Рассмотрите реакции как овр составьте электронный баланс

Рассмотрите реакции как овр составьте электронный баланс

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

  1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
  2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
  3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
  4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I20. Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S0. Сульфид калия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO3. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl20, хлористый водород является восстановителем.

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl2. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО2:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn2+, в нейтральной или слабощелочной — до MnO2, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO42–. Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr3+:

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3–:

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Тренировочные задания

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H2O + KNO3 + KOH → K[Al(OH)4] + NH3↑.

2. KNO3 + Al → KAlO2 + Al2O3 + N2.

3. Na2O2 + H2SO4 + KMnO4 → O2↑ + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

4. NaCl + H2SO4 + MnO2 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

5. NaCl + H2SO4 + KMnO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

6. KNO2 + H2SO4 + MnO2 → MnSO4 + KNO + H2O.

7. KI + H2SO4 + KMnO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

8. KI + K2Cr2O7 + H2SO4 → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

9. C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

10. PbO2 + HNO3 + KI → Pb(NO3)2 + I2 + KNO3 + H2O.

11. PbO2 + HNO3 + Mn(NO3)2 → Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O.

12. NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

13. KNO2 + KMnO4 + H2SO4 → KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

14. KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

15. KNO2 + KI + H2SO4 → NO + I2 + K2SO4 + H2O.

16. KNO2 + FeSO4 + H2SO4 → NO + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

17. Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO.

18. Sb + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + H2O.

19. H2O2 + H2SO4 + KMnO4 → MnSO4 + O2 + H2O + K2SO4.

20. S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O.

21. H2S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O.

22. H2S + KMnO4 → MnO2 + S + H2O + KOH.

23. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

24. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

25. KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH.

26. KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.

27. K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

28. H2SO4 + C → SO2 + CO2 + H2O.

29. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2S + H2O.

30. H2SO4 + KBr → SO2 + Br2 + KHSO4 + H2O.

31. H2SO4 + KI → H2S + I2 + K2SO4 + H2O.

32. PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O.

33. K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O.

34. KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O.

35. KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O.

36. HClO3 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + HCl + H2O.

37. NaBrO3 + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O.

38. HNO3 + I2 → HIO3 + NO2 + H2O.

39. HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O.

40. H2SO4 + HI → I2 + H2S + S + H2O.

41. Fe2(SO4)3 + HI → FeSO4 + I2 + H2SO4.

42. HIO3 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + I2 + H2O.

43. NaIO3 + NaI + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + H2O.

44. KMnO4 + Cu2O + H2SO4 → MnSO4 + CuSO4 + K2SO4 + H2O.

45. HNO3 + Cu2S → CuSO4 + Cu(NO3)2 + NO2 + H2O.

46. H2SO4 + Cu2S → CuSO4 + SO2 + H2O.

47. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.

48. Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O.

49. PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

50. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

51. H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

52. Ca3P2 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Ответы

Источник

k-tree

Электронный учебник

Калькулятор ОВР

Калькулятор ОВР – это способ составить уравнение электронного и массового баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции

Статья об окислительно-восстановительных реакциях здесь.

Источник


Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

1

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:

HI плюс H_2$SO_4 to$I_2$ плюс H_2$S плюс H_2$O

Определите окислитель и восстановитель.

2

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:

H$_2$SO$_4$ плюс Cu$_2$O to$ CuSO$_4$ плюс SO$_2$ плюс H$_2$O

Определите окислитель и восстановитель

3

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:

HNO$_3$ плюс FeO to$ Fe левая круглая скобка NO$_3$ правая круглая скобка $_3$ плюс NO плюс H$_2$O

Определите окислитель и восстановитель

4

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:

H$_2$S плюс KClO$_3$ $to$ S плюс KCl плюс H$_2$O

Определите окислитель и восстановитель

5

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:

KNO$_3$ плюс Al плюс KOH плюс H$_2$O $to$ NH$_3$ плюс K левая квадратная скобка Al левая круглая скобка OH правая круглая скобка $_4$ правая квадратная скобка

Определите окислитель и восстановитель

Пройти тестирование по этим заданиям

Источник

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Ключевые слова конспекта: окислительно-восстановительные реакции, метод электронного баланса, окисление, восстановление, расстановка коэффициентов.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается. Восстановление – процесс приёма электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Темы, связанные с настоящим конспектом:

  • Степень окисления химических элементов
  • Окислительно-восстановительные реакции
  • Окислители и восстановители

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Рассмотрим составление схем электронного баланса на примере горения фосфора (а) и взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой (б).

  1. Запишем схемы реакций, вычислим степени окисления элементов и определим элементы, у которых они меняются:

  1. Составим схемы, отражающие процессы перехода электронов:

  1. Определим, какой процесс является окислением, а какой – восстановлением; какой элемент является окислителем, а какой – восстановителем:

  1. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого найдём наименьшее общее кратное для числа отданных и числа принятых электронов. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов находим коэффициенты:

  1. Перенесём коэффициенты в исходную схему (п. 1), преобразуя её в уравнение реакции:

Перед формулой HCl мы не поставили коэффициент, так как не все ионы Cl– участвовали в окислительно-восстановительном процессе, часть из них участвовала в образовании солей.

В уравнении (б) требуется уравнять количество атомов элементов, не участвующих в окислительно-восстановительном процессе (К, Н, частично Cl). Получаем уравнение:

При правильной расстановке коэффициентов количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения будет одинаково (в случае (б) – 8).

Метод электронного баланса

Алгоритм расстановки коэффициентов на примерах

Пример 1. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

1) Определяем степени окисления всех элементов;
2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;
3) Составляем электронный баланс

Число принятых и отданных электронов переносим крест –накрест и сокращаем. Это множители, которые позволяют осуществить закон сохранения: число принятых электронов должно быть равно числу отданных электронов.

Теперь эти множители нужно внести в схему реакции, они должны стать коэффициентами. Перед атомами меди в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 3. В этом действии можно не сомневаться, так как медь в левой и правой части встречается только по одному разу.
3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + NO + H2O

А вот с азотом возникает вопрос: к какому из атомов азота относится коэффициент 2? Ответ: к тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +2. Ставим коэффициент 2 перед NO.
3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: в правой части после выставления коэффициентов из баланса перед всеми атомами азота есть коэффициенты, пересчитаем азот в правой части – 8, ставим этот коэффициент перед азотной кислотой.
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Теперь в левой части поставлен коэффициент перед водородом, число его атомов 8. Ставим в правую часть перед водой 4.
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. 24 = 24.
Если равно – коэффициенты расставлены правильно, если нет – ищем ошибку.

Пример 2. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O

1) Определяем степени окисления всех элементов;
2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;
3) Составляем электронный баланс

Перед атомами марганца в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 2. В этом действии можно не сомневаться, так как марганец в левой и правой части встречается только по одному разу.
2KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

С серой возникает вопрос: к какому из атомов серы относится коэффициент 5? К тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +4. Ставим коэффициент 5 перед K2SO3.
2KMnO4 + 5K2SO3 + H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: калий (в левой части 10+2=12, перед K2SO4 поставим 6.
2KMnO4 + 5K2SO3 + H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O

Теперь в правой части поставлены коэффициенты перед серой, число её атомов 8. В левой части уже есть коэффициент перед серой 5, не хватает еще 3.
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O

Сравниваем число атомов водорода. Ставим перед водой 3.
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. 35 = 35.

Случаи, когда индекс при химическом элементе
вносится в электронный баланс.

Случай 1. Если формула простого вещества записывается с индексом: NH3 + O2 → NO + H2O

5 ставим перед простым веществом – кислородом,
4 – перед азотом в левой и правой части уравнения,
уравниваем водород, проверяем кислород.
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Случай 2. Если в молекуле атомы одного элемента соединены между собой (то есть присутствует ковалентная неполярная связь): пероксиды, дисульфиды, тиосульфат, веселящий газ, органические вещества: Cr(OH)3 + H2O2 + KOH –> K2CrO4 + H2O

3 ставим перед пероксидом водорода,
2 – перед хромом в левой и правой части уравнения,
уравниваем калий, потом – водород, проверяем кислород.
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 8H2O

Случай 3. Если у одного элемента в левой и правой части уравнения есть одинаковый индекс: K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 –> Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Перед сульфитом ставим 3, перед хромом в левой и правой части коэффициент не нужен, уравниваем калий (в правой части перед сульфатом калия ставим 4), затем – серу (в левой части перед серной кислотой – 4), водород – перед водой 4, проверяем кислород.
K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

Вы смотрели конспект урока по химии «Метод электронного баланса».

Следующая тема: «Окислители и восстановители».

Источник

Электронный баланс



Знаток

(406),
закрыт



9 лет назад

Вячек

Высший разум

(391245)


9 лет назад

Здесь не все реакции – окислительно-восстановительные!
б) CH4 + O2 = CO2 + H2O
Электронный баланс:
C(-4) – 8e = C(+4)—–x1 углерод окисляется, СН4 – восстановитель
O2(0) + 4e = 2O(2-)—!x2 кислород восстанавливается, он – окислитель
в) 4Al + 3O2 = 2Al2O3
Электронный баланс:
Al(0) – 3e = Al(+3)—–x4 алюминий окисляется, он – восстановитель
O2(0) + 4e = 2O(2-)—!x3 кислород восстанавливается, он – окислитель
————————-
Остальные две реакции (д, е) – по образу и подобию. Успехов!

Источник

Добавить комментарий