Укажите уравнение демонстрирующее процесс окисления mn 7 5е

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: 6e04eea8e86c4989 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

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 метода электронного баланса 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) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. 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) Составить электронные уравнения и найти 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:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: 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:

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

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

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).

При написании полуреакций 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.

Пример 1.

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

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 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) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

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

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

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

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

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

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

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

В ионном виде уравнение принимает вид:

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:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

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:

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.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Методическая разработка по химии по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

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.

Государственное автономное профессиональное

образовательное учреждение московской области

«профессиональный КОЛЛЕДЖ «московия»

Методическая разработка дидактических материалов преподавателя химии Дзаболовой Ирины Мурадичны

Данный дидактический материал по химии предназначен для использования на учебных занятиях и во внеурочное время для усвоения и закрепления знаний при изучении темы «Окислительно-восстановительные реакции».

Каждое задание дается в 10 вариантах, что дает возможность формирования у студентов прочного навыка в составлении схем электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций и грамотной расстановки коэффициентов в предложенных уравнениях.

Самостоятельная работа при изучении темы «Окислительно-восстановительные реакции» состоит из нескольких элементов: изучение теоретического материала, выполнение контрольных и тестовых заданий по данному методическому указанию и индивидуальные консультации с преподавателем.

В результате самостоятельной работы необходимо освоить основные термины, определения, понятия и овладеть техникой химических расчетов. К выполнению контрольных и тестовых заданий следует приступать только после глубокого изучения теоретического материала и тщательного разбора примеров типовых заданий, приведенных в теоретическом разделе.

Закрепить знания студентов об основных положениях теории окисления-восстановления, важнейших окислителях и восстановителях;

Совершенствовать умения определять степень окисления элемента в сложном веществе; использовать метод электронного баланса для составления окислительно-восстановительных реакций

Продолжить развивать у студентов умение анализировать, выделять главное, связывать уже имеющиеся знания с вновь приобретенными, обобщать изученный материал.

Воспитание стремления к творческой познавательной деятельности через выполнение экспериментальных заданий.

Продолжить воспитание качеств, необходимых в профессиональной деятельности: аккуратность, точность выполнения задания, самостоятельность, ответственность за выполнение порученного задания.

Справочный материал к теме «Окислительно-восстановительные уравнения».

Степень окисления – условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что оно состоит только из ионов,

это количество отданных или принятых электронов.

Правила определения степеней окисления элемента.

1. У свободных атомов и у простых веществ степень окисления равна 0.

2.Металлы во всех соединениях имеют положительную степень окисления (ее максимальное значение равно номеру группы):

а) у металлов главной подгруппы I группы +1; б) у металлов главной подгруппы II группы +2; в) у алюминия +3.

3. В соединениях кислород имеет степень окисления -2 ( исключения: OF ₂ пероксиды H ₂ O ₂ , K ₂ O _{2 .}

4. В соединениях с неметаллами степень окисления у водорода +1, а с металлами -1.

5. В соединениях сумма степеней окисления всех атомов равна 0.

Валентность химического элемента способность образовывать определенное число химических связей.

Даже если абсолютные значения степени окисления и валентности элемента совпадают, их нельзя отождествлять.

1. Валентность, характеризующая число химических связей, не может иметь знака, а степень окисления имеет знак.

2. Валентность не может равняться нулю (по определению), степень окисления элемента может быть равна нулю.

3. Валентность не может быть дробным числом, а степень окисления элемента может выражаться дробным числом.

4. Степень окисления атома элемента может не соответствовать валентности данного элемента по абсолютному значению.

5. Степень окисления атомов химических элементов можно определять в любых веществах, а валентность имеет определенный предел применения.

Окислительно-восстановительный процесс – это процесс перехода электронов от одного элемента к другому.

Процесс восстановления – процесс принятия электронов частицей (атомом, молекулой, ионом). При восстановлении степень окисления элемента понижается.

Процесс окисления – процесс отдачи электронов данной частицей (атомом, молекулой, ионом). При окислении степень окисления элемента повышается.

Восстановители – частицы (атомы, молекулы, ионы), отдающие электроны.

Восстановители – доноры электронов (от лат. donare – дарить).

Окислители – частицы (атомы, молекулы, ионы), принимающие электроны.

Окислители – акцепторы электронов (от лат. acceptor – получатель).

повышение степени окисления

Алгоритм для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

1.Составить схему реакции.

2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. В первом случае выполнить все последующие операции.

4. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5. Определить, какой элемент окисляется, какой – восстанавливается, и составить схемы перехода электронов в каждом случае

6. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

7. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

8. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.

9. Проверить уравнение реакции.

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример : Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом: .