Окислительно-восстановительные реакции. Много примеров

1 вариант

«3»

1. H₂O₂ = H₂O + O₂

2. (NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + H₂O

3. H₂S + SO₂ = S + H₂O

4. Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NO + H₂O

5. Zn + H₂O + NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

6. Zn + H₂SO

   ₄ →  ZnSO₄+ H₂S + H₂O

7. KClO₃ = KCl + KClO₄

«4»

1. MnCO₃ + KClO₃ = MnO₂ + KCl + CO₂

2. Fe₂O₃ + CO ® Fe + CO₂

3. (NH₄)₂CrO₄ = Cr₂O₃ + N₂ +H₂O + NH₃

4. KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ =MnSO₄

   + H₂O + Na₂SO₄ + K₂SO₄

5. Na₂SO₃ + KOH + KMnO₄ ® Na₂SO₄ + H₂O + K₂MnO₄

6. KMnO₄ + H₂О +Na₂SO₃ = MnО_2(т) + Na₂SO₄ + КОН

7. 

«5»

1. As₂ S₃

   + HNO₃ = H₃ AsO₄ + H₂ SO₄ + NO

2. HCl + K₂Cr₂O₇  CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

3. KMnO₄ + NaBr + H₂SO₄   = K₂SO₄ + Br₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

4. K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄

   )₃ + O₂ + H₂O + K₂SO₄

5. H₂S + КMnO₄ = К₂ SO₄ + MnO₂ + КOH +H₂O

6. Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + NaOH  =  Na₂CrO₄ + NaBr + Na₂SO₄ + H₂O

7. K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ = I₂ + Cr₂(SO₄)₃

   + K₂SO₄ + H₂0

2 вариант

«3»

1. НCl + МnО₂ = Сl₂ + MnСl₂ + Н₂О

2. Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

3. N₂+Н₂ = NH₃

4. NO + O₂ = NO₂

5. NO₂ + Са = СаО + Са₃N₂

6. НNO₃ = NO₂ +O

   ₂ + Н₂O

7. NO₂ + O₂ + Н₂O = НNO₃

«4»

1. Н₂S + КМnO₄ + Н₂SО₄ → S + МnSО₄ + К₂SO₄ + Н₂О

2. N₂ + Мg = Мg₃N₂

3. NH₃ + O₂ = N₂ + Н₂O

4. NO₂ + Н₂ = NНз + Н₂

   O

5. NO₂ + O₂ + КOН = КNO₃ + Н₂O

6. НNО₃ + Н₂S = Н₂S0₄ + NO₂ + Н₂O

7. PH₃ + HMnO₄  =  H₃PO₄ + MnO₂ + H₂O

«5»

1. 1. Na₂SO_{3  +} KMnO₄ + KOH  = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

   2. Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O  = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

   3. KOH + H₃PO₄=  K₃PO₄ + H₂O

   4. P +KOH + H₂O =  KH₂PO₄ + PH₃

   5. Br₂ + KOH_(хол) =  KBrO + KBr + H₂O

   6. Br₂ + KOH_(гор)  =  KBr + KBrO₃ + H₂O

   7. Ca + 10HNO_3(конц

      ) =  Сa(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

1.

3Mg + N₂ =Mg₃N₂

3Mg + 2NH₃= Mg₃N₂ + 3H₂

4Mg + 10HN0₃ =  4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

NH₃ + HNO₃=  NH₄NO₃

2.

4Ca + 10HNO_3(конц) =  4Сa(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

4Ca + 10HNO_3(разб)= 4Сa(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

P + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

3Ca + 2P =  Ca₃P₂

3.

Na

2SO_{3  +} 2KMnO₄ + 2KOH  = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O  = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

Na₂SO₃ + H₃PO₄  = NaH₂PO₄ + NaHSO₃

3KOH + H₃PO₄=  K₃PO₄ + 3H₂O

4.

Cu + 4HNO_3(конц) =  Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_3(разб)  = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

CuS + 8HNO_3(конц)  = CuSO₄+ 8NO₂ + 4H₂O

2Cu + 2NO = 2CuO + N₂

5.

S + 6HNO_3(конц

₎ =  H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO_4(конц) =  3SO₂ + 2H₂O

H₂S + 2HNO_3(конц) =  S + 2NO₂ + 2H₂O

H₂S + 3H₂SO_4(конц) =  4SO₂ + 4H₂O

6.

2FeCl₃ + 2NaI =  2NaCl + 2FeCl₂ + I₂

FeCl₃ + 3CsOH  =  Fe(OH)₃↓ + 3CsCl

H₂SO₄ + 2CsOH  =  Cs₂SO₄ + 2H₂O

Na₂Cr₂O₇ + 2CsOH  =  Na₂CrO₄ + Cs₂CrO₄ + H₂O

Na₂Cr₂O₇ + 6NaI + 7H₂SO₄  =  Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4Na₂SO₄ + 7H₂O

7.

2Al + 3Cl₂  =  2AlCl₃

2KI + Cl₂  =  I₂ + 2KCl

2KI + 2H₂SO_4(конц)  =  I₂ + K₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

t

2Al + 6H₂SO_4(конц) =  Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

8.

C + 2H₂SO_4(конц)=  CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

3C + 8H₂SO₄ + 2K₂Cr₂O₇  =  3CO₂ + 2Cr₂(SO₄)₃ + 2K₂SO₄ + 8H₂O

C + 2H₂  = CH₄

K₂Cr₂O₇ + 2H₂SO₄  =  2KHSO₄ + 2CrO₃ + H₂O

9.

NaOH + HCl  =  NaCl + H₂O

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

NaHCO₃ + NaOH  =  Na₂CO₃ + H₂O

Si + 4NaOH  =  Na₄SiO₄ + 2H₂↑

10.

2Al_{(безокс.пя)}  + 6H₂O  =  2Al(OH)₃ + 3H₂↑

NaOH + HNO₃ =  NaNO₃ + H₂O

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

2Al + 2NaOH + 6H₂O =  2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

(Допустимо Na₃[Al(OH)₆])

11.

Na₂S + H₂S  = 2NaHS

3Na₂S + 2AlCl₃ +6H₂O  = 3H₂S + 2Al(OH)₃ +6NaCl

Na₂S + Cl₂ =  2NaCl + S

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S

12.

Na₂O +Fe₂O₃ = 2NaFeO₂

2HI + Na₂O = 2NaI + H₂O

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Fe₂O₃ + 6HI  =  2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

13.

K₃[Al(OH)₆] + AlCl₃ = 2Al(OH)₃ + 3KCl

K₃[Al(OH)₆] + 3H₂S  = Al(OH)₃ + 3KHS + 3H₂O

H₂S + 2RbOH = Rb₂S + 2H₂O

AlCl₃ + 3RbOH =  Al(OH)₃ + 3RbCl

14.

K₂CO₃ + CO₂ + H₂O  =  2KHCO₃

2K₂CO₃ + H₂O + MgCl₂ =  (MgOH)₂CO₃ + CO₂ + 4KCl

2KHCO₃ + MgCl₂  =  MgCO₃ + 2KCl + CO₂ + H₂O

CO₂ + 2Mg  =  C + 2MgO

15.

5NaNO₃ + 2P  =  5NaNO₂ + P₂O₅

5Br₂ + 2P  = 2PBr₅

4P + 3KOH + 3H₂O =  3KH₂PO₄ + PH₃

Br₂ + 2KOH_(хол) =  KBrO + KBr + H₂O

3Br₂ + 6KOH_(гор)  =  5KBr + KBrO₃ + 3H₂O

infourok.ru

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Видеоурок. Химия 9 Класс

Данный урок раскрывает возможность использования метода электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Рассмотрены примеры расстановки коэффициентов в уравнениях некоторых окислительно-восстановительных реакций с участием сложных веществ.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует учесть, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Должен соблюдаться электронный баланс.

В качестве примера рассмотрим реакцию соляной кислоты с перманганатом калия.

Запишем схему данной реакции, зная, что продуктами реакции являются хлорид калия, хлорид марганца, хлор и вода:

HCl + KMnO₄ → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Расставить коэффициенты в схеме такой реакции методом подбора достаточно сложно. В таком случае используют метод электронного баланса.

Дальше необходимо расставить значения степеней окисления химических элементов и определить, у каких элементов степень окисления изменилась:

+1 -1  +1+7 -2   +1 -1  +2 -1     0     +1 -2

HCl + KMnO₄ → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

Записываем схемы процессов окисления и восстановления:

   +7                 +2

Mn +5e = Mn

    -1                  0

2Cl – 2e = Cl₂

(Как правило, простое вещество в полуреакциях окисления или восстановления записывают в молекулярном виде – в данном случае Cl₂. Тогда в левой части полуреакции должно быть два атома хлора. Один атом хлора теряет один электрон, а два атома – два электрона.)

Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, домножим первую полуреакцию на 2, а вторую – на 5.

   +7                   +2

Mn +5e = Mn       2     окислитель, восстанавливается

    -1                     0

2Cl – 2e = Cl₂      5        восстановитель, окисляется

Получаем:

   +7                         +2

2Mn +10e = 2Mn      

   -1                           0

10Cl – 10e = 5Cl₂     

Полученные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения:

HCl + KMnO₄ → KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + H₂O

Теперь находим коэффициенты для формул всех остальных веществ:

16HCl + 2KMnO₄ = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

Получили уравнение реакции.

 

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.68-71)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительно-восстановительные реакции» / авт.-сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учитель, 2007. (с.12-20)

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.55)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

 

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник). 

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) (Источник). 

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник). 

 

Домашнее задание

1. №10.46 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. №№7.17, 7.26 из сборника задач и упражнений по химии (8-11 классы), автор — А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009.

interneturok.ru

Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы

Прежде чем приводить примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, выделим основные определения, связанные с данными превращениями.

Те атомы или ионы, которые в ходе взаимодействия меняют степень окисления с понижением (принимают электроны), называют окислителями. Среди веществ, обладающих такими свойствами, можно отметить сильные неорганические кислоты: серную, соляную, азотную.

Окислитель

Также к сильным окислителям относятся перманганаты и хроматы щелочных металлов.

Окислитель принимает то количество электронов в ходе реакции, которое необходимо ему до завершения энергетического уровня (установления завершенной конфигурации).

Восстановитель

Любая схема окислительно-восстановительной реакции предполагает выявление восстановителя. К нему относят ионы или нейтральные атомы, способные повышать в ходе взаимодействия показатель степени окисления (отдают электроны иным атомам).

В качестве типичных восстановителей можно привести атомы металлов.

Процессы в ОВР

Чем еще характеризуются ОВР? Окислительно-восстановительные реакции характеризуются изменением степеней окисления у исходных веществ.

Окисление предполагает процесс отдачи отрицательных частиц. Восстановление предполагает принятие их от других атомов (ионов).

Алгоритм разбора

Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением предлагаются в различных справочных материалах, предназначенных для подготовки старшеклассников к выпускным испытаниям по химии.

Для того чтобы успешно справиться с предлагаемые в ОГЭ и ЕГЭ заданиями, важно владеть алгоритмом составления и разбора окислительно-восстановительных процессов.

1. В первую очередь проставляют зарядовые величины у всех элементов в веществах, предложенных в схеме.
2. Выписываются атомы (ионы) из левой части реакции, которые в ходе взаимодействия, поменяли показатели.
3. При повышении степени окисления используется знак «-», а при понижении «+».
4. Между отданными и принятыми электронами определяется наименьшее общее кратное (число, на которое они делятся без остатка).
5. При делении НОК на электроны, получаем стереохимические коэффициенты.
6. Расставляем их перед формулами в уравнение.

Первый пример из ОГЭ

В девятом классе далеко не все школьники знают, как решать окислительно-восстановительные реакции. Именно поэтому они допускают множество ошибок, не получают высоких баллов за ОГЭ. Алгоритм действий приведен выше, теперь попробуем отработать его на конкретных примерах.

Особенность заданий, касающихся расстановки коэффициентов в предложенной реакции, выданных выпускникам основной ступени обучения, в том, что и левая, и правая части уравнения даны.

Это существенно упрощает задачу, так как не нужно самостоятельно придумывать продукты взаимодействия, подбирать недостающие исходные вещества.

Например, предлагается с помощью электронного баланса выявить коэффициенты в реакции:

CuO+Fe=FeO+Cu

На первый взгляд, в данной реакции не требуются стереохимические коэффициенты. Но, для того, чтобы подтвердить свою точку зрения, необходимо у всех элементов зарядовые числа.

В бинарных соединениях, к которым относится оксид меди (2) и оксид железа (2), сумма степеней окисления равна нулю, учитывая, что у кислорода она -2, у меди и железа данный показатель +2. Простые вещества не отдают (не принимают) электроны, поэтому для них характерна нулевая величина степени окисления.

Составим электронный баланс, показав знаком «+» и «-» количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов.

Cu²⁺+2e=Cu0;

Fe⁰-2e=Fe²⁺.

Так как количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов одинаково, нет смысла находить наименьшее общее кратное, определять стереохимические коэффициенты, ставить их в предложенную схему взаимодействия.

Для того чтобы получить за задание максимальный балл, необходимо не только записать примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, но и выписать отдельно формулу окислителя (CuO) и восстановителя (Fe).

Второй пример с ОГЭ

Приведем еще примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, которые могут встретиться девятиклассникам, выбравшим химию в качестве выпускного экзамена.

Допустим, предлагается расставить коэффициенты в уравнении:

Na+HCl=NaCl+H₂.

Для того чтобы справиться с поставленной задачей, сначала важно определить у каждого простого и сложного вещества показатели степеней окисления. У натрия и водорода они будут равны нулю, так как они являются простыми веществами.

В соляной кислоте водород имеют положительную, а хлор — отрицательную степень окисления. После расстановки коэффициентов получим реакцию с коэффициентами.

Как дополнить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением, встречающиеся на ЕГЭ (11 класс), предполагают дополнение пропусков, а также расстановку коэффициентов.

Например, нужно электронным балансом дополнить реакцию:

H₂S+ HMnO₄= S+ MnO₂ +…

Определите восстановитель и окислитель в предложенной схеме.

Как научиться составлять окислительно-восстановительные реакции? Образец предполагает использование определенного алгоритма.

Сначала во всех веществах, данных по условию задачи, необходимо поставить степени окисления.

Далее нужно проанализировать, какое вещество может стать неизвестным продуктом в данном процессе. Поскольку в здесь присутствует окислитель (в его роли выступает марганец), восстановитель (им является сера), в искомом продукте не меняются степени окисления, следовательно, это вода.

Рассуждая о том, как правильно решать окислительно-восстановительные реакции, отметим, что следующим этапом будет составление электронного соотношения:

Mn⁺⁷ принимает 3 e= Mn⁺⁴;

S^-2 отдает 2e= S⁰.

Катион марганца является восстановителем, а анион серы – типичный окислитель. Поскольку наименьшим кратным между принятыми и отданными электронами будет 6, получаем коэффициенты: 2, 3.

Последним этапом будет постановка коэффициентов в исходное уравнение.

3H₂S+ 2HMnO₄= 3S+ 2MnO₂+ 4H₂O.

Второй образец ОВР в ЕГЭ

Как правильно составить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением помогут отработать алгоритм действий.

Предлагается методом электронного баланса заполнить пропуски в реакции:

PH₃+ HMnO₄ = MnO₂ +…+…

Расставляем у всех элементов степени окисления. В данном процессе окислительные свойства проявляются марганцем, входящим в состав марганцовой кислоты, а восстановителем должен быть фосфор, меняя свою степень окисления на положительную в фосфорной кислоте.

Согласно сделанному предположению, получаем схему реакции, затем составляем уравнение электронного баланса.

P^-3 отдает 8 e и превращается в P⁺⁵;

Mn⁺⁷ принимает 3e, переходя в Mn⁺⁴.

НОК будет 24, поэтому у фосфора должен присутствовать стереометрический коэффициент 3, а у марганца -8.

Ставим коэффициенты в полученный процесс, получаем:

3 PH₃+ 8 HMnO₄= 8 MnO₂+ 4H₂O+ 3 H₃PO₄.

Третий пример из ЕГЭ

Путем электронно-ионного баланса нужно составить реакцию, указать восстановитель и окислитель.

KMnO₄+ MnSO₄+…= MnO₂ +…+ h3SO₄.

По алгоритму расставляем у каждого элемента степени окисления. Далее определяем те вещества, что пропущены в правой и левой частях процесса. Здесь дан восстановитель и окислитель, поэтому в пропущенных соединениях степени окисления не меняются. Упущенным продуктом станет вода, а исходным соединением – сульфат калия. Получаем схему реакции, для которой составим электронный баланс.

Mn⁺²-2 e= Mn⁺⁴ 3 восстановитель;

Mn⁺⁷+3e= Mn⁺⁴ 2 окислитель.

Записываем коэффициенты в уравнение, суммируя атомы марганца в правой части процесса, так как он относится к процессу диспропорционирования.

2KMnO₄+ 3MnSO₄+ 2H₂O= 5MnO₂+ K ₂SO₄+ 2H₂SO₄.

Заключение

Окислительно-восстановительные реакции имеют особое значение для функционирования живых организмов. Примерами ОВР являются процессы гниения, брожения, нервной деятельности, дыхания, обмена веществ.

Окисление и восстановление актуальны для металлургической и химической промышленности, благодаря таким процессам можно восстанавливать металлы из их соединений, защищать от химической коррозии, подвергать обработке.

Для составления окислительно-восстановительного процесса в органической или неорганической химии необходимо использовать определенный алгоритм действий. Сначала в предложенной схеме расставляют степени окисления, потом определяют те элементы, которые повысили (понизили) показатель, записывают электронный баланс.

Далее между принятыми и отданными электронами необходимо определить наименьшее кратное, вычислить математическим путем коэффициенты.

При соблюдении последовательности действий, предложенной выше, можно без проблем справиться с заданиями, предлагаемыми в тестах.

Помимо метода электронного баланса, расстановка коэффициентов возможна также путем составления полуреакций.

fb.ru

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.

Метод электронного баланса

В его основе 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. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺ (см. схему):

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, 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. Составим электронные уравнения и найдем 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:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: 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:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

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

6H⁺ + 3O^-2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

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

 

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). 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.

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

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- + MnO₄^— + 2H⁺ = Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

3. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄^— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn²⁺. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄^—, который, соединяясь с H⁺, образует воду:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 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. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O        ¦2             окислитель, процесс восстановления

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

 

5. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^— + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

6. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

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

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + H₂O = MnO₂ + SO₄^2- + OH^—

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:

3SO₃^2- + 2MnO₄^— + H₂O =2 MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + OH^— = MnO₂ + SO₄^2- + H₂O

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:

SO₃^2- + 2MnO₄^— + 2OH^— = 2MnО₄^2- + SO₄^2- + H₂O

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2K₂MnO₄ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

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.

zadachi-po-khimii.ru