Уравнения по овр s h2

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

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (О) понимают стехиометрическую валентность со знаком (+) или (-). Знак (+) приписывают более электроположительному элементу (металлу), а (–) более электроотрицательному (неметаллу). Окисление-восстановление — это единый, взаимосвязанный процесс.

Окисление соответствует увеличению степени окисления элемента, а восстановление — ее уменьшению.

Степень окисления простых ионов совпадает с их зарядом: Fe 3+ , K + , Cl — и т. д. Степень окисления сложного нона совпадает с его зарядом (NH₄ + ), (SO₄ 2— ), (PO₄ 3— ) и. т. д.

Степень окисления атома внутри сложного иона или молекулы прямо не связана с зарядом на этом атоме. Например, заряд атома Сr в молекулах CrCl₂, CrCl₃, K₂CrO₄ равен 1,9; 1,3 и 0,2 заряда электрона (со знаком ‘+‘), а степени окисления — +2, +3 и +6 соответственно. Нахождение степени окисления основывается на следующем правиле: сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона. Атом, находящийся в высшей степени окисления, может быть только окислителем, если он находится в низшей степени окисления — только восстановителем, а если он обладает промежуточной степенью окисления, то может быть и окислителем и восстановителем. Например: N +5 (HNO₃), S +6 (H₂SO₄) — проявляют только окислительные свойства (высшая степень окисления); N +4 (NO₂), S +4 (SO₂) — проявляют окислительные и восстановительные свойства (промежуточные степени окисления); N -3 (NH₃), S -2 (H₂S) — проявляют только восстановительные свойства (низшие степени окисления).

Для реакций окисления-восстановления применяют два метода составления уравнений: метод баланса степеней окисления и метод полуреакций.

Метод баланса степеней окисления

При этом методе для нахождения коэффициентов учитывают правило, согласно которому общее изменение степеней окисления в реакции равно нулю, то есть повышение степени окисления восстановителя равно ее понижению у окислителя.

Пример 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в уравнениях:
Уравнения электронного баланса:

Изменение степеней окисления ( ) восстановителя должно быть равно изменению степени окисления ( ) окислителя, Общее наименьшее кратное для изменения степеней окисления и равно десяти. Разделив это число на 5, получим 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 свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

В данной реакции окислителем является KMnO 4 , в котором атом марганца уменьшает свою степень окисленности от +7 до +2, а восстановителем является Н 3 PO 3 , в котором фосфор увеличивает свою степень окисленности от +3 до +5. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Пример 2. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, принимая максимальное восстановление последней.
Решение.
Цинк (как любой металл) проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р- элемента VI А группы равна -2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в уравнениях:
Уравнения электронного баланса:

Составляем уравнение реакции :

Перед H₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, так как четыре молекулы кислоты идут на связывание четырех ионов Zn 2+ (то есть H₂SO₄ — и окислитель, и среда реакции).

При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем. Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды, Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.

В данной реакции окислителем является H₂SO₄ , в котором атом серы уменьшает свою степень окисленности от +6 до -2, а восстановителем является Zn, в котором он увеличивает свою степень окисленности от 0 до +2. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Метод полуреакций

В тех случаях, когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не из изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества). В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно- восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ноны, не изменяющие своего состояния, — исключать из уравнения.

Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме. Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального) для таких реакций в ионной схеме кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ионы Н + или ион ОН — , или молекула Н₂0).

Пример 3. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:
КMnO₄ + КNO₂ + Н₂SO₄ → МnSO₄ + KNO₂ + K₂SO₄ + Н₂O.
Решение.
Записываем реакцию в ионном виде:

K + и SO₄ 2— остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что перманганат-ион MnO₄ — превращается в Мn 2+ и при этом освобождаются четыре частицы кислорода.
В кислой среде каждая освобождающаяся частица кислорода связывается с 2H + с образованием молекулы воды.
Отсюда следует: MnO₄ — + 8Н + → Mn 2+ + 4Н₂0.
Находим разницу зарядов = (+2)-(+7) = -5 (знак ‘-‘ показывает, что протекает процесс восстановления).
Для второго процесса, превращения NO₂ — в NO₃ — , недостающий кислород берется из воды, и в результате образуется избыток ионов H + :
NO₂ — + Н₂0; = NO₃ — + 2H + = 1-(-1) = 2 (знак ‘+‘ показывает, что протекает процесс окисления).
Таким образом, получаем:
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
Восстановитель 2 MnO₄ — + 8Н + —5 → Mn +2 + 4Н₂0; = -5 окисление;
Окислитель 5 NO₂ — + Н₂0 + 2 → NO₃ — + 2H + ; = 2 восстановление.
Умножая члены первого уравнения на 2. а второго — на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:

Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:

По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:

В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами.
В щелочной среде каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН — ), а каждая недостающая — берется из 2ОН — — ионов с образованием одной молекулы воды.
В нейтральной среде каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с одной молекулой Н₂0, образуя 2ОН — — нона, а каждая недостающая берется из воды с освобождением двух ионов водорода (2Н + ).
Если в окислительно-восстановительной реакции участвует перекись водорода (Н₂О₂), надо учитывать роль Н₂О₂ в конкретной реакции. В Н₂О₂ кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому перекись водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н₂О₂ является окислителем, полуреакции имеют следующий вид:
Н₂О₂ + 2H + —2 → 2H₂O; = -2 (кислая среда);
Н₂О₂ —2 → 2OH — ; = -2 (нейтральная и щелочная среда).
Если перекись водорода является восстановителем:
Н₂О₂ + 2 → O₂ + 2H + ; = +2 (кислая среда);
Н₂О₂ + 2ОН — + 2 → O₂ + 2H₂O; = +2 (нейтральная и щелочная среда).

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяются степени окисления атомов элементов, входящих в состав разных веществ. Реакции, рассмотренные в примерах 1-3, относится к этому типу. Например:

Пример 4. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Составляем уравнения ионно-молекулярного баланса, получим:

Восстановитель процесс окисления;
Окислитель процесс восстановления.

В данной реакции окислителем является KMnO₄, в котором атом марганца уменьшает свою степень окисленности от +7 до +6, а восстановителем является КОН, в котором кислород увеличивает свою степень окисленности от -2 до 0. Таким образом, атомы, изменяющие свои степени окисленности, находятся в молекулах разных веществ, значит, данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

2. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации).
В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Реакции диспропорционировация характерны для соединений или элементов веществ, соответствующих одной из промежуточных степеней окисления элемента. Например:

Пример 5. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Уравнения электронного баланса:
Восстановитель процесс окисления;
Окислитель процесс восстановления
Данная реакция относится к реакции диспропорционирования, потому что сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисленности атомов одного и того же элемента (фосфора), находящегося в одном веществе (Р).

Пример 6. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Решение.
Уравнения электронного баланса:
Восстановитель процесс окисления;
Окислитель процесс восстановления.
Данная реакция относится к реакции диспропорционирования, потому что сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисленности атомов одного и того же элемента (кислорода), находящегося в одном веществе (пероксид водорода Н₂О₂).

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, при котором происходит выравнивание степеней окисленности атомов элемента, находящихся в одном и том же веществе, называется внутримолекулярным окислением-восстановлением (реакция конпропорционирования). Например:

Пример 7. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
NH₄NO₂ = N₂ + H₂O
Решение.
N -3 H₄N +3 O₂ = N₂ 0 + H₂O
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
Восстановитель процесс окисления;
Окислитель процесс восстановления
Ионно-молекулярная форма процесса:

молекулярная форма процесса:

В данной реакции атомы азота, находящиеся в нитрите аммония NH₄NO₂, изменяют свои степени окисленности один с -3 до 0, другой с +3 до 0. Процесс, в результате которого происходит выравнивание степеней окисленности атомов элемента, находящихся в одном и том же веществе, называется внутримолекулярным окислением-восстановлением (реакция конпропорционирования).

Сероводород: решение задач методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры решения задач ОВР сероводорода (См. Свойства сероводорода).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

Уравнения окислительно-восстановительных реакций сероводорода

1. Уравнение реакции окисления сероводорода при недостатке кислорода с образованием серы и воды:

2. Уравнение реакции окисления сероводорода в избытке кислорода с образованием сернистого ангидрида и воды:

3. Уравнение реакции окисления железа в сероводородной среде с образованием сульфида железа и воды:

4. Уравнение реакции окисления серебра в сероводородной среде с образованием сульфида серебра и воды:

5. Уравнение реакции сероводорода с цинком с образованием сульфида цинка и газообразного водорода:

6. Уравнение реакции сероводорода с сернистым ангидридом с образованием серы и воды:

7. Уравнение реакции сероводорода с концентрированной серной кислотой:

8. Уравнение реакции сероводорода с концентрированной серной кислотой при высокой температуре:

9. Уравнение реакции сероводорода с оксидом железа:

Поскольку часть сульфид-ионов из молекул сероводорода окисляется до серы, а другая — переходит без изменения степени окисления в состав молекул сульфида железа, поэтому, в первую очередь уравнивают коэффициенты перед FeS и S, и только потом ставится коэффициент перед H₂S.

10. Уравнение реакции сероводорода с дихроматом калия в кислой среде:

11. Уравнение реакции сероводорода с перманганатом калия:

12. Уравнение реакции сероводорода с хлоридом железа:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе