Метод электронного баланса примеры: Метод электронного баланса

Содержание

Метод электронного баланса


Суть метода электронного баланса заключается в: 

  • Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
  • Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется — не принимаются во внимание
  • Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась — составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
  • Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
  • Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.


Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.



Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам.



Задача.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O

б) Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O

в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

Решение.

Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления.

Применение метода электронного баланса по шагам. Пример «а» 


Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.



Шаг 1. Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.



Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.


  

Для HNO3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов.


Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна: 


0 — (+1) — (-2)*3 = +5 

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)    

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна: 


0 — (+1) — (-2)*3 = +5

Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2 


Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде, с указанием  степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.  

Ag0 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2 



Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов



Шаг 3. Запишем их отдельно в виде электронного баланса — какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:

(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась — в данном расчете не участвуют


Ag0 — 1e = Ag+1 

N+5 +3e = N+2 



Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.



Шаг 4. Теперь на основании полученного коэффициента «3» для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

  • В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3 
  • Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
  • Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2

Ответ:
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

Пример «б»


Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O


Для H2SO4  степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

Для CaSO степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6

Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2

Ca0 +H+12S+6O-24 → Ca+2S+6O-24 + H+12S-2 + H+12O-2

Ca0 — 2e = Ca+2 (коэффициент 4)

S+6 + 8e = S-2

4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

Пример «в»


Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2


HNO3 см. выше

Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5

NO см. выше

H2O см. выше

Be0 + H+1N+5O-23 → Be+2(N+5O-23)2 +  N+2O-2 +  H+12O-2

Be0 — 2e = Be+2 (коэффициент 3)

N+5 +3e = N+2 (коэффициент 2)

3Be + 8HNO3 → 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O

0
 

 Полный список степеней окисления элементов |

Описание курса
| Тесты (2) 

   

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

1 Метод электронного баланса

2 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 Mn2+ (см. схему):

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

2) Определить окислитель и восстановитель

Найдем степень окисления элементов:

Na2S+4O3 + KMn+7O4 + H2SO4 = Na2S+6O4 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

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:

5Na2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2SO4 = 5Na2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

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 SO42-, из которых 5 – за счет превращения 5SO32- → 5SO42-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO42-— 5SO42- = 3SO42-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

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

6H+ + 3O-2 = 3H2O

Окончательный вид уравнения следующий:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

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, OHщелочная среда и H2Oнейтральная 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:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

2) Записать уравнение в ионном виде

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

SO32- + MnO4 + 2H+ = Mn2+ + SO42- + 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 Mn2+. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4, который, соединяясь с H+ образует воду:

MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

Восстановитель SO32- — окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO42- содержит больше кислорода, чем исходный SO32-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H+:

SO32- + H2O — 2e = SO42- + 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 = Mn2+ + 4H2O      |2             окислитель, процесс восстановления

SO32- + H2O — 2e = SO42- + 2H+          |5             восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO4 + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO4 + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Пример 2.

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

Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO32- + MnO4 + H2O = MnO2 + SO42- + OH

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4, а восстановителем SO32-.

В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 + 2H2O  + 3e = MnО2 + 4OH       |2             окислитель, процесс восстановления

SO32- + 2OH— 2e = SO42- + H2O               |3             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO32- + 2MnO4 + H2O =2MnO2 + 3SO42- + 2OH

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

Пример 3.

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

Na2SO3 + KMnO4 + KOH = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO32- + MnO4 + OH = MnO2 + SO42- + H2O

В щелочной среде окислитель MnO4 принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО42-. Восстановитель SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 + e = MnО2                                           |2             окислитель, процесс восстановления

SO32- + 2OH— 2e = SO42- + H2O         |1             восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO32- + 2MnO4 + 2OH = 2MnО42- + SO42- + H2O

Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2K2MnO4 + 3Na2SO4 + 2KOH

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

Категории ОБЩАЯ ХИМИЯ, Окислительно-восстановительные реакции

4.2: Баланс окислительно-восстановительных реакций — Химия LibreTexts

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  • Идентификатор страницы
    183311
    • Химия 310
    • Penn State University via Wikibook

    При изучении окислительно-восстановительной химии важно начать с изучения баланса электрохимических реакций. Простые окислительно-восстановительные реакции (например, H 2 + I 2 → 2 HI) можно сбалансировать путем проверки, но для более сложных реакций полезно иметь надежный систематический метод. Ионно-электронный метод позволяет сбалансировать окислительно-восстановительные реакции независимо от их сложности. Проиллюстрируем этот метод двумя примерами.

    Пример 1:
    I окисляется до IO 3 до MNO 4 .

    Как уравновесить эту реакцию? В ионно-электронном методе мы следуем четырем шагам:

    Этап 1A : Запишите (несбалансированную) реакцию и определите элементы, которые подвергаются окислительно-восстановительному процессу.

    Мн О 4 + I I O 3 + Mn 2+ (The elements undergoing redox are Mn and I )

    Стадия 1B : Разделите реакцию на две полуреакции , уравновешивая окислительно-восстановительный элемент в каждой.

    Mn O 4 Mn 2+
    I I O 3

    Этап 2A : Сбалансируйте атомов кислорода добавлением воды к одной стороне каждой полуреакции.

    Mn O 4 → Mn 2+ + 4 H 2 O

    3 H 2 O + I → I O 3

    Шаг 2B : Сбалансируйте атомов водорода , добавив ионы H + .

    8H + + MnO 4 → Mn 2+ + 4H 2 O

    Левая сторона имеет чистую стоимость +7 , а правая сторона имеет чистую стоимость +2

    3H 2 O + I → IO 3 + 6H +

    Левая сторона имеет чистую стоимость -1 , а правая сторона имеет чистую стоимость +5

    Шаг 2C : Сбалансируйте общий заряд, добавив электронов

    8H + + 5e + MnO 4 → Mn 2+ + 4H 2

  • 3 O
  • Левая сторона имеет заряд +2 , в то время как правая сторона имеет заряд +2 . Они сбалансированы.

    3H 2 O + I → IO 3 + 6H + + 6e

    На левой стороне заряд -1 , а на правой стороне заряд -1 . Они сбалансированы.
    Примечание: Нам нужно было , а не явно определять степени окисления Mn или I, чтобы получить правильное количество электронов в каждой полуреакции.

    Этап 3 : Объедините полуреакции так, чтобы с левой и правой стороны было одинаковое количество электронов

    6 (8H + + 5E + MNO 4 → MN 2+ + 4H 2 33333333333333333 гг.

    5 (3H 2 O + I → IO 3 + 6H + + 4e 0037 )

    48H + + 30e + 15H 2 O + 6MnO 4 + 5I → 5IO 3 + 6Mn 2+ + 24H 2 O + 30e + 30H +
    Cancel the H + , electrons , and water :
    48H + + 30e + 15H 2 O + 6MnO 4 + 5I → 5IO 3 + 6Mn 2+ + 24H 2 O + 30e + 30H +

    Таким образом, общая сбалансированная реакция будет следующей:0044 — + 6Mn 2+ + 9H 2 О

    Проверьте свою работу, убедившись, что все элементы и заряды сбалансированы.

    Шаг 4 : Если реакция возникает в основных условиях, мы добавляем OH к каждой стороне, чтобы отменить H +
    18H + + 18OK 40045 + 186 186444444444444444444444444 4. 40045 40036 186 18.1864644. 6MnO 4 + 5I → 5IO 3 + 6Mn 2+ + 9H 2 O + 18OH

    18H + + 18OH станет 18H 2 O , поэтому общая сбалансированная реакция:

    9H 2 O + 6MNO 4 + 5I → 5IO 3 + 6MN 2+ + 18OH 77779 2+ + 18OH 7777 2+ + 18OH 2+ + 18OH 2+ + 18OH 9 2+ + 18OH + 6MN 2+ + 18OH +

    Опять же, рекомендуется проверить и убедиться, что все элементы сбалансированы и что заряд одинаков с обеих сторон. Если это не так, вам нужно найти ошибку на одном из предыдущих шагов.

    Example 2:
    Redox reaction of S 2 O 3 2- and H 2 O 2
    S 2 O 3 2- + H 2 O 2 S 4 O 6 2- + H 2 O

    Какие элементы подвергаются окислительно-восстановительному процессу? S и O

    Этап 1 : Запишите полуреакции, уравновешивающие элемент, подвергающийся окислительно-восстановительному процессу

    2S 2 O 3 2- S 4 O 6 2-

    H 2 O 2 2H 2 O

    Этап 2A : Баланс кислорода (уже сбалансирован)

    Этап 2B : Баланс водорода:

    2S 2 O 3 2- S 4 O 6 2-

    H 2 O 2 + 2H + 2H 2 O

    Этап 2C : Уравновешивание заряда путем добавления электронов:

    2S 2 O 3 2- S 4 O 6 2- + 2e
    H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 803 8 03 2

    Шаг 3 : Объединить полуреакции так, чтобы слева и справа было одинаковое количество электронов (уже равно)
    Общая сбалансированная реакция:

    2S 2 О 3 2- + Н 2 O 2 + 2H + → S 4 O 6 2- + 2H 2 O

    Обратите внимание, что нам снова не нужно знать формальные степени окисления S или O в реагентах и ​​продуктах, чтобы сбалансировать реакцию. В этом случае присвоение степеней окисления было бы довольно сложным, поскольку S 2 O 3 2- и S 4 O 6 2- содержат серу более чем в одной степени окисления.


    Эта страница под названием 4.2: Балансировка окислительно-восстановительных реакций распространяется под лицензией CC BY-SA 4.0 и была создана, изменена и/или курирована Chemistry 310 (Wikibook) с помощью исходного контента, который был отредактирован в соответствии со стилем и стандартами LibreTexts. Платформа; подробная история редактирования доступна по запросу.

    1. Наверх
    • Была ли эта статья полезной?
    1. Тип изделия
      Раздел или Страница
      Автор
      Химия 310 Студенты
      Лицензия
      CC BY-SA
      Версия лицензии
      4,0
      Показать страницу TOC
      № на стр.
    2. Теги
      1. [email protected]://en.wikibooks.org/wiki/Introduction_to_Inorganic_Chemistry

    Уравновешивание химических уравнений – практика, метод, примеры

    Уравновешивание химических уравнений на практике

    Уравновешивание химических уравнений с помощью ионно-электронной формулы и изменения степени окисления используется для уравновешивания окислительно-восстановительного процесса или окислительно-восстановительных реакций при изучении химии.

    1. Метод предназначен для уравновешивания частных уравнений окислителя и восстановителя и уравновешивания зарядов этих частных уравнений в растворах кислот и оснований.
    2. Другие ручные степени окисления используются для балансировки химических уравнений, созданных путем изменения или расчета степени окисления атомов реагентов и продуктов, присутствующих в химических элементах, молекулах или ионах.

    Балансировка окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом

    Балансировка химических уравнений ионно-электронным методом имеет определенные общие правила или формулы, которые мы используем для балансировки окислительно-восстановительных реакций. Используемые нами правила балансировки уравнений ионно-электронным методом могут включать,

    • Некоторые окислители и восстановители, а также их химическая формула для балансировки химических уравнений.
    • Составьте уравнения частичного баланса, представляющие восстановление окислителя и окисление восстановителя.
    • Если реакция протекает в кислом растворе, необходимо количество ионов водорода для уравновешивания числа атомов, участвующих в частных уравнениях. Для щелочного раствора или раствора с высоким pH мы используем ионы гидроксила.
    • Уравновешивание изменений частных химических уравнений путем добавления подходящего количества электронов. Эти электронные частицы участвуют в уравновешивающих полуреакциях.
    • Умножьте каждое частичное уравнение на подходящий коэффициент для балансировки химических веществ ионизации. Каждое из двух частных уравнений включает одинаковое количество электронов.
    • Сложите уравнения в частных производных и сократите сходные виды, которые появляются по обе стороны уравновешивающей химической реакции.

    Примеры балансировки химических уравнений

    Балансировка Fe в KMnO

    4 раствор

    Перманганат калия в разбавленной серной кислоте окисляет железо из двухвалентного состояния в трехвалентное путем изменения электронной конфигурации атома железа. Ион перманганата является окислителем, а ион двухвалентного железа является восстановителем в уравновешивающих химических уравнениях.

    MnO 4  + H + + Fe +2 → Mn +2 + Fe +3 + H 2

    O 90 левая часть уравнения 90 нести MnO 4 , ион H + и ион Fe +2 , а в правой части будет Mn +2 , вода и Fe +3 .

    Частичное уравнение представляет собой восстановление окислителя,
    MnO 4  → Mn +2

    Эта реакция происходит в растворе кислоты, поэтому мы используем ионы водорода для уравновешивания четырех атомов кислорода в перманганате ион,
    MnO 4 + 8 H + → Mn +2 + 4 H 2 O

    Приведенное выше частное уравнение все еще несбалансировано с точки зрения зарядов. Уравнение уравновешивается введением пяти электронов:
    MnO 4 + 8 H + + 5e → Mn +2 + 4 H 2 O

    Частное уравнение представляет собой окисление восстановителя.
    Fe +2 → Fe +3 + e

    Это сбалансированное уравнение относительно зарядов и реагирующих элементов. Чтобы уравновесить заряды уравнений в частных производных, это уравнение умножается на 5 и добавляется к первому уравнению.

    MNO 4 + 8 H + + 5E → MN +2 + 4 H 2 O
    5 × (FE +2 → FE +3 + E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E) E). 4 + 8 H + + 5 Fe +2 → Mn +2 + 5 Fe +3 + 4 H 2 O

    дихроматид калия в уравнительном растворе дихроматида калия

    38

    Для уравновешивания окисления йодида калия в кислом растворе дихромата хром восстанавливается из состояния +6 в состояние +3, а ион йода окисляется с образованием элементарной молекулы йода.

    Балансирующие уравнения в частных производных дихроматной и йодной сторон:
    2 I → I 2 + 2e

    Для балансировки общих уравнений йодная часть умножается на 3 и прибавляется к бихроматной стороне.

    Cr 2 O 7 −2 + 14 H + + 6e → 2 Cr +3 + 7 H 2 O
    3 (2 I → I 2 + 2E)
    CR 2 O 7 — 2 + 14 H + + 6 I → 2 CR + + 6 I → 2 CR + 3 + 6 I → 2 CR + + 6 I → 2 CR + + 6 I + 3 + 6. + 3 I 2 + 7 H 2 O

    Перманганатный ион в щелочном растворе

    Перманганатный ион в щелочном растворе окисляет NA 2 SNO 2 до NA 2 333 2 3 . Частичное уравнение представляет собой восстановление окислителей в щелочном растворе и уравновешивает химические уравнения с необходимым количеством ОН  –  ионов.

    MnO 4 + 2 H 2 O → MnO 2 + 4 OH

    электроны.

    MnO 4 + 2 H 2 O + 3e → MnO 2 + 4 OH

    Частное уравнение снова представляет окисление восстановителя.

    СНО 2 −2 + 2 OH → SnO 3 −2 + H 2 O + 2e

    Для балансировки общих химических уравнений первое частичное уравнение умножается на 2, а второе частичное уравнение умножается на 3.

    2MnO 4 + 4 H 2 O + 6e → 2 MnO 2 + 8 OH
    3 SnO 2 −2 + 6 OH → 3 SnO 3 −2 + 3 H 2 O + 6e
    2 MnO 4 + 3 SnO 2 2 + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 SnO 3 2 + 2 OH

    Задача: Как можно сбалансировать химическое уравнение перманганата и марганца с помощью перекиси водорода в кислом растворе?

    Решение: Баланс частных уравнений для приведенной выше химической реакции:
    MnO 4 + 8 H + + 5e → Mn +2 + 4 H 2 O
    H 2 O 2 → 2 H + + O 2 + 38 2e 90 первое уравновешивающее уравнение умножается на 2, а второе уравнение умножается на 5.

    2 MnO 4 + 16 H + + 10e → 2 Mn +2 + 8 H 2 0 3 0 3 0 5 H
    O 2 → 10 H + + 5 O 2 + 10e
    2 MnO 4 + 5 H 2 O 2 + 6 H + → 2 MN +2 + 8 H 2 O + 5O 2

    Балансировать равны. Практика

    9598 9085 9085 9085 9085 9085 9085 9085 9085 9085 9085.

    89898989898. Проблема. Проблема 9084

    848. Практика. Как мы можем сбалансировать уравнение окисления Mn +2 в MnO 4 кислым NaBiO 3 ?

    Раствор: NaBiO 3 окисляет Mn +2 до MnO 4  в растворе серной кислоты с образованием BiO + ион.

    Баланс частных уравнений и общее химическое уравнение для вышеуказанной химической реакции: 3 + 20 H + + 10e → 5 BiO + + 10 H 2 O
    2 Mn +2 + 5 BiO 3 + 4 H + → MnO 4 + 5 BiO + + 2 H 2 O

    Задача: Уравновешивание химического уравнения восстановления нитрат-иона до аммиака алюминием в водном растворе гидроксида натрия.

    Решение: Баланс частичного и общего уравнения восстановления нитрат-иона до аммиака алюминием в водном гидроксиде натрия:

    3 NO 3 + 18 H NH 3 + 27 OH
    8 Al + 32 OH → 8 AlO 2 + 16 H 2 O + 24E
    3 NO 3 + 8 AL + 2 H 2 O + 5 OH → 3 NH 3 + 8AL 9003 2O 9003 2 2 + 8.

    Уравновешивание химических уравнений методом степени окисления

    Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций путем изменения степени окисления идет рука об руку с ионно-электронными методами уравновешивания химических уравнений.

    Проиллюстрируем этот метод балансировки уравнения окислением железа в кислом растворе перманганата.

    MnO 4  + Fe +2 → Mn +2 + Fe +3

    Для балансировки степень окисления Mn уменьшается на 5, а железо увеличивается на 1 в приведенных выше уравнениях . Подставив правильный коэффициент в приведенные выше уравнения,
    MnO 4 + 5 Fe +2 → Mn +2 + 5 Fe +3

    Используя ионы водорода и молекулы воды, уравновешивающее химическое вещество уравнение,
    MnO 4 + 8 H + + 5 Fe +2 → Mn +2 + 5 Fe +3 + 4 H 2 O

    Уравновешивание по степени окисления Балион Примеры

    9 Кислотный дихромат раствор

    CR 2 O 7 2 + I → 2 CR +3 + I 2

    Номер oxidatation щетки HRAMEAS hROM. йода увеличивается на 1. Подставив правильный множитель в приведенные выше уравнения,
    Cr 2 O 7 2 + 6I → 2 Cr +3 + 3 I 2

    уравнение выше. Таким образом, общее сбалансированное уравнение выглядит следующим образом: 2 O

    Балансировка станнита натрия и станната в щелочном растворе

    MNO 4 + SNO 2 -2 → MNO 2 + SNO 3 — 2

    Номер oxidation of MANANERESERESATIONSIOD SITMERESERESTATION SITMERESSIOD SITMERESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION SINESERESTATION. 2. Уравнивание возрастания и убывания степени окисления путем подстановки правильного коэффициента

    Два гидроксильных иона и необходимое количество молекул воды добавляются, чтобы сбалансировать приведенное выше химическое уравнение. Таким образом, уравнение баланса для приведенных выше реакций
    2 MNO 4 + 3 SNO 2 −2 + H 2 O → 2 MNO 2 + 3 SNO 3 — 2 + 2 OH 3 — 2 + 2 OH — 2 + 2 ONO — 2 + 2 ONO 3 — 2 + 3 SNO — 2 + 3 SNO 3 — 2 + 3. йодид-ион и йодат-ион в кислом растворе

    Изменение степени окисления йода до уравновешивания йодид-иона и йодат-иона в кислом растворе,
    I (−1) + IO 3  (+5) → I 2 (0)

    Степень окисления йодида увеличивается на 1, а йодат-иона уменьшается на 5. Подставляя правильные факторы для уменьшения и увеличения степени окисления и балансируя приведенное выше уравнение,
    I + IO 3 + 6 H + → I 2 + 3 H 2 O

    Уравновешивание сернистой кислоты в химическом окислении дихромата8 1 9080 to sulfuric acid by potassium dichromate is,

    3 SO 3 2 + Cr 2 O 7 −2 + 8 H + → 3 SO 4 −2 + 2 Кр +3 + 4 Н 2 O

    Для уравновешивающих уравнений степень окисления двух атомов хрома уменьшается на 6, а степень окисления серы увеличивается на 2. Поэтому мы подставляем правильный коэффициент и необходимое количество ионов водорода и воды, чтобы сбалансировать выше ионных уравнений.

    Приведенное выше обсуждение окислительно-восстановительных реакций полезно для балансировки любых химических уравнений с помощью ионно-электронной формулы и метода степени окисления.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *