Окислительно восстановительные реакции примеры уравнений 11 класс

Окислительно-восстановительные реакции (11 класс)
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс) на тему

Примеры окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде для подготовки к ЕГЭ.

Скачать:

Вложение	Размер
ОВР для ЕГЭ (часть С)	165 КБ

Предварительный просмотр:

ОВР, рекомендованные при подготовке к ЕГЭ.

FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

H 2 S + HNO 3 (конц.) →

H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O

H 2 S + HNO 3 (конц.) →

H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) →

H 2 S + H 2 SO 3 →

H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

NaJ + NaJO 3 + H 2 SO 4 →

J 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O

KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

Br 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

H 2 SiF 6 + NO + H 2 O

KJ + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

J 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

CH 3 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

HCOOH + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

HCOH + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

HCOOH + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

As 2 S 3 + HNO 3 →

H 3 AsO 4 + SO 2 + NO 2 + H 2 O

As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O →

H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

FeCl 2 + KMnO 4 + HCl →

FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

Zn + H 2 SO 4 (конц.) →

Ca + HNO 3 (оч. разб.)→

FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 →

Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O

H 2 O 2 + KMnO 4 + HNO 3 →

Mn(NO 3 ) 2 + O 2 + KNO 3 + H 2 O

H 2 SO 4 + H 2 O

Cr + O 2 + H 2 SO 4 →

Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 + H 2 O

Fe 3 O 4 + HNO 3 →

Fe(NO 3 ) 3 + NO + H 2 O

CuSO 4 + Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O

C 6 H 5 – CH=CH 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

C 6 H 5 – COOH + CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KNO 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

KNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

PH 3 + KMnO 4 + HCl →

H 3 PO 4 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

J 2 + H 2 S + K 2 SO 4 + H 2 O

KJ + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

J 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

HCl + K 2 Cr 2 O 7 →

Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O

Cl 2 + KCl + H 2 O

J 2 + KCl + H 2 O

H 2 C 2 O 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

O 2 + Cr 2 (SO 4 ) + K 2 SO 4 + H 2 O

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + SO 2 + NO 2 + H 2 O

Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

CuSO 4 + NO 2 + H 2 O

CH 3 – C ≡ C – CH 2 – CH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →

CH 3 – COOH + C 2 H 5 – COOH + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mn(NO 3 ) 2 + PbO 2 + HNO 3 →

HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O

CH 3 – C ≡ C – CH 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

CH 3 – COOH + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Pb(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

P + HNO 3 + H 2 O →

HPO 3 + NO 2 + H 2 O

SO 2 + NO 2 + H 2 O

H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O

P + H 2 SO 4 (конц.) →

H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O

C + H 2 SO 4 (конц.) →

SO 2 + CO 2 + H 2 O

C + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

NO + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

HNO 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

P 2 O 3 + HNO 3 + H 2 O

(NH 4 ) 2 S + Cl 2 →

(NH 4 ) 2 S + HNO 3 →

S + NH 4 NO 3 + NO + H 2 O

(NH 4 ) 2 S + HNO 3 (конц.) →

(NH 4 ) 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O

(NH 4 ) 2 S + HNO 3 (конц.) →

SO 2 + NH 4 NO 3 + NO 2 + H 2 O

HBF 4 + NO 2 + H 2 O

MnO 2 + KBr + H 2 SO 4 →

Br 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

ОВР. Нейтральная среда.

S + KClO 3 + H 2 O →

Cl 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4

H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 →

MnO 2 + CO 2 + K 2 CO 3 + H 2 O

NO 2 + KMnO 4 + H 2 O →

Cl 2 + J 2 + H 2 O →

K 2 S + K 2 MnO 4 + H 2 O →

KJ + KMnO 4 + H 2 O →

J 2 + MnO 2 + KOH

PH 3 + AgNO 3 + H 2 O →

H 3 PO 4 + Ag + HNO 3

KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O →

MnO 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4

K 2 MnO 4 + H 2 O →

KMnO 4 + MnO 2 + KOH

Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C →

Ca 3 (PO 4 ) 2 + Al

Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 + O 2 →

K 2 CrO 4 + CO 2

CuJ + J 2 + K 2 SO 4

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 O →

KNO 3 + MnO 2 + KOH

NaBr + KMnO 4 + H 2 O →

Br 2 + MnO 2 + KOH + NaOH

KMnO 4 + H 2 O 2 →

MnO 2 + KOH + O 2 + H 2 O

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O →

NaNO 3 + MnO 2 + KOH

SO 2 + J 2 + H 2 O →

Na 2 SO 3 + H 2 O + KMnO 4 →

Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

J 2 + FeCl 2 + KCl

S + MnO 2 + H 2 O

SO 2 + Br 2 + H 2 O →

ОВР. Щелочная среда

Cr 2 O 3 + NaNO 3 + KOH →

K 2 СrO 4 + NaNO 2 + H 2 O

MnO 2 + KClO 3 + KOH →

K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O

H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH →

K 2 СrO 4 + KCl + H 2 O

NH 3 + KMnO 4 + KOH →

KNO 3 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Cl 2 + Br 2 + KOH →

KCl + KBrO 3 + H 2 O

K 2 S + K 2 SO 3 + H 2 O

KCl + KClO 3 + H 2 O

KCl + KClO + H 2 O

BaJ 2 + Ba(JO 3 ) 2 + H 2 O

MnSO 4 + NaClO + NaOH →

MnO 2 + NaCl + Na 2 SO 4 + H 2 O

NaJ + KMnO 4 + KOH →

J 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH →

Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Br 2 + NaOH →

Na 2 СrO 4 + NaBr + H 2 O

Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + NaOH →

NaBr + Na 2 SO 4 + H 2 O

Fe 2 O 3 + KNO 3 + KOH →

K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2 O

MnO 2 + O 2 + KOH →

K 2 MnO 4 + H 2 O

Zn + NaNO 3 + NaOH →

Na 2 ZnO 2 + NaNO 2 + H 2 O

KBrO + MnCl 2 + KOH →

KBr + MnO 2 + KCl + H 2 O

Al + NaOH + H 2 O →

Si + NaOH + H 2 O →

H 2 + Na 2 SiO 3

KNO 2 + KMnO 4 + KOH →

K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O

KMnO 4 + NaJ + KOH →

J 2 + NaOH + K 2 MnO 4

PH 3 + KH 2 PO 2

Mn(OH) 2 + Cl 2 + KOH →

MnO 2 + KCl + H 2 O

NaCrO 2 + H 2 O 2 + NaOH →

N a 2 СrO 4 + H 2 O

Cr 2 (SO 4 ) 3 + Br 2 + KOH →

Na 2 СrO 4 + NaBr + Na 2 SO 4 + H 2 O

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Разработка урока по теории окислительно-восстановительных реакций для профильных классов

Основная цель занятия: научить прогнозировать продукты окислительно- восстановительных реакций с учетом среды, в которой протекает химическая реакция.

Пособие–памятка по теме: «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции» (8-9 класс).

Пособие – памятка («шпаргалка») по теме: «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции» может быть предложено учащимся 8 — 9 классов при изучении соответствующей темы и практическом.

Конспект занятия в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Конспект занятия на курсах по подготовке к ЕГЗ по теме «Окислительно-восстановительные реакции». Можно воспользоваться данной разработкой и для проведения урока в 11 классе.

Урок: «Окислительно-восстановительные реакции» 11 класс

Урок проводится в 11 классе в рамках темы: «Классификация химических реакций». Тема «Окислительно-восстановительные реакции» сложна для понимания учащихся, поэтому я выделяю её в отдельный урок.Цели у.

Лекция 9 класс: «Окислительно-восстановительные реакции»

Лекция химия 9 класс: «Окислительно- восстановительные реакции».

Окислительно-восстановительные реакции (8 класс, модульный урок)

На уроке (сдвоенном, 90 минут), составленном по модульной технологии, вводится понятие об ОВР и рассматриваются простейшие примеры расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

«Растворение. Растворы. Реакции ионного обмена и окислительно-восстановительные реакции» (тема 5) ( контрольная работа № 4 — 8 класс)

Материалы для учителей, работающих по программе О.С.Габриеляна.

Окислительно-восстановительные реакции (11 класс)

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

«Актуальность создания школьных служб примирения/медиации в образовательных организациях»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

4. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Пример 4.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К 2 Cr 2 O 7 и ионе (СrО 2 ) − .

Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения , что соединение состоит из ионов .

Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H 2 , Br 2 , S, O 2 , равна нулю.

Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:

1. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H 2 +1 O 2 –1 , Na 2 +1 O 2 –1 и фторид кислорода О +2 F 2 .

2. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na +1 H -1 .

3. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) (+2); фтор (–1).

4. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:

1) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2):

К 2 +1 Сr 2 х O 7 –2 ;

2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:

К 2 +1 Сr 2 х O 7 –2 ; 2(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0; x = + 6.

Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:

(Сr х О 2 −2 ) − ; x + 2 (–2) = –1; x = + 3.

Пример 4.2. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH 3 , KNO 2 , KNO 3 , определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях степени окисления азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N -3 H ₃ – только восстановитель, KN +3 O ₂ – и окислитель и восстановитель, KN +5 O ₃ – только окислитель.

Пример 4.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H 2 S; б) MnO 2 и HCl; в) MnO 2 и NaBiO 3 ?

Решение. а) в HBr с.о. (Br) = –1 (низшая), в H 2 S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO 2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO 2 является окислителем;

в) в MnO 2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в NaBiO 3 с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO 2 в этом случае будет восстановителем.

Пример 4.4. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют: KMn +7 O 4 + KN +3 O 2 +H 2 SO 4 → Mn +2 SO 4 + KN +5 O 3 +K 2 SO 4 +H 2 O.

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:

N +3 – 2ē → N +5 5 окисление 10

Mn +7 + 5ē → Mn +2 2 восстановление

Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь следующий вид:

Пример 4.5. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам: а) Mg + HNO 3 (разб.)  Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O;

б) KClO 3 → KCl + O 2 ; в) К 2 MnO 4 + H 2 О →КMnO 4 + MnO 2 + KOH.

В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:

4Mg 0 + 10HN +5 O 3 = 4Mg +2 (NO 3 ) 2 +N −3 H 4 NO 3 +3H 2 O (1)

Mg 0 – 2ē → Mg +2 4 окисление

N +5 + 8ē → N –3 1 восстановление;

2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl –1 + 3O 2 0 (2)

2O –2 – 4ē → O 2 0 3 окисление

Cl +5 + 6ē → Cl –1 2 восстановление;

3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4КОН (3)

Mn +6 –1ē →Mn +7 2 окисление

Mn +6 + 2ē → Mn +4 1 восстановление.

Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент − марганец, значит, это реакция диспропорционирования.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

4.1. а). Исходя из степени окисления серы в веществах S, H 2 S, Na 2 SO 3 , H 2 SO 4 , определить, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какие могут быть и окислителем, и восстановителем. Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: NaI + NaIO 3 + H 2 SO 4 → I 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

4.2 . Реакции выражаются схемами:

Zn + HNO 3 (разб) → Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + H 2 O;

SnCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 S→ n(SO 4 ) 2 + CrCl 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Составить электронные уравнения, подобрать коэффициенты, указать, какое вещество в каждой реакции является окислителем, какое восстановителем.

4.3. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

P –3 → P +5 ; N +3 → N –3 ; Cl – → (ClO 3 ) – ; (SO 4 ) 2− → S –2 .

б ). Реакция выражается схемой

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + K 2 SO 4 + H 2 O.

Определить окислитель и восстановитель, на сновании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции.

4.4. а). Могут ли протекать окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) Cl 2 и H 2 S; б) KBr и KBrO; в) HI и NH 3 ? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты, определить тип окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O.

4.5. а). Возможные степени окисления железа в соединениях +2, +3, +6. Определить, какое из веществ может быть только восстановителем, только окислителем и какое – и окислителем и восстановителем: FeSO 4 , Fe 2 O 3 , K 2 FeO 4 . Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты для веществ в уравнении реакции, идущей по схеме

CrCl 3 + Br 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + NaCl + H 2 O.

4.6. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

As +3 → As +5 ; (CrO 4 ) 2– → (CrO 2 ) – ; (MnO 4 ) – → (MnO 4 ) 2– ; Si +4  Si 0 .

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в реакции, идущей по схеме H 2 S + H 2 SO 3  S + H 2 O.

4.7. Реакции выражаются схемами:

NaNO 3 → NaNO 2 + O 2 ;

MnSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O.

Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

4.8 . Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

KBr + KBrO 3 + H 2 SO 4 → Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O ;

NH 4 NO 3 → N 2 O + H 2 O .

4.9. . Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → S + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O ;

NaBrO → NaBrO 3 + NaBr.

4.10. а). Исходя из степени окисления хлора определить и дать мотивированный ответ, какое из соединений Cl 2 , HCl, HClO 4 является только окислителем, только восстановителем и какое из них может иметь функцию и окислителя, и восстановителя.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме HNO 3 + Bi → NO + Bi(NO 3 ) 3 + H 2 O.

4.11. . Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O ;

AgNO 3 → Ag + NO 2 + O 2 .

4.12. а ). Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H ₂ S и Br ₂ ; б) HI и HIO ₃ ; в) KMnO ₄ и K ₂ Cr ₂ O ₇ ? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

4.13 . а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

(BrO 4 ) – → Br 2 ; Bi → (BiO 3 ) – ; (VO 3 ) – →V; Si –4 → Si +4 .

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Al + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

4.14. Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

Na 2 SO 3 + Na 2 S + H 2 SO 4 → S + Na 2 SO 4 + H 2 O ;

KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

4.15. а ). Могут ли идти окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) PbO 2 и KBiO 3 ; б) Н 2 S и Н 2 SO 3 ; в) H 2 SO 3 и HClO 4 ? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме S + KOH → K 2 SO 3 + K 2 S + H 2 O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

4.16. Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O;

P + HNO 3 + H 2 O → H 3 PO 4 + NO.

4.17. Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

Ba(OH) 2 + I 2 → Ba(IO 3 ) 2 + BaI 2 + H 2 O;

MnSO 4 + PbO 2 + HNO 3 → HMnO 4 + Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

Pb ( NO 3 ) 2 + PbSO 4 + H 2 O .

4.18. Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

AgNO 3 + H 2 O 2 + KOH → Ag + O 2 + KNO 3 + H 2 O;

Ni(NO 3 ) 2 → NiO + NO 2 + O 2 .

4.19. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам

HNO 2 → HNO 3 + NO + H 2 O;

Cr 2 O 3 + KClO 3 + KOH → K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Указать окислитель и восстановитель в каждой реакции, определить ее тип.

4.20. Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?