фтора? (кислород, и далее, галогены. Причем, окислительные свойства галогенов уменьшаются от хлора к иоду).
Важно так же знать, что помимо кислорода сильными окислительными свойствами обладают соединения, в которых есть кислород. Мы с вами сегодня знакомимся с сильнейшим окислителем - перманганатом калия, формула которого: KMnO4
Объяснение нового материала.
Перманганат калия является сильным окислителем за счет иона MnO42-, в котором марганец находится в высшей степени окисления +7. Именно поэтому марганец может только восстанавливаться в результате ОВР. И восстанавливаться до конкретных продуктов. (слайд 10)
Наша с вами задача сегодня научиться предугадывать продукты ОВР, в которых принимает участие KMnO4.
Рассмотрим сначала восстановление перманганата калия в кислой среде.
(слайд 11)
KMnO4 + KI + H2SO4 ->
Существует алгоритм по составлению таких реакций. Давайте им воспользуемся:
Сначала проставляют степени окисления
элементов. Затем рассуждают, какие элементы и как
будут изменять степень окисления. Воспользуемся
схемой. Так как реакция протекает в кислой среде,
ион MnO42- будет переходить в ион Mn2+,
понижая степень окисления.
Значит, нужно найти
элемент, который способен повысить степень
окисления. Таким ионом является ион I—.
Составляем электронный баланс. И далее
записываем продукты данной реакции и
расставляем коэффициенты. Напоминаю вам о том,
что стехиометрические коэффициенты, которые вы
получили в электронном балансе, должны иметь
место в реакции!
Далее рассмотрим восстановление перманганата калия в нейтральной и щелочной средах (по этапам, используя алгоритм). (слайды 12, 13)
KMnO4 + K2SO3 + H2O ->
KMnO4 + K2SO3 + KOH ->
Дихромат калия является сильным окислителем за
счет иона Cr2O72-, в котором хром
находится в высшей степени окисления +6. Именно
поэтому хром может только восстанавливаться в
результате ОВР.
И восстанавливаться до
конкретных продуктов. (слайд 14)
Рассмотрим восстановление дихромата калия в кислой среде (слайд 15)
K2Cr2O7 + FeSO4 +H2SO4 ->
Восстановление хромата калия в нейтральной среде (слайд 17)
K2CrO4 +H2S + H2O ->
Кислородные кислоты галогенов и их соли восстанавливаются до галогеноводородов или галогенидов металлов (слайд 18 )
KCIO3 + KOH + MnO2 -> K2M nO4 + KCI +H2O
Галогенид — ионы (CI— , Br —, I— ) всегда являются только восстановителями и окисляются до галогенов (слайд 19)
HBr + H2SO4 ->Br2 +SO2 +H2O
H2O2 ( перекись водорода ) является сильным окислителем (слайд 20)
PbS +H2O2 -> PbSO4 + H2O
H2O2 ( перекись водорода ) является восстановителем (слайд 21 )
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 -> MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
Рассмотрим пример окисление органических веществ (слайд 22)
(C8) H10 + KMnO4 + H2SO4 -> (C7) H6O2 + CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Решаем самостоятельно предложенное уравнение
реакции.
(слайд 23)
C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 ->
Учащиеся на доске и в тетрадях пишут уравнение реакции и самостоятельно расставляют коэффициенты методом электронного баланса.
А теперь, ребята, когда теоретический материал позади, давайте включим в работу визуальную память. Для этого я вам предлагаю посмотреть реакции восстановления перманганата калия в различных средах.
Учитель демонстрирует реакции взаимодействия растворов KMnO4 и K2SO3 в нейтральной, кислой и щелочной средах.
Итоги и выводы.
Мы познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.
Вспомнили, как расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Научились записывать продукты окислительно-восстановительных реакций с участием перманганата калия, дихромата калия, кислородными кислотами галогенов, галогенид ионами, перекисью водорода, окисление органических веществ
Задание на дом.
Допишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:
Cr2O3+KNO3+KOH ->
Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов. Примером окислительно-восстановительных реакций являются реакции замещения. Рассмотрим реакцию железа с сульфатом меди (II). Расставвим коэффициенты методом электронного баланса. 1. Сначала составим молекулярное уравнение без коэффициентов. Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Fe0 + Cu+2SO4-2 = Cu0 + FeSO4-2  Выпишем эти изменения:Fe0 — 2e = Fe+2 Cu+2 + 2e = Cu0 4. Таким образом, в реакцию вступает 1 атом железа и 1 меди — уравнение не требует расстановки коэффициентов. Составленное в п.1 уравнение правильное. Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Рассмотрим расстановку коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия цинка с концентрированной азотной кислотой. Объяснения те же.1.Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NO2 + H2O 2. Zn0 + H+NO3— = Zn+2(NO3—)2 + N+4O2-2 + H2+O-2 3.  Zn0 — 2e = Zn+2 — цинк-восстановитель отдает 2 электрона, он окислетсяN+5 + 1e = N+4— азот-окислитель восстанавливается Электронный баланс: 4. Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O |
Уравнение окислительно-восстановительной реакции — Окислительно-восстановительные реакции — ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЯ — ХИМИЯ СПРАВОЧНИК
ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЕ
1. Окислительно-восстановительные реакции
1.3. Уравнение окислительно-восстановительной реакции
Очень
часто трудно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, если неизвестно, как именно
реагирующие вещества друг с другом.
Используя степень окисления элементов, эту
проблему можно решить.
Перед составление уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо знать следующее:
♦ продукт окисления и продукт восстановления образуется;
♦ проходит реакция в кислой, щелочной или нейтральной среде.
Для составление уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо:
♦ определить степень окисления для каждого атома, участвующего в окислительно-восстановительном процессе;
♦ записать соответствующие продукты, учитывая изменения степени окисления атомов и число переданных или принятых электронов;
♦ составить отдельные уравнения восстановления и окисления с учетом среды, чтобы согласовать уравнения;
♦ согласовать между собой уравнения восстановления и окисления, чтобы число электронов, необходимых для восстановления, равнялось числу электронов, отданных при окислении;
♦ объединить оба уравнения, чтобы получить
общее уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Пример 1. Для получения молекулярного хлора на твердый калий перманганат каплями добавляют концентрированную хлоридную кислоту. При этом хлорид-ионы окисляются, образуя молекулы хлора, перманганат-ионы восстанавливаются, превращаясь в ионы Мn2+. Реакция проходит в кислой среде.
|
|
Степень окисления |
|
|
Хлора |
Мангану |
|
|
Сl— |
-1 |
|
|
Сl2 |
±0 |
|
|
МnO4— |
|
+7 |
|
Мn2+ |
|
+2 |
Окисления:
Восстановление:
Поскольку
количество отданных и принятых электронов должно быть одинаковым, то уравнение
окисления умножают на 5, а уравнение восстановления — на 2.
Окисления:
Восстановление:
В результате сложения обеих частей уравнений получим окончательное уравнение окислительно-восстановительной реакции:
Внимание: очень часто характер среды имеет решающее значение для образования определенного продукта окисления или восстановления. Так, перманганат-ионы в нейтральном среде восстанавливаются в манган(ИV) оксид (пиролюзит):
Пример 2. Трубки для определения алкоголя в выдыхаемом воздухе, что предназначены для проверки степени опьянения, содержат немного серной кислоты и калий дихромат. При наличии этанола содержимое трубки меняет оранжевый цвет на зеленый. При этом этанол окисляется и превращается в етаналь, ионы восстанавливаются в дихромату Сr3+-ионы. Реакция проходит в кислой среде.
|
|
Степень окисления |
|
|
Карбона |
Хрома |
|
|
Этанол |
— 1 |
|
|
Етаналь |
+1 |
|
|
Сr2O72— |
|
+6 |
|
Сr3+ |
|
+3 |
Окисления
молекулы этанола происходит лишь в атоме Углерода, к которому присоединена
гідроксогрупа.
На этом атоме Углерода возникает также альдегидная группа етаналю.
Поэтому там происходит изменение степени окисления:
Окисления:
Восстановление:
Чтобы уравнять число электронов, уравнение окисления умножают на 3, а уравнение восстановление оставляют неизменным.
Окисления:
Восстановление:
Сумма обоих уравнений дает окончательное уравнение окислительно-восстановительной реакции:
Пример. Гидрохинон используют как фотопроявник. При этом sони Аргентуму в щелочной среде восстанавливаются в металлическое серебро, а гидрохинон окисляется в пара-бензохінон.
|
|
Степень окисления |
|
|
Карбона |
Аргентуму |
|
|
Гидрохинон |
+1 |
|
|
п-бензохінон |
+2 |
|
|
Ag+ |
|
+1 |
|
Ag |
|
±0 |
Окисления
молекулы гидрохинона происходит в обоих атомах Углерода, к которым присоединена
гідроксильна группа.
На этих атомах Углерода происходит и изменение степени
окисления:
Уравнение восстановление для вычисления количества электронов умножают на 2, далее обе части уравнения объединяют в уравнение окислительно-восстановительной реакции:
__________________________________________________________________
1 Ион гідроксонію кислой среды можно упрощенно записать как протон (Н+). Реакции окисления и восстановление называют напівреакціями.
{3 +} (водн.) + 4H_2O (l)} \ nonumber \]Уравнение окисления-восстановления
Уравнения окисления-восстановления
Баланс уравнения окисления-восстановления
Метод проб и ошибок к уравновешиванию химических уравнений включает в себя игру с
уравнение, регулирующее соотношение
реагенты и продукты до
были достигнуты следующие цели.
Цели для балансировки химических уравнений 1.Число атомов каждого элемента по обе стороны уравнения одинаково и следовательно, масса сохраняется. 2. Сумма положительных и отрицательных зарядов одинакова с обеих сторон уравнение и, следовательно, заряд сохраняется. (Заряд сохраняется, потому что электроны не создается и не разрушается в результате химической реакции.) |
Есть две ситуации, в которых метод проб и ошибок может привести к неприятностям.Иногда уравнение слишком сложное, чтобы его можно было решить методом проб и ошибок в разумных пределах. количество времени. Рассмотрим, например, следующую реакцию.
3 Cu ( с ) + 8 HNO 3 ( водн. ) 3 Cu 2+ ( водн. ) + 2 NO ( г ) + 6 NO 3 — ( водн. ) + 4 H 2 O ( л )
В других случаях можно написать более одного уравнения, которое кажется сбалансированным.
В
Ниже приведены лишь некоторые из сбалансированных уравнений, которые можно записать для реакции
между перманганат-ионом и перекисью водорода, например.
| 2 MnO 4 — ( водн. ) + H 2 O 2 ( водн. ) + 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 3 O 2 ( г ) + 4 H 2 O ( л ) |
| 2 MnO 4 — ( водн. ) + 3 H 2 O 2 ( водн. ) + 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 4 O 2 ( г ) + 6 H 2 O ( l ) |
| 2 MnO 4 — ( водн. ) + 5 H 2 O 2 ( водн. ) + 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 5 O 2 ( г ) + 8 H 2 O ( л ) |
2 MnO 4 — ( водн. ) + 7 H 2 O 2 ( водн. )
+ 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 6 O 2 ( г ) + 10 H 2 O ( л ) |
Уравнения, подобные этим, должны быть сбалансированы более систематическим подходом, чем испытание. и ошибка.
Метод полуреакции уравновешивания окислительно-восстановительного потенциала Уравнения
Мощный метод уравновешивания уравнений окисления-восстановления включает в себя разделение эти реакции разделены на отдельные полуреакции окисления и восстановления. Затем мы уравновешиваем полуреакции, по одной за раз, и объединить их так, чтобы электроны не создавались и не разрушается в реакции.
Шаги, включенные в метод полуреакции для уравновешивания уравнений, могут быть
проиллюстрировано рассмотрением реакции, используемой для определения количества иона трииодида
(I 3 — ) в растворе титрованием тиосульфатом (S 2 O 3 2- )
ион.
ШАГ 1 : Напишите скелетное уравнение реакции . Каркасное уравнение для реакции, на которой основано это титрование, можно записать как следует.
I 3 — + S 2 O 3 2- I — + S 4 O 6 2-
ШАГ 2 : Присвойте степени окисления атомам с обеих сторон уравнение . Отрицательный заряд в ионе I 3 — формально распределены по трем атомам йода, что означает, что средняя степень окисления Атомов йода в этом ионе — 1 / 3 .В S 4 O 6 2- иона общая степень окисления атомов серы +10. Средняя степень окисления количество атомов серы, следовательно, равно +2 1 / 2 .
| I 3 — | + | S 2 O 3 2- | I — | + | S 4 O 6 2- | |||
| — 1 / 3 | +2-2 | –1 | +2 1 / 2 -2 | |||||
ШАГ 3 : Определите, какие атомы окислены, а какие
уменьшенный .
ШАГ 4 : Разделите реакцию на окисление и восстановление. полуреакции и уравновешивают эти полуреакции по одной за раз . Эта реакция может условно разделить на две полуреакции. Одна полуреакция описывает то, что происходит при окислении.
| Окисление: | S 2 O 3 2- | S 4 O 6 2- | ||||
| +2 | +2 1 / 2 |
Другой описывает восстановление половины реакции.
| Уменьшение: | I 3 — | I — | ||||
| – 1 / 3 | –1 |
Неважно, какую половину реакции мы балансируем в первую очередь, поэтому давайте начнем с
уменьшение полуреакции.
Наша цель — уравновесить эту половину реакции с точки зрения как заряда
и масса. Кажется разумным начать с уравновешивания количества атомов йода на обоих
стороны уравнения.
| Уменьшение: | I 3 — | 3 я — |
Затем мы уравновешиваем заряд, отмечая, что два электрона должны быть добавлены к I 3 — ион для получения 3 I — ионов,
| Уменьшение: | I 3 — | + | 2 e — | 3 я — |
, как видно из структур Льюиса этих ионов, показанных на рисунке ниже.
Теперь перейдем к полуреакции окисления.
Структуры Льюиса в стартовой
Материал и продукт этой полуреакции позволяют предположить, что мы можем получить S 4 O 6 2- ион путем удаления двух электронов из пары ионов S 2 O 3 2-,
как показано на рисунке ниже.
| Окисление: | 2 S 2 O 3 2- | S 4 O 6 2- | + | 2 e — |
ШАГ 5 : Объедините эти полуреакции так, чтобы электроны не создавал и не уничтожал .При окислении выделяются два электрона. полуреакция и два электрона улавливаются в полуреакции восстановления. Мы можем поэтому получите сбалансированное химическое уравнение, просто объединив эти половинные реакции.
| (2 S 2 O 3 2- S 4 O 6 2- + 2 e —) |
| + (I 3 — + 2 e — 3 I — ) |
| I 3 — + 2 S 2 O 3 2- 3 I — + S 4 O 6 2- |
STEP 6 : Уравновесить остаток уравнения путем осмотра,
при необходимости .
Поскольку общее уравнение уже сбалансировано с точки зрения как
заряда и массы, мы просто вводим символы, описывающие состояния реагентов
и продукты.
I 3 — ( водн. ) + 2 S 2 O 3 2- ( водн. ) 3 I — ( водн. ) + S 4 O 6 2- ( водн. )
Окислительно-восстановительные реакции в кислых растворах
Кто-то может возразить, что нам не нужно использовать полуреакции для уравновешивания уравнений, потому что их можно уравновесить методом проб и ошибок.Техника полуреакции становится незаменим, однако, в уравновешивающих реакциях, таких как окисление диоксида серы дихромат-ион в кислом растворе.
| H + | ||||||
SO 2 ( водн. ) | + | Cr 2 O 7 2- ( водн. ) | SO 4 2- ( водн. ) | + | Cr 3+ ( водн. ) |
Причина, по которой это уравнение труднее сбалансировать, не имеет ничего общего. с отношением молей SO 2 к молям Cr 2 O 7 2- ; это происходит из-за того, что растворитель играет активную роль в обеих полуреакциях.
Реакция между щавелевой кислотой и перманганатом калия в кислом растворе является классический метод стандартизации растворов иона MnO 4 — . Эти решения необходимо стандартизировать, прежде чем их можно будет использовать, потому что их сложно получить чистый перманганат калия. Есть три источника ошибок.
- Образцы KMnO 4 обычно загрязнены MnO 2 .
- Часть KMnO 4 вступает в реакцию со следовыми загрязнениями при растворении в воде, даже когда в качестве растворителя используется дистиллированная вода.
- Присутствие следов MnO 2 в этой системе катализирует разложение MnO 4 — ион в стоячем состоянии.
Поэтому растворы этого иона необходимо стандартизировать титрованием непосредственно перед тем, как они используются. Образец оксалата натрия х.ч. (Na 2 C 2 O 4 ) отвешивают, растворяют в дистиллированной воде, подкисляют серной кислотой, а затем перемешивают до растворения оксалата.Полученный раствор щавелевой кислоты затем используют для титровать MnO 4 — до конечной точки титрования, которая является точкой при котором последняя капля иона MnO 4 — составляет обесцвечивается, а бледно-розовый цвет сохраняется в течение 30 секунд.
Растворы ионов MnO 4 — , стандартизованные относительно
щавелевая кислота, используя уравнение, сбалансированное в предыдущей практической задаче, может быть использована для
определить концентрацию водных растворов перекиси водорода, используя уравнение
уравновешивают в следующей практической задаче.
Окислительно-восстановительные реакции в основных растворах
Полураакции также ценны для уравновешивания уравнений в основных решениях. Ключ к Успех этих реакций заключается в признании того, что основные растворы содержат H 2 O молекул и ионов OH — . Таким образом, мы можем добавить молекулы воды или ионы гидроксида. к любой стороне уравнения, если необходимо.
Следующее уравнение описывает реакцию между перманганат-ионом и водородом. перекисью в кислом растворе.
2 MnO 4 — ( водн. ) + 5 H 2 O 2 ( водн. ) + 6 H + ( водн. ) 2 Mn 2+ ( водн. ) + 5 O 2 ( г ) + 8 H 2 O ( л )
Было бы интересно посмотреть, что происходит, когда это
реакция происходит в основном растворе.
Реакции, в которых один реагент подвергается как окислению, так и восстановлению, называются диспропорционированием. реакция .Бром, например, непропорционирует с образованием бромид и бромат-ионы при добавлении сильного основания к водному раствору брома.
| ОН — | |||||
| Br 2 | Br — | + | BrO 3 — |
Молекулярные окислительно-восстановительные реакции
Структуры Льюиса могут играть жизненно важную роль в понимании окислительно-восстановительных реакций.
со сложными молекулами.Рассмотрим, например, следующую реакцию, которая используется в
Алкотестер для определения количества этилового спирта или этанола в выдыхаемом воздухе.
лица, подозреваемые в управлении транспортным средством в нетрезвом виде.
3 CH 3 CH 2 OH ( г ) + 2 Cr 2 O 7 2- ( водн. ) + 16 H + ( водн. ) 3 CH 3 CO 2 H ( водн. ) + 4 Cr 3+ ( водн. ) + 11 H 2 O ( л )
Мы могли бы сбалансировать полуреакцию окисления в терминах молекулярных формул исходный материал и продукт этой полуреакции.
| Окисление: | C 2 H 6 O | C 2 H 4 O 2 |
Однако понять, что происходит в этой реакции, легче, если присвоить степени окисления к каждому из атомов углерода в структурах Льюиса компонентов эта реакция, как показано на рисунке ниже.
Атому углерода в группе CH 3 в этаноле присвоена степень окисления.
-3, так что он может уравновесить степени окисления трех атомов H, которые он несет.
Применение той же методики к группе CH 2 OH в исходном материале дает
степень окисления -1.
Углерод в группе CH 3 в уксусной кислоте, образующейся в этой реакции, имеет та же степень окисления, что и у исходного материала: -3.Есть изменение в степень окисления другого атома углерода, однако, от -1 до +3. Окисление Таким образом, полуреакция формально соответствует потере четырех электронов одним из атомы углерода.
| Окисление: | СН 3 СН 2 ОН | CH 3 CO 2 H | + | 4 e — |
Поскольку эта реакция протекает в кислотном растворе, мы можем добавить H + и H 2 O
молекул по мере необходимости, чтобы сбалансировать уравнение.
| Окисление: | СН 3 СН 2 ОН | + | H 2 O | CH 3 CO 2 H | + | 4 e — | + | 4 часа + |
Другая половина этой реакции включает шестиэлектронное восстановление Cr 2 O 7 2- ион в кислом растворе с образованием пары ионов Cr 3+ .
| Уменьшение: | Cr 2 O 7 2- | + | 6 e — | 2 Cr 3+ |
Добавление ионов H + и молекул H 2 O по мере необходимости дает следующее
сбалансированное уравнение для этой полуреакции.
| Уменьшение: | Cr 2 O 7 2- | + | 14 часов + | + | 6 e — | 2 Cr 3+ | + | 7 H 2 O |
Теперь мы готовы объединить две полуреакции, предположив, что электроны ни создано, ни разрушено в этой реакции.
| 3 (CH 3 CH 2 OH + H 2 O CH 3 CO 2 H + 4 e — + 4 H + ) |
| 2 (Cr 2 O 7 2- + 14 H + + 6 e — 2 Cr 3+ + 7 H 2 O) |
| 3 CH 3 CH 2 OH + 2 Cr 2 O 7 2- + 28 H + + 3 H 2 O |
| 3 CH 3 CO 2 H + 4 Cr 3+ + 12 H + + 14 H 2 O |
Упростим это уравнение, удалив 3 H 2 молекул O и 12 H + ионы с обеих сторон уравнения дает сбалансированное уравнение для этой реакции.
3 CH 3 CH 2 OH ( г ) + 2 Cr 2 O 7 2- ( водн. ) + 16 часов + ( водн. ) 3 CH 3 CO 2 H ( водн. ) + 4 Cr 3+ ( водн. ) + 11 H 2 O ( л )
| Практическая задача 8: Метиллитий (CH 3 Li) может использоваться для образования связей между углеродом и металлами основной группы или переходными металлы: HgCl 2 ( с ) + 2 CH 3 Li ( л ) Hg (CH 3 ) 2 ( л ) + 2 LiCl ( с ) WCl 6 (s) + 6 CH 3 Li ( л ) W (CH 3 ) 6 ( л ) + 6 LiCl ( с ) Может использоваться также для образования связей между углеродом и другими неметаллами: PCl 3 (s) + 3 CH 3 Li ( л ) P (CH 3 ) 3 ( л ) + 3 LiCl ( с ) или между атомами углерода: CH 3 Li ( л ) + H 2 CO ( г ) [CH 3 CH 2 OLi] CH 3 CH 2 OH ( л ) Используйте структуры Льюиса, чтобы объяснить стехиометрию следующих реакция окисления, используемая для синтеза метиллития: CH 3 Br ( л ) + 2 Li ( s ) CH 3 Li ( л ) + LiBr ( с ) Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на «Практика»
Проблема 8. |
Уравновешивающих окислительно-восстановительных уравнений
Уравновешивающих окислительно-восстановительных уравненийУравновешивание окислительно-восстановительных уравнений методом полуреакции в кислоте или основании
Этот метод уравновешивает все окислительно-восстановительные уравнения методом полуреакции, как если бы реакции проходят в кислом растворе. Последними обрабатываются реакции в основном растворе (если нужный).
1) Начните с общая реакция скелета. В качестве примера мы будем использовать следующее:
МнО 4 — (водн.) + Br — (водн.) MnO 2 (s) + BrO 3 — (водн.) (Пример имеет место в базовом растворе)
Написать скелет половинные реакции от общего скелета.Их:
МнО 4 — (водн.
) MnO 2 (s) и
Br — (водн.) BrO 3 — (водн.)
2) Сбалансировать все атомы, которые не являются водородом или кислородом (уже сделано в нашем примере)
3) Баланс кислорода добавив воды, получаем
МнО 4 — (водн.) MnO 2 (т) + 2 H 2 O (л)
3 H 2 O (л) + Br — (водн.) BrO 3 — (водн.)
4) Баланс Водород путем добавления H +
4 H + (водн.) + MnO 4 — (водн.) MnO 2 (т) + 2 H 2 O (л)
3 H 2 O (л) + Br — (водн.) BrO 3 — (водн.) + 6 H +
5) Баланс добавляя электроны (можно также посмотреть степень окисления и то, как они меняются, и добавить электроны таким образом), чтобы получить сбалансированные половинные реакции в кислоте:
3 е — +
4 H + (водн.
) + MnO 4 — (водн.)
MnO 2 (т) + 2 H 2 O (л) (уменьшение)
3 H 2 O (л) + Br — (водн.) BrO 3 — (водн.) + 6 H + (водн.) + 6 e — (Окисление)
6) Умножьте Уменьшите половину реакции (Mn) на 2, чтобы получить по 6 электронов с каждой стороны (чтобы они отменить) и сложить две половинные реакции:
6 e — + 8 H + (водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) 2 MnO 2 (т) + 4 H 2 O (л) (уменьшение)
3 H 2 O (л) + Br — (водн.) BrO 3 — (водн.) + 6 H + (водн.) + 6 e — (окисление)
2 часа + (водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) + Br — (водн.)
2 MnO 2 (т) + H 2 O (л) + BrO 3 — (водн.
) (Сумма)
Если реакция происходит в кислом растворе, на этом этапе все готово.Это всегда хорошо идея проверить, что все атомы и заряд сбалансированы с обеих сторон.
Для базового
решения (которые у нас есть в нашем примере) есть еще один шаг.
7) Теперь мы вспоминаем, что это действительно в ОСНОВНОМ РЕШЕНИИ, поэтому мы добавляем достаточно гидроксида.
иона (OH — ) к обеим сторонам уравнения, чтобы нейтрализовать все
кислотные протоны (H + ), образуя H 2 O из протонов и
добавление гидроксида к другой части уравнения.
Напомним наши сбалансированное уравнение из шага 6:
2 часа + (водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) + Br — (водн.) 2 MnO 2 (т) + H 2 O (л) + BrO 3 — (водн.) (Сумма)
В этом случае мы
у нас есть 2 H + , поэтому мы добавляем по 2 OH — с каждой стороны.
Напомним, что H + + OH — ——> H 2 O:
2 часа + (водн.) +2 OH — (водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) + Br — (водн.) 2 MnO 2 (т) + H 2 O (л) + BrO 3 — (водн.) + 2 ОН — (водн.)
Переписать (реагенты) 2 H + + 2 OH — как 2 H 2 O:
2 H 2 O (водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) + Br — (водн.) 2 MnO 2 (т) + H 2 O (л) + BrO 3 — (водн.) + 2 ОН — (водн.)
Отменить излишек воды с обеих сторон, и мы закончили.Всегда полезно проверить, что все атомы и заряд уравновешены с обеих сторон:
H 2 O
(водн.) + 2 MnO 4 — (водн.) + Br — (водн.
)
2 MnO 2 (т) + BrO 3 — (водн.) + 2 OH — (водн.)
Заключительные примечания: Там другие методы уравновешивания окислительно-восстановительных уравнений, особенно в основном решении.Вы можете использовать любой метод, который вам нравится, при условии, что вы покажете всю свою работу (и получите правильное сбалансированное уравнение в правильном решении в конце).
Глава 7 текст посвящен этой теме, хотя в нем больше внимания уделяется электрохимии. Упражняться Задачи взяты из Darrell D. Ebbing, General Chemistry, 4 th ed. Houghton-Mifflin: Boston, 1993.
.Сбалансировать следующие реакции, которые все протекают в воде и являются кислотными или основными, как отмеченный.
1) HI + HNO 3 Я 2 + НЕТ
2) Ag + H 2 SO 4 АГ 2 СО 4 + SO 2
3) MnCl 2 + КМно 4 + КОН МнО 2 + KCl
4) H 3 AsO 4 + Zn + HNO 3 AsH 3 + Zn (№ 3 ) 2
5) SnCl 2 + O 2 + HCl H 2 SnCl 6
6) К 2 МнО 4 MnO 2 + КМно 4 + КОН
7) Cr 2 O 7 2- + C 2 O 4 2- Кр 3+ + CO 2 (кислота)
8) Cu + NO 3 1- Cu 2+ + NO (кислота)
9) МнО 2 + HNO 2 Мн 2+ + НЕТ 3 1- (кислота)
10) Мн 2+ + H 2 O 2 MnO 2 + H 2 O (базовый)
11) МнО 4 1- + НЕТ 2 1- MnO 2 + НЕТ 3 1- (базовый)
12) Класс 2 Cl 1- + ClO 3 1- (базовый)
ОТВЕТЫ
1) 6 HI + 2 HNO 3 3 Я 2 + 2 НО + 4 H 2 O
2) 2 Ag + 2 H 2 SO 4 АГ 2 СО 4 + SO 2 + 2 H 2 O
3) 3 MnCl 2 + 2 КМно 4 + 4 КОН 5 МнО 2 + 6 KCl + 2 H 2 O
4) H 3 AsO 4 + 4 Zn + 8 HNO 3 AsH 3 + 4 Zn (№ 3 ) 2 + 4 H 2 O
5) 2 SnCl 2 + O 2 + 8 HCl 2 H 2 SnCl 6 + 2 H 2 O
6) 3 К 2 MnO 4 + 2 H 2 O MnO 2 + 2 КМно 4 + 4 КОН
7) Cr 2 O 7 2- + 3 C 2 O 4 2- + 14 часов + 2 Cr 3+ + 6 CO 2 + 7 H 2 O
8) 3 Cu + 2 НО 3 1- + 8 H 2 O 3 Cu 2+ + 2 НО + 4 H 2 O
9) МнО 2 + HNO 2 + H + Мн 2+ + НЕТ 3 1- + H 2 O
10) Мн 2+ + H 2 O 2 + 2 ОН 1- MnO 2 + 2 H 2 O
11) 2 MnO 4 1- + 3 НЕТ 2 1- + H 2 O 2 MnO 2 + 3 НЕТ 3 1- + 2 ОН 1-
12) 3 класс 2 + 6 ОН 1- 5 Cl 1- + ClO 3 1- + 3 H 2 O
Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом
У вас есть уравнение окислительно-восстановительного потенциала, которое вы не знаете, как сбалансировать? Помимо простой балансировки рассматриваемого уравнения, эти программы также предоставят вам подробный обзор всего процесса балансировки с помощью выбранного вами метода.
- Ионно-электронный метод (также называемый методом полуреакции)
- Метод изменения окислительного числа
- Метод агрегированных окислительно-восстановительных видов (или метод ARS) — Новое на сайте periodni.com [1]
ионно-электронным методом
В ионно-электронном методе (также называемом методом полуреакции) окислительно-восстановительное уравнение разделяется на два полууравнения — одно для окисления, а второе для восстановления. Каждую из этих полуреакций уравновешивают отдельно, а затем объединяют, чтобы получить сбалансированное окислительно-восстановительное уравнение.2+
Почему необходимо сбалансировать химические уравнения?
Сбалансированное химическое уравнение точно описывает количества реагентов и продуктов в химических реакциях.
Закон сохранения массы гласит, что масса не создается и не разрушается при обычной химической реакции.Это означает, что химическое уравнение должно иметь одинаковое количество атомов каждого элемента с обеих сторон уравнения. Также сумма зарядов на одной стороне уравнения должна быть равна сумме зарядов на другой стороне. Когда эти два условия выполняются, уравнение считается сбалансированным.
Рекомендации по уравновешиванию уравнений окислительно-восстановительного потенциала
- Шаг 1. Запишите несбалансированное уравнение
- Шаг 2. Разделите окислительно-восстановительную реакцию на полуреакции.
- a) Назначьте степени окисления для каждого атома
- б) Определите и запишите все окислительно-восстановительные пары в реакции
- c) Объединить эти окислительно-восстановительные пары в две полуреакции
- Шаг 3.Сбалансируйте атомы в каждой половине реакции
- a) Уравновесить все остальные атомы, кроме H и O
- б) Уравновесить атомы кислорода с помощью H 2 O
- c) Уравновесить атомы водорода с помощью H +
- d) В базовой среде добавьте по одному OH — с каждой стороны для каждой H +
- Шаг 4. Выровняйте расходы с помощью e —
- Шаг 5: Сделайте усиление электронов эквивалентным потере электронов в полуреакциях
- Шаг 6: сложите полуреакции вместе
- Шаг 7. Упростите уравнение
- Наконец, убедитесь, что элементы и заряды сбалансированы.
Выровняйте расходы с помощью e — Пример уравнения окислительно-восстановительного потенциала
Ионное уравнение против молекулярного вида
Когда уравнение записано в молекулярной форме, программа будет иметь проблемы с балансировкой атомов в полуреакциях (шаг 3.). Этого можно избежать, записав уравнение в ионной форме.
Разные решения
- KSCN + 4I 2 + 4H 2 O → KHSO 4 + 7HI + ICN
- SCN — + 5I 2 + 4H 2 O → HSO 4 — + 8I — + CN — + 2I + + 7H +
Как сбалансировать окислительно-восстановительные реакции в кислых и основных растворах
Балансировка окислительно-восстановительных реакций — важный навык для раздела «Химические и физические основы» MCAT, предметного теста GRE по химии и экзамена по химии AP.
Сегодня мы узнаем, как использовать метод полуэлементов для уравновешивания окислительно-восстановительных реакций в кислых и основных растворах. Сначала мы уравновесим окислительно-восстановительную реакцию в кислом растворе, затем мы уравновесим ту же окислительно-восстановительную реакцию в основном растворе.
Балансировка окислительно-восстановительных реакций в кислотном растворе
Рассмотрим следующую несбалансированную окислительно-восстановительную реакцию:
Попробуем уравновесить эту реакцию в кислом растворе.
Шаг 1. Разделите реакцию на половину реакции
Шаг 2: Сбалансируйте элементы, кроме H и O
К счастью, все атомы, кроме H и O, уже сбалансированы, поэтому мы можем перейти к следующему шагу.
Шаг 3. Сбалансируйте атомы O, добавив h3O
Шаг 4: Уравновесить атомы H, добавив H +
Шаг 5. Сбалансируйте расходы, добавив e-
Шаг 6: Добавьте половину реакции и упростите
Поскольку количество электронов в первой половине реакции (3e-) не равно количеству электронов во второй половине реакции (2e-), мы должны умножить реакции на коэффициенты, чтобы электроны уравнялись, когда мы их сложим.
.В этом случае мы умножаем первую реакцию на 2, чтобы получить 6e-, и вторую реакцию на 3, чтобы также получить 6e-.
Выполняя это, получаем:
Теперь мы можем сложить две реакции и заметить, что электроны с обеих сторон сокращаются.
Таким образом, наша сбалансированная реакция:
Подводя итог, шаги по уравновешиванию окислительно-восстановительных реакций в кислотном растворе следующие:
- Разделите реакцию на половину реакции
- Уравновесить элементы, отличные от Н и О
- Уравновесить атомы O, добавив h3O
- Уравновесить атомы H, добавив H +
- Уравновесите расходы, добавив e-
- Добавьте полуреакции и упростите
Теперь, когда мы узнали, как уравновесить окислительно-восстановительные реакции в кислотном растворе, мы узнаем, как уравновесить ту же реакцию в основном растворе.
Балансировка окислительно-восстановительных реакций в основном растворе
Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций в щелочном растворе немного сложнее, чем уравновешивание в кислотном растворе, потому что мы должны добавлять как H +, так и OH- в каждую половину реакции. Я выделю дополнительные шаги, пока мы продвигаемся по процессу.
Давайте вернемся к той же неуравновешенной реакции, что и выше:
Постараемся уравновесить эту реакцию в основном растворе.
Шаг 1. Разделите реакцию на половину реакции
Шаг 2: Сбалансируйте элементы, кроме H и O
К счастью, все атомы, кроме H и O, уже сбалансированы, поэтому мы можем перейти к следующему шагу.
Шаг 3. Сбалансируйте атомы O, добавив h3O
Шаг 4: Уравновесить атомы H, добавив H +
Шаг 5: Добавьте OH- к ОБЕИМ СТОРОНАМ нейтрализуйте любой H + [ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ШАГ]
Шаг 6.
Объедините H + и OH-, чтобы получить h3O [ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ШАГ]Упростим уравнения, чтобы получить:
Шаг 7. Упростите, исключив лишний h3O [ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ШАГ]
Шаг 8: Уравновесите расходы, добавив e-
Шаг 9: Добавьте половину реакции и упростите
Напомним, что мы должны умножить реакции на коэффициенты, чтобы электроны уравновешивались, когда мы их складываем.В этом случае мы умножаем первую реакцию на 2, чтобы получить 6e-, и вторую реакцию на 3, чтобы также получить 6e-.
Выполняя это, получаем:
Теперь мы можем сложить две реакции и заметить, что электроны с обеих сторон сокращаются.
Таким образом, наша окончательная сбалансированная реакция:
Вкратце, шаги по уравновешиванию окислительно-восстановительной реакции в основном растворе следующие:
- Разделите реакцию на половину реакции
- Уравновесить элементы, отличные от Н и О
- Уравновесить атомы O, добавив h3O
- Уравновесить атомы H, добавив H +
- Добавьте ионы OH- к ОБЕИМ СТОРОНАМ нейтрализуйте любой H +
- Объедините H + и OH-, чтобы получить h3O
- Упростите, исключив избыток h3O
- Уравновесите расходы, добавив e-
- Добавьте полуреакции и упростите
И вот оно! Надеюсь, вам понравилось это руководство, и вы сочли его полезным.
Для получения дополнительной практики по уравновешиванию окислительно-восстановительных реакций или других общих концепций химии я рекомендую проверить Khan Academy, UWorld MCAT Question Bank или ExamKrackers 1001 Questions in MCAT Chemistry workbook. Если вы заинтересованы в сотрудничестве со мной по подготовке к MCAT, свяжитесь с нами, нажав кнопку ниже!
ДОМ Главы курса Основы калькулятора Обзор математики Основные понятия Advanced Concepts Раздел Тесты Предварительное испытание Пост-тест Полезные материалы Глоссарий Онлайн-калькуляторы Калькулятор окислительно-восстановительного потенциала Калькулятор кинетики Аррениуса Калькулятор термодинамики Калькулятор ядерного распада Линейная регрессия наименьших квадратов Решатель уравнений метода Ньютона Калькулятор сжимаемости Калькулятор перевода единиц Калькулятор номенклатуры Ссылки по теме Калькуляторы Texas Instruments Калькуляторы Casio Калькуляторы Sharp Калькуляторы Hewlett Packard Кредиты Связаться с веб-мастером | Окислительно-восстановительные реакции или окислительно-восстановительные реакции во многом похожи на кислотно-основные реакции.  По сути, окислительно-восстановительные реакции — это семейство реакций, которые
связаны с передачей электронов между видами. Подобно кислотно-основным реакциям, окислительно-восстановительные реакции представляют собой согласованный набор — у вас нет реакции окисления, если бы одновременно не протекала реакция восстановления. Окисление относится к потере электронов, в то время как сокращение относится к увеличению количества электронов. Каждая реакция сама по себе называется «полуреакцией» просто потому, что нам нужны две (2) полуреакции, чтобы образовалась целая реакция.При записи окислительно-восстановительных реакций химики обычно записывают электроны в явном виде: Cu (s) —-> Cu 2+ + 2 e — Эта полуреакция говорит о том, что у нас есть твердая медь (без заряда), которая окисляется (теряет электроны) с образованием иона меди с зарядом плюс 2. Обратите внимание, что, как и в обозначении стехиометрии, мы имеем «баланс» между обеими сторонами реакции. У нас есть по одному (1) атому меди с обеих сторон, и заряды тоже уравновешены. Здесь два иона серебра (серебро с положительным зарядом) восстанавливаются за счет добавления двух (2) электронов с образованием твердого серебра.Аббревиатуры «водный» и «s» означают водный и твердый соответственно. Теперь мы можем объединить две (2) полуреакции, чтобы сформировать уравнение окислительно-восстановительного потенциала: Мы также можем обсудить отдельные компоненты этих реакций следующим образом. Если химическое вещество вызывает окисление другого вещества, мы называем его окислителем. В приведенном выше уравнении Ag + является окислителем, потому что он вызывает потерю электронов Cu (s). Окислители уменьшаются в процессе восстановителем. Cu (s), естественно, является восстановителем в этом случае, поскольку он заставляет Ag + набирать электроны. Вкратце, вот шаги, которые необходимо выполнить, чтобы сбалансировать уравнение окислительно-восстановительного потенциала в кислой среде (добавьте этап, отмеченный звездочкой в основной среде):
 Степень окисления определяется как эффективный заряд атома в соединении, рассчитанный в соответствии с установленным набором правил. Увеличение степени окисления соответствует окислению, а уменьшение — восстановлению. Степень окисления соединения имеет некоторую аналогию с измерениями pH и pK, обнаруженными в кислотах и основаниях — степень окисления предполагает силу или тенденцию соединения к окислению или восстановлению, чтобы служить окислителем или восстановителем. Правила показаны ниже.Просматривайте их в указанном порядке, пока не получите степень окисления.
 Используя это в качестве ориентира, всем остальным элементам были присвоены степени окисления. Например, если мы посмотрим на H 2 O и присвоим значение -2 атому кислорода, каждый атом водорода должен иметь степень окисления +1 по умолчанию, поскольку вода является нейтральной молекулой. Например, какова степень окисления серы в диоксиде серы (SO 2 )? Учитывая, что каждый атом кислорода имеет заряд -2, и зная, что молекула нейтральна, степень окисления серы должна быть +4.А как насчет сульфат-иона (SO 4 с общим зарядом -2)? Опять же, заряд всех атомов кислорода 4 x -2 = -8. Тогда сера должна иметь степень окисления +6, так как +6 + (-8) = -2, общий заряд иона. Поскольку сера в сульфате имеет более высокую степень окисления, чем в диоксиде серы, считается, что она более сильно окислена. Работа с окислительно-восстановительными реакциями — это принципиально бухгалтерский вопрос. Вы должны уметь учитывать все электроны, когда они переходят от одного вида к другому. Рассмотрим каждую половину реакции отдельно: Эта реакция показывает, что металлический алюминий окисляется с образованием иона алюминия с зарядом +3. Половина реакции ниже показывает, что кислород восстанавливается с образованием двух (2) ионов кислорода, каждый с зарядом -2. Если мы объединим эти две (2) полуреакции, мы должны сделать количество электронов равным с обеих сторон. Число 12 является общим кратным трех (3) и четырех (4), поэтому мы умножаем реакцию алюминия на четыре (4) и реакцию кислорода на три (3), чтобы получить по 12 электронов с обеих сторон. Теперь просто объедините реакции. Обратите внимание, что у нас по 12 электронов с обеих сторон, которые компенсируются. Позаботившись о количестве атомов, вы должны получить: Одним из наиболее полезных расчетов окислительно-восстановительных реакций является уравнение Нернста .Это уравнение позволяет рассчитать электрический потенциал окислительно-восстановительной реакции в «нестандартных» ситуациях. Существуют таблицы, показывающие, сколько напряжения или потенциала реакция способна производить или потреблять. Эти таблицы, известные как стандартные таблицы потенциалов, создаются путем измерения потенциала в «стандартных» условиях, при давлении 1 бар (1 атм), температуре 298 ° K (или 25 ° C, или комнатной температуре) и концентрация 1,0 М для каждого из продуктов. Этот стандартный потенциал, или E °, может быть скорректирован с помощью фактора, который включает фактическую температуру реакции, число молей переносимых электронов и концентрации окислительно-восстановительных реагентов и продуктов. Возможно, лучший способ понять это уравнение — это привести пример. Предположим, у нас есть такая реакция: Fe (s) + Cd 2+ (водн.) ——> Fe 2+ (водн.) + Cd (s)В этой реакции железо (Fe) окисляется до иона железа (II), а ион кадмия (Cd 2+ ) в водном растворе восстанавливается до твердого кадмия. Возникает вопрос: как ведет себя эта реакция в «нестандартных» условиях? Первое, на что нужно ответить — как он себя ведет в стандартных условиях? Нам нужно посмотреть на стандартный потенциал каждой полуреакции, а затем объединить их, чтобы получить чистый потенциал реакции.Две (2) полуреакции: Fe 2+ (водн.) + 2 e — ——> Fe (s), E ° = -0,44 VCd 2+ ( водн.) +2 e — ——> Cd (s), E ° = -0,40 В Обратите внимание, что обе полуреакции показаны как редукции — разновидность приобретает электроны и принимает новую форму. Но в полной реакции, описанной выше, Fe окисляется, поэтому половину реакции необходимо обратить вспять. Теперь возникает вопрос: каков полный потенциал (в вольтах) нестандартной реакции? Предположим снова, что у нас есть та же реакция, за исключением того, что теперь у нас есть 0,0100 M Fe 2+ вместо стандартных 1,0 M. Нам нужно использовать уравнение Нернста, чтобы помочь нам вычислить это значение. Если вы перейдете к Калькулятору полуреакции окислительно-восстановительного потенциала, вы должны заметить, что реакция выбрана, и соответствующие значения введены в поля. Поскольку у нас нет никаких видов «B» или «D», мы ввели ноль для их концентраций.Концентрация твердого Fe составляет 1,0 M (фактически, концентрации твердых веществ и растворителей (жидкостей) не входят в уравнение Нернста, но мы установили их равными 1,0, чтобы математика работала). Если вы нажмете кнопку «Оценить», вы должны узнать, что стандартный потенциал равен -0,44 В, а нестандартный потенциал равен -0,5 В. Снова с помощью калькулятора рассчитаем нестандартный потенциал реакции Cd.Предположим, у нас теперь есть концентрация Cd 2+ 0,005 M, каков ее потенциал? Калькулятор должен выдать стандартный потенциал -0,4 В и нестандартный потенциал -0,47 В. Поместите это значение в поле для второй полуреакции, затем нажмите «Оценить». Вы должны узнать, что чистый нестандартный потенциал составляет 0,03 В, что немного меньше, чем значение чистого стандартного потенциала. Поскольку это значение меньше чистого стандартного потенциала 0,04 В, в этой реакции меньше склонности к переносу электронов от реагентов к продуктам.Другими словами, будет меньше окисляться железа и восстановиться кадмий, чем в стандартных условиях. Проверьте использование калькулятора окислительно-восстановительного потенциала, рассчитав чистый стандартный потенциал для этой реакции: 2 Ag + (водный, 0,80 M) + Hg (l) ——> 2 Ag (s) + Hg 2 + (водн. , 0,0010M)Ответ: 0,025 В. Поскольку значение положительное, реакция будет работать с образованием указанных продуктов. Отрицательные значения потенциала указывают на то, что реакция имеет тенденцию оставаться в качестве реагентов, а не образовывать продукты.Чистый стандартный потенциал для этой реакции составляет 0,01 В — поскольку нестандартный потенциал выше, в этой реакции будут образовываться продукты, чем в стандартной реакции. Свободная энергия и стандартный потенциал также могут быть связаны следующим уравнением: Где: ΔG = изменение свободной энергии Если реакция спонтанная, она будет иметь положительное значение E o , отрицательное ΔG и большое значение K (где K — константа равновесия — это более подробно обсуждается в разделе кинетики). Энергия, выделяющаяся в любой спонтанной окислительно-восстановительной реакции, может использоваться для выполнения электрических работ с помощью электрохимической ячейки (устройства, в котором перенос электронов вынужден идти по внешнему пути, а не напрямую между реагентами. Ниже представлена схема электрохимической ячейки с цинком и медью, действующими в качестве электродов. Внешний электрический ток, подключенный к электрохимической ячейке, заставит электроны двигаться назад. Этот процесс называется электролизом. Это используется, например, для изготовления чего-нибудь позолоченного. Пример проблемы: если вы пытаетесь покрыть полосу алюминием, и у вас есть ток 10,0 А (ампер) в течение одного часа, какая масса Al образуется? Решение этой проблемы предполагает длительный процесс преобразования единиц: Практика окислительно-восстановительной задачи: сбалансировать следующую окислительно-восстановительную реакцию в кислотном растворе: S (s) + NO 3 — (водный) -> SO 2 (g) + NO (g) Доступен редокс-раствор. Практическая задача электролиза: Для удаления всего серебра из 0,250 л раствора, содержащего Ag + , требуется 2,30 мин при токе 2,00 А. Шаг 1.«-» + stackrelcolor (синий) (0) («I») _ 2 # Мы видим, что степень окисления # «Cl» # уменьшается с +5 до -1, а степень окисления # «I» # увеличивается с -1 до 0. Изменения степени окисления: # «Cl: +5 → -1»; «Change =» color (white) (m) «-6 (сокращение)» # Шаг 2. Выровняйте изменения степени окисления Нам нужно 6 атомов # «I» # на каждый 1 атом # «Cl» #.«-» + цвет (красный) (3) «I» _2 + цвет (синий) (3) «H» _2 «O» # Теперь у каждой формулы есть коэффициент. Уравнение должно быть сбалансированным. Шаг 6. Убедитесь, что все атомы сбалансированы. #ulbb (цвет «Атом» (белый) (м) «Слева» цвет (белый) (м) «Справа») # Шаг 7. |
Символ «e — » представляет свободный электрон с отрицательным зарядом, который теперь может выходить и восстанавливать некоторые другие частицы, например, в полуреакции:
Существует ряд правил и приемов для уравновешивания окислительно-восстановительных реакций, но в основном все они сводятся к рассмотрению каждой из двух полуреакций по отдельности. Рассмотрим, например, реакцию металлического алюминия с образованием оксида алюминия (Al 2 O 3 ). Неуравновешенная реакция следующая:
Последний шаг — объединить ионы алюминия и кислорода справа, используя метод перекрестного умножения:
Уравнение:
Проще говоря, потенциал для полуреакции железа теперь составляет 0,44 В. Чтобы получить потенциал для всей реакции, мы складываем две (2) полуреакции, чтобы получить 0.04 В для стандартного потенциала.
Если вы прокрутите калькулятор вниз, вы можете ввести 0,5 в качестве первой полуреакции. Мы снова меняем знак, так как мы фактически обращаем реакцию Fe в обратную сторону
Подумайте о реакции между цинком и медью. • Вместо того, чтобы помещать кусок цинка непосредственно в раствор, содержащий медь, мы можем сформировать ячейку, в которой твердые частицы цинка и меди помещаются в два разных раствора, таких как нитрат натрия.Два твердых тела называются электродами. Анод — это электрод, на котором происходит окисление и теряется масса, тогда как катод является электродом, на котором происходит восстановление и увеличивается масса. Два электрода соединены цепью, а два (2) раствора соединены «солевым мостиком», который позволяет ионам проходить через них. Анионы — это отрицательные ионы, и они движутся к аноду. Катионы — это положительные ионы, и они движутся к катоду.
Вы бы поместили медь в раствор с золотом и добавили бы ток, который заставляет ионы золота связываться с медью и, следовательно, покрывать медь. Время, ток и количество необходимых электронов определяют, сколько «покрытия» происходит. Ключ к решению проблем электолиза — это научиться преобразовывать единицы измерения.Полезная информация: 1 А = 1 Кл / сек; 96 500 кулонов могут дать один (1) моль e — ; количество необходимых электронов определяется зарядом иона
«-» + «I» _2 #