Уравнения овр примеры для решения 11 класс

Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции

В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH₃, CO, SO₂, K₂MnO₄, Сl₂, HNO₂. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F₂, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl₂, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

Составим электронные уравнения:

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO₂: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO₄. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Решение.

HN +3 O₂ — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель

Br₂ 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель

N +3 + Br₂ = N +5 + 2Br —

б) HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

N +3 + e = N +2 | 1 окислитель

2I — — 2 e = I ₂ | 1 восстановитель

N +3 + 2I — = N +2 + I₂

N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель

Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель

5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl₂, HClO₂ , HClO₃ , Cl₂O₇ . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H +1 Сl -1 , Cl 0 ₂, H +1 Cl +3 O₂ -2 , H +1 Cl +5 O₃ -2 , Cl₂ +7 O₇ -2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl₂O₇

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl₂, HClO₂ , HClO₃

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Составим электронные уравнения

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

Решение.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)

а) 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ — внутримолекулярная ОВР

N +5 +2e — = N +3 | 2 окислитель

2 O -2 -4 e — = O₂ 0 | 1 восстановитель

2N +5 + 2O -2 = 2N +3 + O₂ 0

б) 3Mq + N₂ = Mq₃N₂ — межмолекулярная ОВР

N₂ +6e — = 2N -3 | 2 | 1 окислитель

Mg 0 -2 e — = Mg +2 | 6 | 3 восстановитель

N₂ + 3Mg 0 = 2N -3 + 3Mg +2

в) 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ — внутримолекулярная ОВР

Cl +5 +6e — = Cl — | 4 | 2 окислитель

2 O -2 -4 e — = O₂ 0 | 6 | 3 восстановитель

2Cl +5 + 6O -2 = 2Cl — + 3O₂ 0

Задача 5. Какие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:

а) Cl₂ + KOH = KCl + KClO₃ + H₂O;

б) KClO₃ = KCl + KClO₄ .

Решение.

В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.

а) 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O;

Cl₂ 0 +2e — = 2Cl — | 10| 5 окислитель

Cl₂ 0 -10e — = 2Cl +5 | 2 | 1 восстановитель

5Cl₂ 0 + Cl₂ 0 = 10Cl — + 2Cl +5

3Cl₂ 0 = 5Cl — + Cl +5

б) 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2 e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции

Решение.

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

NO₂ — + H₂O — 2e — = NO₃ — + 2H + | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Решение.

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель

N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель

4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель

S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель

Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K₂Cr₂O₇ в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F — -2e — = F₂, E 0 = 2,85 В

б) 2Сl — -2e — = Cl₂, E 0 = 1,36 В

в) 2Br — -2e — = Br₂, E 0 = 1,06 В

г) 2I — -2e — = I₂, E 0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr₂O₇ 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H₂O равен E 0 =1,33 В

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Е 0 _ок — Е 0 _восст

Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.

Итак, определим, можно ли K₂Cr₂O₇ использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br — -2e — = Br₂ и 2I — -2e — = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO₄ — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Если С(MnO₄ — )=10 -5 М, С(Mn 2+ )=10 -2 М, С(H + )=0,2 М.

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO₄ — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2 ) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

Решение.

Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:

lgK = (E₁ 0 -E₂ 0 )n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

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

Br — + H₂O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель

Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10

E₁ 0 (окислителя) = 1,51 В

E₂ 0 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К:

lgK = (1,51 — 1,33 )10/0,059

K = 3,22*10 30

Примеры ОВР с ответами приведены также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

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:

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?