Fe h2o o2 уравнение реакции овр

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de4d0f43d2c7b5b • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса: 1) . Fe2O3 + . Н2 -> . Fe + . Н2О

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,289
• гуманитарные 33,621
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,151
• разное 16,830

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Процессы, протекающие в природе и осуществляемые человеком, в большинстве своём представляют ОВР. Такие важнейшие процессы, как дыхание, обмен веществ, фотосинтез (6CO2+H2O = C6H12O6 + 6O2), — всё это ОВР.

В промышленности с помощью ОВР получают аммиак, серную, соляную кислоты и многое другое.

Восстановление металлов из руд — фактически основа всей металлургической промышленности — тоже окислительно-восстановительные процессы. Например, реакция получения железа из гематита: 2Fe2O3 + 3С = 4Fe+3CO2.

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

• восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем,

SO2 + H2O2 = H2SO4

• окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул),
• внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель),
• диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента),
• репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

• Внутримолекулярные ОВР — это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай — это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах, приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов. Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

1. Записывается уравнение реакции.
2. Определяются СО элементов.
3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

• Уравнение: Al + O2 = Al2О3
• СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al0 + O20 = Al+32O-23

• Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al0 -3е = Al+3 коэффициент 4,

O20 +4e = 2O-2 коэффициент 3.

• Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4Al + 3O2 = Al2O3

• Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

• Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K+1Cl-1 + K+1Mn+7O4-2 + H2+1S+6O4-2 = Cl20 + Mn+2S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + H2+1O-2

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn+7 +5е = Mn+2 множитель два,

2Cl-1 -2е = Cl20 множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10K+1Cl-1 + 2K+1Mn+7O4-2 +H2SO4 = 5Cl20 + 2Mn+2S+6O4-2 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

• Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц.) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

Cu0 + H+1N+5O3-2 = N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4

Cu0 -2е = Cu+2 множитель один,

N+5 +1е = N+4 множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu0 + 4H+1N+5O3-2 = 2N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Уравниваем остальные элементы:

Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2H2O

• Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2+1Сr2+6О7-2 + Н2+1S-2 + Н2+1S+6O4-2 = S0 + Сr2+3(S+6O4-2)3 + K2+1S+6O4-2 + H2O

S-2 –2e = S0 коэффициент 3,

2Cr+6 +6e = 2Cr+3 коэффициент 1.

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH &lt,7 кислая среда),
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда),
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH &gt,7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O72- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах: