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
Задания на составление уравнений электронного баланса
Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:
Определите окислитель и восстановитель.
1) Составлен электронный баланс:
2) Расставлены коэффициенты в уравнении реакции:
3) Указано, что сера в степени окисления +6 является окислителем, а иод в степени окисления −1 — восстановителем.
Но кислород — тоже меняет свой заряд, можно его вместо йода выписать? Это ошибка?
Кислород остается в степени окисления -2
Почему там — 2 электрона?
потому что два йода.
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:
Определите окислитель и восстановитель
1) Составим электронный баланс:
2) Определены коэффициенты, и составлено уравнение реакции:
3) Указаны окислитель и восстановитель:
окислитель — восстановитель —
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
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
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.
MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O
Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.
Определяем число потерянных и полученных электронов.
S (потерял) – 8е → S ; N (принял) +е → N
Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.
Восстановитель S – 8е → S 1 S – 8е → S окисление
Окислитель N +е → N 8 8 N +8е → 8 N восстановление
Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.
Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:
MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O
Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель .
Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.
Вариант 1. Вариант 2
H 2 + C 12 → 2 HC 1 2 H2 + O2 → H 2 O
O2 + 2Na → Na2O2 C1 + 2Na → 2NaC1
* K2SO3 → K2SO4 + K2S
** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO
Метод ионно-электронного баланса
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н 2 О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .
Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —
Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .
4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Ион хрома ( III ) в щелочной среде
Cr 3+ + 8OH — — 3ē = CrO 4 2- + 4H 2 O
Ион хрома ( III ) в кислой среде
2Cr 3+ + 7H 2 O — 6ē = Cr 2 O 7 2- + 14 H +
H 2 S — 2ē = S + 2H +
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Составление уравнений реакций окисления–восстановления
Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-окислителя:
Какие соединения и простые вещества могут проявлять только восстановительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-восстановителя:
Подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:
Предварительная подготовка. Краткие теоретические сведения по теме
Степень окисления элемента — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только их ионов.
Реакции, в ходе которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Zn 0 – 2e = Zn +2 процесс окисления; Zn 0 — восстановитель
2H +1 + 2e = H 2 0 процесс восстановления; Н + — окислитель
Металлический цинк О тдает электроны, О кисляется, а сам является В осстановителем (восстановитель – это тот, кто электроны отдает).
Катионы водорода В зяли электроны, В осстановились, а сами являются О кислителями.
Соединение, содержащее элемент в высшей степени окисления, может быть только окислителем (например: KMnO 4 ).
Соединение, содержащее элемент в низшей степени окисления, может быть только восстановителем (например: H 2 S).
Соединение, содержащее элемент в промежуточной степени окисления, может быть и окислителем, и восстановителем в зависимости от его роли в конкретной химической реакции (например: H 2 SO 3 ).
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса
Алгоритм составления уравнений
Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом и определим степени окисления элементов
Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:
Al 0 — 3e = Al +3 4 восст-ль, ок-ся
Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.
Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O 2 ) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12.
Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al 2 O 3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено: 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях:
Электронный баланс: Mn +7 + 5e = Mn +2 2 ок-ль, восст-ся
2Cl -1 — 2e = Cl 2 5 восст-ль, ок-ся
Требования к содержанию и оформлению отчёта по практической работе
Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:
1.Наименование работы и её цель
2.Ход работы: решение задач оформить в соответствии с образцом.
3.Письменно ответить на задания контрольных вопросов для самопроверки.
Контрольные вопросы для самопроверки:
1. Высшая степень окисления элемента определяется:
а) по номеру периода б) по номеру группы
в) по порядковому номеру г) по подгруппе
2. Степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительной реакции:
а) повышается б) понижается
в) остается без изменения г) сначала повышается, затем понижается
3. Схема, отражающая процесс окисления:
а) S 0 → S -2 б) S +6 → S +4
в) S +4 → S +6 г) S +6 → S -2
4. Укажите вещество, в котором атом углерод имеет наибольшую степень окисления:
5. Степень окисления атома азота в ионе аммония NH 4 + :
Краткое описание документа:
Практическая работа №5. Метод электронного баланса.
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.
MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O
Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.
Определяем число потерянных и полученных электронов.
S (потерял) – 8е → S;N (принял) +е → N
Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.
Восстановитель S – 8е → S1S – 8е → Sокисление
ОкислительN +е → N88N +8е → 8Nвосстановление
Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.
Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:
MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O
Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель.
Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.
Вариант 1.Вариант 2
H2 + C12 → 2HC12H2 + O2 → H2O
O2 + 2Na → Na2O2C1 + 2Na → 2NaC1
* K2SO3 → K2SO4 + K2S
** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO
Метод ионно-электронного баланса
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н2О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
- Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .
- Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
- в нейтральной и щелочной средеизбыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —
- Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .
4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Пример:
2. Среда кислая – Н +
http://chem-oge.sdamgia.ru/test?theme=20
http://infourok.ru/prakticheskaya-rabota-5-metod-elektronnogo-balansa-4330174.html