Сумма коэффициентов в правой части уравнения kclo3

Укажите сумму коэффициентов в левой и правой частях О?

Химия | 10 — 11 классы

Укажите сумму коэффициентов в левой и правой частях О.

Mg + H2SO4 — — — — — MgSO4 + H2S + H2O.

4Mg + 5H2SO4 — — — — — &gt ; 4MgSO4 + H2S + 4H2O E — ый баланс :

Mg(0) — 2e — — — &gt ; Mg( + 2) — вост — ль

S( + 6) + 8e — — — &gt ; S( — 2) — ок — ль

4 + 5 + 4 + 1 + 4 = 18 — сумма К

ну а вообще я такую реакцию не встречала, может быть вы имели ввиду :

Mg + H2SO4 — — — — — &gt ; MgSO4 + H2

Восстановление : 2H + + 2e− = H2Окисление : Mg − 2e− = Mg2 +.

Продолжить генетический ряд :1) S→SO₂→Na₂SO₃→SO₂2)Mg→MgO→MgSO₄→Mg(OH)₂?

Продолжить генетический ряд :

Осуществит превращения : Mg — MgO — Mg(OH)² — MgC1² — MgSO⁴?

Осуществит превращения : Mg — MgO — Mg(OH)² — MgC1² — MgSO⁴.

Ba(OH)2 + HNO3 = В качестве ответов укажите следующие значения : Сумму коэффициентов в правой части молекулярного уравнения?

Ba(OH)2 + HNO3 = В качестве ответов укажите следующие значения : Сумму коэффициентов в правой части молекулярного уравнения.

Сумму коэффициентов в правой части сокращенного ионно — молекулярного уравнения .

Молярную массу образующегося слабого электролита.

Решить цепочку : Mg⇒MgO⇒MgCl⇒MgCO⇒MgSO⇒Mg(OH)⇒MgO?

Решить цепочку : Mg⇒MgO⇒MgCl⇒MgCO⇒MgSO⇒Mg(OH)⇒MgO.

1) Укажите сумму коэффициентов в левой части окислительно — восстановительной реакции, схема которой : FeCl2 + KClO3 + HCl — — &gt ; FeCl3 + KCl + H2O?

1) Укажите сумму коэффициентов в левой части окислительно — восстановительной реакции, схема которой : FeCl2 + KClO3 + HCl — — &gt ; FeCl3 + KCl + H2O.

Расписать цепочку превращения : Mg(OH)₂ — &gt ; MgSO₄ — &gt ; MgCl₂ — &gt ; Mg (NO₃)₂ — &gt ; Mg(OH)₂?

Расписать цепочку превращения : Mg(OH)₂ — &gt ; MgSO₄ — &gt ; MgCl₂ — &gt ; Mg (NO₃)₂ — &gt ; Mg(OH)₂.

Написать ОВР Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O + H₂S?

Написать ОВР Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O + H₂S.

Mg — MgSO⁴ — MG(OH)² — MgO — Mg Cl² — HCl — FeCl² — Fe(OH)² S — SO² — SO³ — Fe²(SO⁴)³?

Mg — MgSO⁴ — MG(OH)² — MgO — Mg Cl² — HCl — FeCl² — Fe(OH)² S — SO² — SO³ — Fe²(SO⁴)³.

Сумма коэффициентов в правой части уравнения К + Н2О = КОН + Н2?

Сумма коэффициентов в правой части уравнения К + Н2О = КОН + Н2.

Помогите осуществить преобразования МgO→MgCl₂→MG(OH)₂→MgSO₄?

Помогите осуществить преобразования МgO→MgCl₂→MG(OH)₂→MgSO₄.

Вопрос Укажите сумму коэффициентов в левой и правой частях О?, расположенный на этой странице сайта, относится к категории Химия и соответствует программе для 10 — 11 классов. Если ответ не удовлетворяет в полной мере, найдите с помощью автоматического поиска похожие вопросы, из этой же категории, или сформулируйте вопрос по-своему. Для этого ключевые фразы введите в строку поиска, нажав на кнопку, расположенную вверху страницы. Воспользуйтесь также подсказками посетителей, оставившими комментарии под вопросом.

1. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите тип реакции:

2. Составьте уравнения реакций, расставьте коэффициенты:

а) сульфат калия + гидроксид бария=

б) нитрат серебра + хлорид магния=

3. Cколько граммов фосфора необходимо для получения 71 г оксида фосфора (5)?

4. Напишите уравнение реакции по схеме:

Кислота + основание = соль + вода

1. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите тип реакции:

2. составьте уравнения реакций, расставьте коэффициенты:

а) оксид серы (4)+вода = сернистая кислота

б) серная кислота+цинк = сульфат цинка+водород

в) гидроксид железа (2)= оксид железа (2)+вода

3. Cколько граммов цинка необходимо для получения 56г оксида цинка?

Рабочая программа по химии на 2012 – 2013 учебный год, элективный курс «Решение задач повышенного уровня сложности» (стр. 4 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3 4

Или, складывая вместе моли HNO2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO3 при нагревании:

Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:

Здесь возникает сложность – какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO3 – ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель? В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:

KClO3 = 2KCl + 3O2

Теперь ясно, что перед KClO3 надо поставить коэффициент 2.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.

Мы рассмотрели важнейшие типы окислительно-восстановительных реакций и метод электронного баланса, но пока не касались вопроса составления уравнений таких реакций. Распространенное заблуждение заключается в том, что вы можете сразу предсказать продукт (или продукты) окислительно-восстановительной реакции. Это не так. Лишь по мере накопления опыта, особенно в лаборатории, вы сможете делать все больше и больше правильных предсказаний. А пока следует научиться уравнивать реакции, реагенты и продукты которых заранее известны.

5.1. Определение степени окисления в химических соединениях.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле или кристалле. Его определяют, условно считая все полярные связи полностью ионнымии.

Степень окисления выражают числом частично или полностью смещенных электронов от одного атома к другому в их соединении.

Если атом отдал электроны, его степени окисления приписывается знак “+”, а если атом принял электроны, то знак “-”. Возможна и нулевая степень окисления атома в молекуле, если электроны никуда не смещались или число отданных и принятых электронов одинаково.

Степень окисления — очень важная величина, относящаяся к основным понятиям химии. Фактически, степень окисления описывает состояние атома в соединении.

Есть несколько полезных правил, которые касаются степеней окисления:

1) Степень окисления атома любого элемента в свободном состоянии равна нулю.

Это связано с тем, что в чисто ковалентных двухатомных молекулах электроны не смещены ни к одному из атомов. Если вещество находится в атомном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю. Примеры молекул, где степени окисления атомов равны нулю: H2, Fe, F2, Na, O2, N2, Ar.

2) Степень окисления любого простого одноатомного иона равна его заряду. Примеры:

3) Степень окисления водорода в его соединениях с другими элементами равна +1.

Примеры молекул, где водород имеет степень окисления +1: H2O, NH3, CH4, HF, HCl. Исключение составляют довольно редкие соединения — гидриды металлов (например, LiH), в которых степень окисления водорода равна -1, потому что электроотрицательность металлов меньше, чем у водорода.

4) Степень окисления кислорода равна -2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи О—О.

Примеры молекул, где кислород имеет степень окисления –2 (таких соединений кислорода – подавляющее большинство): H2O, SO2, SO3, NO2. Положительную степень окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором (например, в соединении OF2, где степень окисления кислорода равна +2).

5) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в формуле нейтрального соединения всегда равна нулю.

6) Если в ходе химической реакции степень окисления атома повышается, то говорят, что он ОКИСЛЯЕТСЯ. Если же степень окисления понижается, то говорят, что он ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ.

5.2. Составление уравнений химических реакций методом электронного баланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

1. Какие из указанных ниже соединений могут проявлять только окислительные свойства?

CrSO4 ; K2CrO4 ; NaCrO2 .

Из предложенных соединений только окислительными свойствами обладает K2CrO4 , так как Сr в данном соединении проявляет высшую степень окисления + 6 и, следовательно, может только принимать электроны. В соединениях CrSO4 ; NaCrO2 хром проявляет промежуточные степени окисления +2 и +3 соответственно и может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя.

2. Укажите, какие из приведенных процессов являются процессами окисления:

Процессом окисления называется отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисления. В данном случае таким процессом будет процесс : CrO2– → CrO42–. В этом превращении у хрома степень окисления меняется следующим образом: Сr3+ – 3e- → Cr6+ , а в других случаях:

а) S4+ + 6e- → S2– ; б) Cl+ + 2e- → Cl–

3. Укажите, какие из реакций являются окислительно-восстановительными:

а) 2Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr ;

б) Al2(SO4)3 + 6 NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4 ;

в) Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] .

Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов.

В случае а) меняется степень окисления у двух элементов Al и Cr, в случаях б) и в) элементы, участвующие в реакциях, не меняют свою степень окисления.

4. Уравняйте методом электронного баланса уравнения окислительно-восстановительных реакций и укажите количество молекул окислителя:

Na2MoO4 + HCl + Al → MoCl2 + AlCl3 + NaCl + H2O

В данном процессе степень окисления меняют два элемента: Mo и Al:

Mo6+ → Mo2+ ; Al0 → Al3+

Записываем для этих элементов уравнения электронного баланса и подбором коэффициентов уравниваем число отданных и принятых электронов (коэффициенты записываются справа от уравнений за вертикальной чертой):

3 восстановление окислителя (Na2MoO4)

4 окисление восстановителя (Al)

Из уравнений электронного баланса переносим коэффициенты в уравнение окислительно-восстановительной реакции:

3Na2MoO4 + HCl + 4Al → 3MoCl2 + 4AlCl3 + NaCl + H2O,

затем выравниваем число остальных атомов, кроме водорода и кислорода:

3Na2MoO4 + 24HCl + 4Al → 3MoCl2 + 4AlCl3 + 6NaCl + H2O,

выравниваем число атомов водорода:

3Na2MoO4 + 24HCl + 4Al → 3MoCl2 + 4AlCl3 + 6NaCl + 12H2O,

проверяем уравнение по кислороду (в левой и правой части уравнения число атомов кислорода должно быть одинаково).

Окислителем в данной реакции является Na2MoO4 .

Задание 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) — окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd2+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Задание 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl — восстановитель, MnО2 — окисли­тель. Составляем электронные уравнения: и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электрон­ных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н+ + 4Сl — + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl — + 2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н+ + 2Cl — + MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О

Задание 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:

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

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S — восстанови­тель, КМnО4 — окислитель). Составляем электронные уравнения, т. е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

5.3. Составление уравнений химических реакций методом полуреакции

Алгоритм написания окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций

· Найти окислитель и восстановитель.

· Определить, какие ионы реально существуют.

· Записать полуреакции окисления и восстановления.

· Сбалансировать число атомов в каждой, добавляя Н+ или Н2О – в кислой среде, ОН- или Н2О – в щелочной среде.

· Уравнять количество электронов (зарядов).

· Суммировать полуреакции в полное электронно-ионное уравнение (электроны сокращаются).

· Записать уравнение в молекулярном виде с коэффициентами.

Как показывает самоназвание, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса. При пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образова­ния элементной серы, т.е. протекания процесса:

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Это первая полуреакция — процесс окисления восстановителя Н2S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записыва­ем так:

MnO4- + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Посколь­ку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные — два положительных(2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO4- + 8Н+ + 5e-= Mn2+ + 4Н2О

Это вторая полуреакция — процесс восстановления окислителя, т. е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н+, окончательно получим

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молеку­лы:

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по срав­нению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов а есть ионы

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необхо­димо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса.

Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при состав­лении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, про­текающих в водных растворах.

В результате, анализируя методику предложенного элективного курса, можно сделать следующие выводы:

1. Элективный курс в современных условиях представляет собой наиболее оптимальную форму для организации дополнительной подготовки учащихся к ЕГЭ по химии;

2. Анализ результатов ЕГЭ по химии позволяет сделать вывод, что затруднения у выпускников вызывает выполнение части С, а именно, задания на темы: «Электролиз», «Растворы», «Генетическая связь между классами неорганических и органических соединений», «Вывод химических формул», «ОВР». Поэтому следует обращать внимание на изучение этих тем при подготовке учащихся к экзамену;

3. Составленный перечень заданий соответствует содержанию и структуре ЕГЭ по химии и отвечает требованиям, предъявляемым к выпускникам. В них включены как задания с рассмотрением решения, так и задания, предназначенные для самостоятельной работы.

1. ЕГЭ по химии: результаты и методика подготовки выпускников. – Ульяновск: УИПК ПРО, 200с.

2. ЕГЭ – 2012. Химия. Тематические тренировочные задания/ – М.: АСТ: Астрель, 2012. – 286с.

3. Ковальчукова решать задачи по химии. – М.: Поматур, 1999. – 175с.

4. Репетитор по химии/ – М.: АСТ: Астрель, 2011. – 294с.

5. Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ/ – М.: АСТ: Астрель, 2009. – 286, (2)с.

6. Хомченко по химии для поступающих в ВУЗы.- М.: Новая волна, 1996.-462с.

7. Чернобельская обучения химии в средней школе. –М.: Владос, 200с.