Një tipar specifik i shumë OVR-ve është se kur përpilohen ekuacionet e tyre, zgjedhja e koeficientëve është e vështirë. Për të lehtësuar zgjedhjen e koeficientëve, ata më së shpeshti përdorin metoda e bilancit elektronik dhe metoda jon-elektron (metoda e gjysmëreaksionit). Le të shohim përdorimin e secilës prej këtyre metodave duke përdorur shembuj.

Metoda e bilancit elektronik

Ajo bazohet në rregulli tjetër: numri i përgjithshëm i elektroneve të dhëna nga atomet reduktuese duhet të përputhet me numrin total të elektroneve të pranuara nga atomet oksiduese.

Si shembull i përpilimit të një ORR, le të shqyrtojmë procesin e ndërveprimit të sulfitit të natriumit me permanganat kaliumi në një mjedis acid.

1. Së pari ju duhet të hartoni një diagram reagimi: shkruani substancat në fillim dhe në fund të reaksionit, duke marrë parasysh që në një mjedis acid MnO 4 - reduktohet në Mn 2+ ():

1. Më pas, ne përcaktojmë se cilat nga lidhjet janë; Le të gjejmë gjendjen e tyre të oksidimit në fillim dhe në fund të reaksionit:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Nga diagrami i mësipërm është e qartë se gjatë reaksionit gjendja e oksidimit të squfurit rritet nga +4 në +6, kështu që S +4 jep 2 elektrone dhe është agjent reduktues. Gjendja e oksidimit të manganit u ul nga +7 në +2, d.m.th. Mn+7 pranon 5 elektrone dhe është agjent oksidues.

1. Le të hartojmë ekuacione elektronike dhe të gjejmë koeficientët e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues.

S +4 – 2e – = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Në mënyrë që numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti reduktues, është e nevojshme:

• Numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues vihet si koeficient përballë agjentit oksidues.
• Numri i elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues vihet si koeficient përballë agjentit reduktues.

Kështu, 5 elektrone të pranuara nga agjenti oksidues Mn +7 vendosen si koeficient përballë agjentit reduktues dhe 2 elektrone jepen nga agjenti reduktues S +4 si koeficient përballë agjentit oksidues:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Më pas, duhet të barazojmë numrin e atomeve të elementeve që nuk ndryshojnë gjendjen e oksidimit, në sekuencën vijuese: numri i atomeve të metalit, mbetjet e acidit, numri i molekulave të mediumit (acid ose alkal). Së fundi, numëroni numrin e molekulave të ujit të formuar.

Pra, në rastin tonë, numri i atomeve metalike në anën e djathtë dhe të majtë është i njëjtë.

Duke përdorur numrin e mbetjeve të acidit në anën e djathtë të ekuacionit, gjejmë koeficientin për acidin.

Si rezultat i reaksionit, formohen 8 mbetje acide SO 4 2-, nga të cilat 5 janë për shkak të transformimit 5SO 3 2- → 5SO 4 2-, dhe 3 janë për shkak të molekulave të acidit sulfurik 8SO 4 2- - 5SO 4. 2- = 3SO 4 2 - .

Kështu, ju duhet të merrni 3 molekula të acidit sulfurik:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Në mënyrë të ngjashme, ne gjejmë koeficientin për ujë nga numri i joneve të hidrogjenit në sasinë e dhënë të acidit

6H + + 3O -2 = 3H 2 O

Forma përfundimtare e ekuacionit është:

Një shenjë që koeficientët janë vendosur saktë është një numër i barabartë i atomeve të secilit element në të dy anët e ekuacionit.

Metoda jon-elektronike (metoda e gjysmë-reaksionit)

Reaksionet e oksido-reduktimit, si dhe reaksionet e shkëmbimit, në tretësirat e elektroliteve ndodhin me pjesëmarrjen e joneve. Kjo është arsyeja pse ekuacionet jonike-molekulare ORR pasqyrojnë më qartë thelbin e reaksioneve oksido-reduktuese. Gjatë shkrimit të ekuacioneve jon-molekulare, elektrolitet e forta shkruhen si , dhe elektrolitet e dobëta, precipitatet dhe gazrat shkruhen si molekula (në formë jo të shkëputur). Në skemën jonike, grimcat që pësojnë ndryshime në to gjendjet e oksidimit, si dhe grimcat që karakterizojnë mjedisin: H + - mjedis acid oh - - mjedis alkalik dhe H 2 O - mjedis neutral.

Le të shqyrtojmë një shembull të kompozimit të një ekuacioni reagimi ndërmjet sulfit natriumi dhe permanganat kaliumi në një mjedis acid.

1. Së pari ju duhet të hartoni një skemë reagimi: shkruani substancat në fillim dhe në fund të reaksionit:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Le ta shkruajmë ekuacionin në formë jonike, duke reduktuar ato jone që nuk marrin pjesë në procesin e oksido-reduktimit:

SO 3 2- + MnO 4 - + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O

1. Më pas do të përcaktojmë agjentin oksidues dhe agjentin reduktues dhe do të përshkruajmë gjysmëreaksionet e proceseve të reduktimit dhe oksidimit.

Në reagimin e mësipërm agjent oksidues - MnO 4- pranon 5 elektrone dhe reduktohet në mjedis acid në Mn 2+. Në këtë rast, lëshohet oksigjen, i cili është pjesë e MnO 4 -, i cili, duke u kombinuar me H +, formon ujë:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O

Reduktues SO 3 2-- oksidohet në SO 4 2-, duke hequr dorë nga 2 elektrone. Siç mund ta shihni, joni SO 4 2- që rezulton përmban më shumë oksigjen sesa origjinali SO 3 2-. Mungesa e oksigjenit plotësohet nga molekulat e ujit dhe si rezultat lirohet 2H +:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H +

1. Gjetja e koeficientit për agjentin oksidues dhe reduktues, duke marrë parasysh që agjenti oksidues shton aq elektrone sa agjenti reduktues heq dorë në procesin e oksidim-reduktimit:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 agjent oksidues, procesi i reduktimit

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H + ¦5 agjent reduktues, procesi i oksidimit

1. Pastaj ju duhet të përmblidhni të dy gjysmëreaksionet, duke para-shumëzuar me koeficientët e gjetur, marrim:

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Duke reduktuar terma të ngjashëm, gjejmë ekuacionin jonik:

2MnO 4 - + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Le të shkruajmë ekuacionin molekular, e cila ka formën e mëposhtme:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

NË formë jonike ekuacioni merr formën:

SO 3 2- + MnO 4 - + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH -

Gjithashtu, si në shembullin e mëparshëm, agjenti oksidues është MnO 4 -, dhe agjenti reduktues është SO 3 2-.

Në një mjedis neutral dhe pak alkalik, MnO 4 - pranon 3 elektrone dhe reduktohet në MnO 2. SO 3 2- - oksidohet në SO 4 2-, duke hequr dorë nga 2 elektrone.

Gjysmë-reaksione kanë formën e mëposhtme:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - = MnO 2 + 4OH - ¦2 agjent oksidues, procesi i reduktimit

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 agjent reduktues, procesi i oksidimit

Le të shkruajmë ekuacionet jonike dhe molekulare, duke marrë parasysh koeficientët e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O = 2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Dhe një shembull tjetër është hartimi i një ekuacioni reagimi ndërmjet sulfit natriumi dhe permanganat kaliumi në një mjedis alkalik.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

NË formë jonike ekuacioni merr formën:

SO 3 2- + MnO 4 - + OH - = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

Në një mjedis alkalik agjent oksidues MnO 4 - pranon 1 elektron dhe reduktohet në MnO 4 2-. Agjenti reduktues SO 3 2- oksidohet në SO 4 2-, duke dhënë 2 elektrone.

Gjysmë-reaksione kanë formën e mëposhtme:

MnO 4 - + e - = MnO 2 ¦2 agjent oksidues, procesi i reduktimit

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 agjent reduktues, procesi i oksidimit

Le të shkruajmë ekuacionet jonike dhe molekulare, duke marrë parasysh koeficientët e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Duhet të theksohet se ORR spontan nuk mund të ndodhë gjithmonë në prani të një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues. Prandaj, për të karakterizuar në mënyrë sasiore forcën e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues dhe për të përcaktuar drejtimin e reaksionit, përdoren vlerat e potencialeve redoks.

Metoda e bilancit elektronik

Metoda e bilancit elektronik- një nga metodat për barazimin e reaksioneve të reduktimit të oksidimit (ORR) konsiston në caktimin e koeficientëve në ORR bazuar në gjendjet e oksidimit për barazimin e saktë, duhet ndjekur një sekuencë e caktuar veprimesh.

1. Gjeni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
2. Hartoni diagrame (gjysmë-reaksione) të tranzicioneve të elektroneve për to që korrespondojnë me këtë proces redoks.
3. Barazoni numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra në gjysmëreaksione.
4. Përmblidhni veçmas pjesën e majtë dhe të djathtë të gjysmëreaksioneve.
5. Vendosni koeficientët në ekuacionin e reaksionit redoks.

Tani le të shohim një shembull specifik

Jepet reaksioni: Li + N 2 = Li 3 N

1. Gjeni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues:

Li 0 + N 2 0 = Li 3 +1 N −3

N fiton elektrone, është një agjent oksidues

Li dhuron elektrone, është një agjent reduktues

2. Përpiloni gjysmëreaksione:

Li 0 - 1e = Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

3. Tani le të barazojmë numrin e elektroneve të dhuruara dhe të pranuara në gjysmëreaksionin:

6* |Li 0 - 1e = Li +1

1* |N 2 0 + 6e = 2N −3

Ne marrim:

6Li 0 - 6e = 6Li +1

N 2 0 + 6e = 2N −3

4. Le të përmbledhim veçmas pjesën e majtë dhe të djathtë të gjysmëreaksioneve:

6Li + N 2 = 6Li +1 + 2N −3

5. Le të renditim koeficientët në reaksionin redoks:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Le të shohim një shembull më kompleks

Jepet reaksioni: FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Si rezultat i reaksionit, atomet e hekurit oksidohen, atomet e squfurit oksidohen dhe atomet e oksigjenit reduktohen.

1. Ne shkruajmë gjysmëreaksionet për squfurin dhe hekurin:

Fe +2 - 1e = Fe +3

S −2 - 6e = S +4

Totali për të dy proceset mund të shkruhet si më poshtë:

Fe +2 + S −2 - 7e = Fe +3 + S +4

Ne shkruajmë gjysmë-reaksionin për oksigjenin:

O 2 +4e = 2O −2

2. Barazojmë numrin e elektroneve të dhëna dhe të pranuara në dy gjysmëreaksione:

4*| Fe +2 + s −2 - 7e = Fe +3 + S +4

7*| O 2 + 4e = 2O −2

3. Le të përmbledhim të dy gjysmëreaksionet:

4Fe +2 + 4S −2 + 7O 2 = 4Fe +3 + 4S +4 + 14O −2

4. Le të rregullojmë koeficientët në reaksionin redoks:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

Fondacioni Wikimedia.

2010.

Një ekuacion kimik (ekuacion i një reaksioni kimik) është një paraqitje konvencionale e një reaksioni kimik duke përdorur formula kimike, koeficientë numerikë dhe simbole matematikore. Ekuacioni i një reaksioni kimik jep cilësinë dhe sasinë... ... Wikipedia

Reaksionet redoks janë reaksione kimike të shoqëruara nga një ndryshim në numrat e oksidimit (Shih numrin e oksidimit) të atomeve. Fillimisht (që nga prezantimi i teorisë së djegies së oksigjenit në kimi nga A. Lavoisier, fundi i shekullit të 18-të) ... ...

Reduktimi i oksidimit, reaksionet redoks, reaksionet kimike të shoqëruara me një ndryshim në numrin e oksidimit të atomeve. Fillimisht (që nga prezantimi i teorisë së djegies së oksigjenit në kimi nga A. Lavoisier, fundi i shekullit të 18-të) ... ... Enciklopedia e Madhe Sovjetike

Një teknikë për marrjen në mënyrë të përsëritur të imazheve (printimeve) identike duke transferuar një shtresë boje nga një pllakë printimi në letër ose material tjetër. Procesi aktual i transferimit të një imazhi nga një pllakë printimi në letër quhet printim. Por kjo…… Enciklopedia e Collier

Matematika Kërkimet shkencore në fushën e matematikës filluan të kryhen në Rusi në shekullin e 18-të, kur L. Euler, D. Bernoulli dhe shkencëtarë të tjerë të Evropës Perëndimore u bënë anëtarë të Akademisë së Shkencave të Shën Petersburgut. Sipas planit të Pjetrit I, akademikët janë të huaj... ... Enciklopedia e Madhe Sovjetike

Paratë elektronike- (Paraja elektronike) Paraja elektronike janë detyrimet monetare të emetuesit në formë elektronike Gjithçka që duhet të dini për paranë elektronike, historinë dhe zhvillimin e parasë elektronike, transferimin, shkëmbimin dhe tërheqjen e parave elektronike në sisteme të ndryshme pagesash. Enciklopedia e Investitorëve

sistemi- Sistemi 4.48: Një kombinim i elementeve ndërveprues të organizuar për të arritur një ose më shumë qëllime të specifikuara. Shënim 1 Një sistem mund të konsiderohet si një produkt ose shërbime që ai ofron. Shënimi 2 Në praktikë... ... Fjalor-libër referues i termave të dokumentacionit normativ dhe teknik

Thelbi Metoda e bilancit elektronikështë:

• Llogaritja e ndryshimit të gjendjes së oksidimit për secilin nga elementët e përfshirë në ekuacionin e reaksionit kimik
• Elementet gjendja e oksidimit të të cilëve nuk ndryshon si rezultat i reaksionit nuk merren parasysh
• Nga elementët e mbetur, gjendja e oksidimit të të cilëve ka ndryshuar, hartohet një bilanc, i cili konsiston në llogaritjen e numrit të elektroneve të fituara ose të humbura.
• Për të gjithë elementët që kanë humbur ose kanë fituar elektrone (numri i të cilave ndryshon për secilin element), gjeni shumëfishin më të vogël të përbashkët
• Vlera e gjetur është koeficienti bazë për kompozimin e ekuacionit.

Vizualisht, algoritmi për zgjidhjen e problemit duke përdorur Metoda e bilancit elektronik paraqitur në diagram.

Se si duket kjo në praktikë diskutohet duke përdorur shembullin e detyrave hap pas hapi.

A) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
b) Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
c) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Zgjidhje.
Për të zgjidhur këtë problem, ne do të përdorim rregullat për përcaktimin e gjendjes së oksidimit.

Zbatimi hap pas hapi i metodës së bilancit elektronik. Shembull "a"

Le të kompozojmë bilanc elektronik për çdo element të reaksionit të oksidimit Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Hapi 1. Le të llogarisim gjendjet e oksidimit për çdo element të përfshirë në një reaksion kimik.

Ag. Argjendi fillimisht është neutral, domethënë ka një gjendje oksidimi zero.

Për HNO 3 përcaktojmë gjendjen e oksidimit si shuma e gjendjeve të oksidimit të secilit element.

Gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1, oksigjeni është -2, prandaj, gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

(në total, përsëri, marrim zero, siç duhet të jetë)

Tani le të kalojmë në pjesën e dytë ekuacionet

Për AgNO 3, gjendja e oksidimit të argjendit është +1 oksigjen -2, prandaj gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

Për NO, gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2, prandaj azoti është +2

Për H 2 O, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1, oksigjeni -2

Hapi 2. Shkruani ekuacionin në një formë të re, duke treguar gjendjen e oksidimit të secilit prej elementeve të përfshirë në reaksionin kimik.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Nga ekuacioni që rezulton me gjendjet e treguara të oksidimit, shohim një çekuilibër në shumën e gjendjeve pozitive dhe negative të oksidimit elemente individuale.

Hapi 3. Le t'i shkruajmë veçmas në formë bilanc elektronik- cili element dhe sa elektrone humb ose fiton:
(Është e nevojshme të merret parasysh që elementët, gjendja e oksidimit të të cilëve nuk ka ndryshuar, nuk përfshihen në këtë llogaritje)

Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Argjendi humbet një elektron, azoti fiton tre. Kështu, shohim se për balancimin duhet të aplikojmë një faktor 3 për argjendin dhe 1 për azotin. Atëherë numri i elektroneve të humbura dhe të fituara do të jetë i barabartë.

Hapi 4. Tani, bazuar në koeficientin e marrë "3" për argjendin, ne fillojmë të balancojmë të gjithë ekuacionin duke marrë parasysh numrin e atomeve që marrin pjesë në reaksionin kimik.

• Në ekuacionin fillestar vendosim një tre përpara Ag, e cila do të kërkojë të njëjtin koeficient përballë AgNO 3.
• Tani kemi një çekuilibër në numrin e atomeve të azotit. Ka katër prej tyre në anën e djathtë, një në të majtë. Prandaj, ne vendosim një koeficient prej 4 përpara HNO 3
• Tani mbetet të barazojmë 4 atome hidrogjeni në të majtë dhe dy në të djathtë. Ne e zgjidhim këtë duke aplikuar një faktor 2 përpara H 2 O

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

Shembull "b"

Le të kompozojmë bilanc elektronik për çdo element të reaksionit të oksidimit Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Për H 2 SO 4, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1 oksigjen -2 ku gjendja e oksidimit të squfurit është 0 - (+1) * 2 - (-2) * 4 = +6

Për CaSO 4, gjendja e oksidimit të kalciumit është +2 e oksigjenit -2, nga ku gjendja e oksidimit të squfurit është 0 - (+2) - (-2)*4 = +6

Për H2S, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1, përkatësisht, e squfurit -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (faktori 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

1.Cr2(SO4)3 +… + NaOH → Na2CrO4 + NaBr +… + H2O

2. Si + HNO3 + HF → H2SiF6 + NO + …

3. P + HNO3 + … → JO + …

4. K2Cr2O7 + … + H2SO4 → I2 + Cr2(SO4)3 + … + H2O

5. P + HNO3 + … → NO2 + …

6. K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + KCl + … + …

7. B + HNO3 + HF → HBF4 + NO2 + …

8. KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + …+ …

9. KMnO4 + … → Cl2 + MnCl2 + … + …

10. H2S + HMnO4 → S + MnO2 +

11. KMnO4 + KBr + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + … + …

12. KClO + … → I2 + KCl + …

13. KNO2 + … + H2SO4 → JO + I2 + … + …

14. NaNO2 + … + H2SO4 → NO + I2 + … + …

15. HCOH + KMnO4 → CO2 + K2SO4 + … + …

16. PH3 + HMnO4 → MnO2 + … + …

17. P2O3 + HNO3 + … → JO + …

18. PH3 + HClO3 → HCl + …

19. Zn + KMnO4 + … → … + MnSO4 + K2SO4 + …

20. FeCl2 + HNO3 (konk..) → Fe(NO3)3 + HCl + … + …

Detyrat C1(zgjidhje dhe përgjigje)

1. Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

Si0 – agjent reduktues, HNO3(N+5) – agjent oksidues

3. 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

KI (I-) – agjent reduktues, K2Cr2O7 (Cr+6) – agjent oksidues

5.

K2Cr2O7 (Cr+6) – agjent oksidues, HCl (Cl-) – agjent reduktues

7. B + 3HNO3 + 4HF = HBF4 + 3NO2 + 3H2O

H2S (S-2) – agjent reduktues, KMnO4 (Mn+7) – agjent oksidues

9. 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

H2S (S-2) – agjent reduktues, HMnO4 (Mn+7) – agjent oksidues

11. 2KMnO4 + 10KBr + 8H2S04 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

KClO (Cl+1) – agjent oksidues, HI (I-) – agjent reduktues

13. KNO2 + 2HI + H2SO4 = 2NO + I2 + K2SO4 + 2H2O

NO (N+2) – agjent reduktues, KClO (Cl+1) – agjent oksidues

15. 5HCOH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CO2 + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O

KMnO4 (Mn+7) – agjent oksidues, PH3 (P-3) – agjent reduktues

17. 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 4NO + 6H3PO4

PH3 (P-3) – agjent reduktues, HClO3 (Cl+5) – agjent oksidues

19. 5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

FeCl2 (Fe+2) – agjent reduktues, HNO3(N+5) – agjent oksidues

detyrat C2

1. Substancat e dhëna: amoniak magnez, azot, acid nitrik (i holluar). Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

2. Lëndët e dhëna: kalcium, fosfor, acid nitrik. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

3. Substancat e dhëna: sulfit natriumi, ujë, hidroksid kaliumi, permanganat kaliumi, acid fosforik. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

4. Lëndët e dhëna: bakër, acid nitrik, sulfur bakri (II), oksid nitrik (II).

5. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

6. Lëndët e dhëna: squfuri, sulfuri i hidrogjenit, acidi nitrik (konc.), acidi sulfurik (konc.). Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

7. Jepen tretësira ujore: klorur hekuri (III), jodur natriumi, dikromat natriumi, acid sulfurik dhe hidroksid cezium. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

9. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

10. Lëndët e dhëna: karboni, hidrogjeni, acidi sulfurik (konc.), dikromati i kaliumit. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

11. Substancat e dhëna: silic, acid klorhidrik, sodë kaustike, bikarbonat natriumi. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

12. Lëndët e dhëna: alumin, ujë, acid nitrik i holluar, tretësirë ​​e koncentruar hidroksid natriumi. Shkruani ekuacione për katër reaksionet e mundshme.

13. Jepen tretje ujore: sulfur natriumi, sulfur hidrogjeni, klorur alumini, klor. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

14. Lëndët e dhëna: oksid natriumi, oksid hekuri (III), jodur hidrogjeni, dioksid karboni. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

15. Jepen tretësira ujore: heksahidroksoaluminat kaliumi, klorur alumini, sulfur hidrogjeni, hidroksid rubidium. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave

16. Lëndët e dhëna: karbonat kaliumi (tretësirë), bikarbonat kaliumi (tretësirë), dioksid karboni, klorur magnezi, magnez. Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

17. Lëndët e dhëna: nitrat natriumi, fosfor, brom, hidroksid kaliumi (tretësirë). Shkruani ekuacione për katër reaksione të mundshme ndërmjet këtyre substancave.

detyrat C2 (zgjidhje dhe përgjigje)

detyrat C3

Shkruani ekuacionet e reaksionit që mund të përdoren për të kryer transformimet e mëposhtme:

t0, Sakt. + CH3Cl, AlCl3 + Cl2, UV + KOH aq., t0

1. Ethine → X1 → toluen → X2 → X3 → C6H5-CH2-OOCH

H2SO4 dil. H2SO4 konc. t0 +Br2 + KOH aq, t0

2. Kaliumi → etoksidi i kaliumit → X1 → CH2 = CH2 → X2 → X3

Н2О 12000 t0, kat. + CH3Cl, AlCl3 +Cl2, UV

3. Karbid alumini → X1 → X2 → benzen → X3 → X4

H2O +H2O + KMnO4+ H2SO4 CaCO3 t0

4. CaC2 → etin → etanal → X1 → X2 → X3

CH3Cl, AlCl3 + KMnO4+ H2SO4 + CH3OH, H2SO4

5. Metan → X1 → benzen → X2 → acid benzoik → X3

Br2, dritë + KOH (alkool) HBr Na

6. CH3-CH2-CH(CH3)-CH3 → X1 → X2 → X1 → X3 → CO2

NaMnO4 + NaOH elektrolizë Cl2, dritë KOH, H2O H2SO4, t0

7. CH3CHO → X1 → C2H6 → X2 → X3 → (C2H5)2O

H2O, Hg2+ + KMnO4+ H2SO4 + NaOH +CH3I + H2O, H+

8. C2H2 → X1 → CH3COOH → X2 → X3 → acid acetik

O2 +H2, mace. + Na + HCl + KMnO4 +H2SO4

9. CH4 → NSNO → X1 → X2 → X1 → X3

C, t + C2H5Cl, AlCl3 Br2,hν KOH(alkool) KMnO4, H2O

10. С2Н2→ X1 → C6 N5 ME2 N5 → X2 → X3 → X4

Ag(NH3)2]OH Cl2,hν NaOH(alkool) +CH3OH, polimerizimi H2SO4

11. CH3-CH2-CHO → X1 → X2 → X3 → X4 → X5

H2SO4, 2000C kat., t +OH + HCl +KMnO4+ H2O

12. Etanol → X1 → X2 → Ag2C2→ X2 → X3

Vep., t + Cl2, FeCl3, t +HONO2, H2SO4 +KMnO4 + H2SO4

13. С2Н2→ X1 → X2 → C6 N5 CH3 → CH3 - ME6 N4- NO2 → X3

elektroliza +Cl2, hν + NaOH +H2O H2SO4 (konc), t ‹ 1400

14. CH3COOH → X1 → C2H6 → X2 → X3 → X4

H2, Ni, t +HBr, H2SO4 + KOH(alkool) + O2, t, Pd2+ +OH

15. CH3CHO → X1 → X2 → etilen → CH3CHO → X3

detyrat C3 (zgjidhje dhe përgjigje)

Detyrat C4 (zgjidhje dhe përgjigje)

1. 3 Cu+8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2JO+4H2O(1)

m(tretësirë ​​HNO3) = 115,3 g

m(HNO3) = 115.3. 0,3 = 34,59 g

n(HNO3) = 34,59 g / 63 = 0,55 mol

n(Cu) = 6,4 g / 64 g/mol = 0,1 mol

HNO3 – me tepricë

n (i matur HNO3) = 0,1. 8/3 = 0,27

n(teprica HNO3) = 0,55 mol - 0,27 mol = 0,28 mol

Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaNO3 (2)

n(Cu(NO3)2) = 0,1 mol (nga ekuacioni 1)

n(NaOH) = 0,2 mol (nga ekuacioni 2)

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O (me tepricë HNO3) (3)

n(NaOH) = 0,28 mol

n (NaOH total) = 0,2 + 0,28 = 0,48 mol

m(NaOH) = 0,48 mol. 40 g/mol = 19,2 g

ω(NaOH) = m (aq.) / m (ra.) = 0,096 ose 9,6%

2. AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3

m(NaCl) = 1170 g 0,005 = 5,85 g

n(NaCl) = 5,85 g / 58,5 g/mol = 0,1 mol

m(AgNO3) = 1275 g 0,002 = 2,55 g

n(AgNO3) = 2,55 g / 170 g/mol = 0,015 mol

AgNO3 - në mungesë

n(NaNO3) = 0,015 mol

m(NaNO3) = 0,015 mol. 85 g/mol = 1,28 g

n(AgCl) = 0,015 mol

m(AgCl) = 0,015 mol. 143,5 g/mol = 2,15 g

m(tretësirë) = 1275 g + 1170 g - 2,15 g = 2442,85 g

ω(NaNO3)= 1,28 g / 2442,85 g = 0,00052 ose 0,052%

3. NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

m(NH4Cl) = 107 g 0,2 = 21,4 g

n(NH4Cl) = 21,4 g /53,5 g/mol = 0,4 mol

m(NaOH) = 150 g 0,18 = 27 g

n(NaOH) = 27 g / 40 g/mol = 0,675 mol

NH4Cl – në mungesë

n(NH3) = 0,4 mol

m(NH3) = 0,4 mol. 17 g/mol = 6,8 g

n(NaCl) = 0,4 mol

m(NaCl) = 0,4 mol. 58,5 g/mol = 23,4 g

m(tretësirë) = 107 g + 150 g - 6,8 g = 250,2 g

ω(NaCl) = 23,4 g / 250,2 g = 0,0935 ose 9,35%

NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

n(H3PO4) = n(NH3) = 0,4 mol

m(H3PO4) = 0,4 mol. 98 g/mol = 39,2 g

m (tretësirë ​​H3PO4)= 39,2 g / 0,6 = 65,3 g

4. CaH2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2

n(H2)= 11,2 l / 22,4 l/mol = 0,5 mol

m(H2) = 0,5 mol. 2 g/mol = 1 g

n(CaH2) = 0,25 mol

m(CaH2) = 0,25 mol. 42 g/mol = 10,5 g

m(HCl në tretësirë) = 200 g 0,15 = 30 g

n(HCl reagoi) = 0,5 mol

m(reagojnë HCl.) = 0,5 mol. 36,5 g/mol = 18,25 g

m(pushimi HCl.) = 30 g - 18,25 g = 11,25 g

m(tretësirë) = 200 g + 10,5 g - 1 g = 209,5 g

ω(HCl)= 11,75 g / 209,5 g = 0,056 ose 5,6%

5. LiOH + HNO3 = LiNO3 + H2O

m(tretësirë ​​LiOH) = 125 ml. 1,05 g/ml = 131,25 g

m(LiOH) = 131,25 g 0,05 = 6,57 g

n(LiOH) = 6,57 g / 24 g mol = 0,27 mol

m(tretësirë ​​HNO3) = 100 ml. 1,03 g/ml = 103 g

m(HNO3) = 103 g 0,05 = 5,15 g

n(HNO3) = 5,15 g / 63 g/mol = 0,082 mol

HNO3 është në mungesë, prandaj mjedisi është alkalik

n(LiNO3) = 0,082 mol

m(LiNO3) = 0,082 mol. 69 g/mol = 5,66 g

m(tretësirë) = 131,25 g + 103 g = 234,25 g

ω(LiNO3)= 5,66 g / 234,25 g = 0,024 ose 2,4%

6. 3Cl2 + 6NaOH(malet) = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

m(tretësirë ​​NaOH) = 228,58 ml. 1,05 g/ml = 240 g

m(NaOH) = 240 g 0,05 = 12 g

n(NaOH) = 12 g / 40 g / mol = 0,3 mol

n(Cl2) = 0,15 mol m(Cl2) = 0,15 mol. 71 g/mol = 10,65 g

n(NaCl) = 0,25 molm(NaCl) = 0,25 mol. 58,5 g/mol = 14,625 g

n(NaClO3) = 0,05 molm(NaClO3) = 0,05 mol. 106,5 g/mol = 5,325 g

m(tretësirë) = 240 g + 10,65 g = 250,65 g

ω(NaCl)= 14,625 g / 250,65 g = 0,0583 ose 5,83%

ω(NaClO3)= 5,325 g / 250,65 g = 0,0212 ose 2,12%

7. P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

m(H3PO4 në tretësirë) = 60 g 0,082 = 4,92 g

n(H3PO4 në tretësirë) = 4,92 g / 98 g/mol = 0,05 mol

n(P2O5) = 1,42 g / 142 g, mol = 0,01 mol

n (kampion H3PO4) = 0,02 mol

n(KOH) = 3,92 g / 56 g/mol = 0,07 mol

n(H3PO4 total) = 0,02 mol + 0,05 mol = 0,07 mol

n(H3PO4) : n(KOH) = 1: 1, pra

H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O

n(KH2PO4) = 0,07 mol

8. CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

n(C2H2) = 4,48 l / 22,4 l/mol = 0,2 mol

Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni një ekuacion për reaksionin. Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.

Shpesh studentët janë të sigurt se kjo detyrë nuk kërkon përgatitje të veçantë. Megjithatë, përvoja tregon se ai përmban gracka që e pengojnë atë të marrë notat e plota.
Le të kuptojmë se si të veprojmë kur përgatitemi për të zgjidhur detyra të këtij lloji, çfarë duhet t'i kushtojmë vëmendje.

Informacion teorik.

Permanganat kaliumi si agjent oksidues.

Dikromat dhe kromat si agjentë oksidues.

Rritja e gjendjeve të oksidimit të kromit dhe manganit.

Acidi nitrik me metale.

- nuk lëshohet hidrogjen, formohen produkte të reduktimit të azotit.

Acidi sulfurik me metale.

- holluar acidi sulfurik reagon si një acid mineral i zakonshëm me metalet në të majtë të H në serinë e tensionit, ndërsa hidrogjeni lirohet;
- pas reagimit me metale të përqendruara acid sulfurik nuk lëshohet hidrogjen, formohen produkte të reduktimit të squfurit.

disproporcioni.

Reagimet e disproporcionit janë reaksione në të cilat e njëjta elementi është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues, duke rritur dhe ulur njëkohësisht gjendjen e tij të oksidimit:

Disproporcioni i jometaleve - squfurit, fosforit, halogjeneve (përveç fluorit).

Disproporcioni i oksidit nitrik (IV) dhe kripërave.

Veprimtaria e metaleve dhe jometaleve.

Për të analizuar aktivitetin e metaleve, përdoret ose seria e tensionit elektrokimik të metaleve ose pozicioni i tyre në Tabelën Periodike. Sa më aktiv të jetë metali, aq më lehtë do të heqë dorë nga elektronet dhe aq më i mirë do të jetë një agjent reduktues në reaksionet redoks.

Seritë e tensionit elektrokimik të metaleve.

Aktiviteti i jometaleve mund të përcaktohet edhe nga pozicioni i tyre në tabelën periodike.

Mbani mend! Azoti është një jometal më aktiv se klori!

Sa më aktiv jometali do të jetë një agjent oksidues dhe aq më pak aktiv do të jetë i kënaqur me rolin e një agjenti reduktues, nëse reagojnë me njëri-tjetrin.

Seritë e elektronegativitetit për jometalet:

Veçoritë e sjelljes së disa agjentëve oksidues dhe reduktues.

a) kripërat që përmbajnë oksigjen dhe acidet e klorit në reaksionet me agjentët reduktues zakonisht kthehen në kloride: KClO 3 + P = P 2 O 5 + KCl

b) nëse reaksioni përfshin substanca në të cilat i njëjti element ka gjendje oksidimi negative dhe pozitive, ato ndodhin në gjendje oksidimi zero (lirohet një substancë e thjeshtë). H 2 S −2 + S (+4) O 2 = S 0 + H 2 O

Aftësitë e kërkuara.

Rregullimi i gjendjeve të oksidimit.
Duhet mbajtur mend se gjendja e oksidimit është hipotetike ngarkesa e atomit (d.m.th. e kushtëzuar, imagjinare), por ajo nuk duhet të shkojë përtej kufijve të sensit të përbashkët. Mund të jetë numër i plotë, i pjesshëm ose zero.

Ushtrimi 1:Rregulloni gjendjet e oksidimit të substancave:

НСОНFeS 2 Ca(OCl)ClH 2 S 2 O 8

Rregullimi i gjendjeve të oksidimit në substancat organike.
Mos harroni se ne jemi të interesuar vetëm për gjendjet e oksidimit të atyre atomeve të karbonit që ndryshojnë mjedisin e tyre gjatë procesit redoks, ndërsa ngarkesa totale e atomit të karbonit dhe mjedisit të tij jo karboni merret si 0.

Detyra 2:Përcaktoni gjendjen e oksidimit të atomeve të karbonit të rrethuar së bashku me rrethinën e tyre jo-karbonike:

2-metilbuten-2: CH3 –CH =C (CH3) –CH3

aceton: (CH 3) 2 C=O

acid acetik: CH3–COOH

Mos harroni t'i bëni vetes pyetjen kryesore: kush heq dorë nga elektronet në këtë reagim, kush i merr ato dhe në çfarë shndërrohen ato? Kështu që të mos rezultojë se elektronet mbërrijnë nga askund ose fluturojnë larg në askund.

Shembull: KNO 2 +KI+H 2 KËSHTU QË 4 → … + … + … + …

Në këtë reagim duhet të shihni se jodidi i kaliumit KI mund të jetë vetëm si një agjent reduktues, kështu që nitriti i kaliumit KNO 2 do të pranojë elektrone, duke u ulur gjendjen e tij të oksidimit.
Për më tepër, në këto kushte (tretësirë ​​e holluar) azoti shkon nga +3 në gjendjen më të afërt të oksidimit +2.

KNO 2 + KI + H 2 SO 4 → I 2 + JO + K 2 SO 4 + H 2 O

Përpilimi i një bilanc elektronik është më i vështirë nëse njësia e formulës së një substance përmban disa atome të një agjenti oksidues ose reduktues.
Në këtë rast, kjo duhet të merret parasysh në gjysmëreaksionin kur llogaritet numri i elektroneve.
Problemi më i zakonshëm është me dikromatin e kaliumit K 2 Cr 2 O 7 kur ai, si një agjent oksidues, shkon në +3:

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Të njëjtat dy nuk mund të harrohen kur barazohen, sepse ato tregojnë numrin e atomeve të një lloji të caktuar në ekuacion.

Detyra 3:Çfarë koeficienti duhet vënë përballë FeSO 4 dhe para Fe 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 ?

FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Fe +2 − 1e → Fe +3
2Cr +6 + …e → 2Cr +3

Detyra 4:Cili koeficient në ekuacionin e reaksionit do të shfaqet para magnezit?

HNO 3 + Mg → Mg(NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O

Përcaktoni se në çfarë mjedisi (acid, neutral ose alkalik) ndodh reaksioni.
Kjo mund të bëhet ose për produktet e reduktimit të manganit dhe kromit, ose nga lloji i përbërjeve që janë marrë në anën e djathtë të reaksionit: për shembull, nëse në produktet shohim acid, oksid acidi- kjo do të thotë se ky nuk është padyshim një mjedis alkalik, dhe nëse hidroksidi metalik precipiton, ai definitivisht nuk është acid. Epo, sigurisht, nëse në anën e majtë shohim sulfate metalike, dhe në të djathtë - asgjë si komponimet e squfurit - me sa duket reagimi kryhet në prani të acidit sulfurik.

Detyra 5:Identifikoni mjedisin dhe substancat në secilin reaksion:

PH 3 + … + … → K 2 MnO 4 + … + …

PH 3 + … + … → MnSO 4 + H 3 PO 4 + … + …

Mos harroni se uji është një udhëtar i lirë, ai mund të marrë pjesë në reagim dhe të formohet.

Detyra 6:Në cilën anë të reaksionit do të përfundojë uji? Në çfarë do të hyjë zinku?

KNO 3 + Zn + KOH → NH 3 + …

Detyra 7:Oksidimi i butë dhe i fortë i alkeneve.
Plotësoni dhe balanconi reaksionet, duke rregulluar më parë gjendjet e oksidimit në molekulat organike:

CH 3 -CH = CH 2 + KMnO 4 + H 2 O (tretësirë ​​e ftohtë) → CH 3 -CHOH-CH 2 OH + ...

Ndonjëherë një produkt reaksioni mund të përcaktohet vetëm duke krijuar një bilanc elektronik dhe duke kuptuar se cilat grimca kemi më shumë:

Detyra 8:Cilat produkte të tjera do të jenë në dispozicion? Shtoni dhe barazoni reagimin:

MnSO 4 + KMnO 4 + H 2 O → MnO 2 + ...

Në çfarë shndërrohen reaktantët në një reaksion?
Nëse përgjigjen e kësaj pyetjeje nuk e japin diagramet që kemi mësuar, atëherë duhet të analizojmë se cilët agjentë oksidues dhe reduktues në reaksion janë të fortë apo jo? Nëse agjenti oksidues është me forcë mesatare, nuk ka gjasa që ai të oksidohet, për shembull, squfuri nga -2 në +6 zakonisht vazhdon vetëm në S0; Në të kundërt, nëse KI është një agjent i fortë reduktues dhe mund të reduktojë squfurin nga +6 në -2, atëherë KBr - vetëm në +4.

Detyra 9:Në çfarë do të shndërrohet squfuri? Shtoni dhe balanconi reagimet:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 O → …

H 2 S + HNO 3 (konc.) → …

Kontrolloni që reaksioni të përmbajë një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.

Detyra 10:Sa produkte të tjera janë në këtë reagim dhe cilat?

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + …

Nëse të dyja substancat mund të shfaqin vetitë e një agjenti reduktues dhe një agjenti oksidues, duhet të mendoni se cili prej tyre më shumë agjent oksidues aktiv. Pastaj i dyti do të jetë reduktuesi.

Detyra 11:Cili prej këtyre halogjeneve është agjent oksidues dhe cili reduktues?

Cl 2 + I 2 + H 2 O → … + …

Nëse njëri prej reaktantëve është një agjent tipik oksidues ose reduktues, atëherë i dyti do të "bëjë vullnetin e tij", ose duke i dhënë elektrone agjentit oksidues ose duke pranuar elektrone nga agjenti reduktues.

Peroksidi i hidrogjenit është një substancë me natyra e dyfishtë, në rolin e një agjenti oksidues (që është më karakteristik për të) hyn në ujë, dhe në rolin e një agjenti reduktues kalon në oksigjen të lirë të gaztë.

Detyra 12:Çfarë roli luan peroksidi i hidrogjenit në çdo reaksion?

H 2 O 2 + KI + H 2 SO 4 →

H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 →

H 2 O 2 + KNO 2 →

Sekuenca e vendosjes së koeficientëve në ekuacion.

Fillimisht, futni koeficientët e marrë nga bilanci elektronik.
Mos harroni se mund t'i dyfishoni ose shkurtoni ato vetëm së bashku. Nëse ndonjë substancë vepron edhe si medium edhe si agjent oksidues (agjent reduktues), do të duhet të barazohet më vonë, kur të vendosen pothuajse të gjithë koeficientët.
Elementi i parafundit për të barazuar është hidrogjeni, dhe Ne kontrollojmë vetëm për oksigjen!

Detyra 13:Shtoni dhe barazoni:

HNO 3 + Al → Al(NO 3) 3 + N 2 + H 2 O

Al + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + ... + K 2 SO 4 + H 2 O

Merrni kohën tuaj duke numëruar atomet e oksigjenit! Mos harroni të shumëzoni në vend që të shtoni indekse dhe koeficientë.
Numri i atomeve të oksigjenit në anën e majtë dhe të djathtë duhet të konvergojë!
Nëse kjo nuk ndodh (duke supozuar se po i numëroni saktë), atëherë ka një gabim diku.

Gabimet e mundshme.

Rregullimi i gjendjeve të oksidimit: kontrolloni me kujdes çdo substancë.
Ata shpesh gabohen në rastet e mëposhtme:

a) gjendjet e oksidimit në përbërjet e hidrogjenit të jometaleve: fosfina PH 3 - gjendja e oksidimit të fosforit - negativ;
b) në substancat organike - kontrolloni sërish nëse është marrë parasysh i gjithë mjedisi i atomit C;
c) kripërat e amoniakut dhe të amonit - përmbajnë azot Gjithmonë ka gjendje oksidimi −3;
d) kripërat e oksigjenit dhe acidet e klorit - në to klori mund të ketë një gjendje oksidimi +1, +3, +5, +7;
e) peroksidet dhe superoksidet - në to oksigjeni nuk ka një gjendje oksidimi prej -2, ndonjëherë -1, dhe në KO 2 - madje - (½)
e) oksidet e dyfishta: Fe 3 O 4, Pb 3 O 4 - metalet në to kanë dy te ndryshme gjendjet e oksidimit, zakonisht vetëm njëri prej tyre është i përfshirë në transferimin e elektroneve.

Detyra 14:Shtoni dhe barazoni:

Fe 3 O 4 + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + JO + ...

Detyra 15:Shtoni dhe barazoni:

KO 2 + KMnO 4 + … → … + … + K 2 SO 4 + H 2 O

Zgjedhja e produkteve pa marrë parasysh transferimin e elektroneve - domethënë, për shembull, në një reaksion ekziston vetëm një agjent oksidues pa një agjent reduktues, ose anasjelltas.

Shembull:në reagimMnO 2 +HCl→ MnCl 2 + Cl 2 +H 2 Oklori i lirë shpesh humbet. Rezulton se elektronet erdhën në mangan nga hapësira...

Produkte që janë të pasakta nga pikëpamja kimike: një substancë që ndërvepron me mjedisin nuk mund të merret!

a) në një mjedis acid, oksidi i metalit, baza, amoniaku nuk mund të formohet;
b) në një mjedis alkalik, një acid ose oksid acid nuk do të formohet;
c) në tretësirë ​​ujore nuk formohet një oksid ose aq më tepër një metal, i cili reagon dhunshëm me ujin.

Detyra 16:Gjeni në reagimee gabuar produkte, shpjegoni pse ato nuk mund të merren në këto kushte:

Ba + HNO 3 → BaO + NO 2 + H 2 O

PH 3 + KMnO 4 + KOH → K 2 MnO 4 + H 3 PO 4 + H 2 O

P + HNO 3 → P 2 O 5 + NO 2 + H 2 O

FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Fe(OH) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Përgjigjet dhe zgjidhjet e detyrave me shpjegime.

Ushtrimi 1:

H + C 0 O −2 H + Fe +2 S 2 − Ca +2 (O −2 Cl +)Cl − H 2 + S 2 +7 O 8 −2

Detyra 2:

2-metilbuten-2: CH 3 -C -1 H +1 =C 0 (CH 3) - CH 3

aceton: (CH 3) 2 C +2 =O -2

acid acetik: CH 3 –C +3 O −2 O −2 H +

Detyra 3:

Meqenëse ka 2 atome kromi në një molekulë dikromate, ato heqin dorë 2 herë më shumë elektrone - d.m.th. 6.

6FeSO 4 +K 2 Cr 2 O 7 +7H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 +Cr 2 (SO 4) 3 + + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Detyra 5:

Nëse mjedisi është alkalik, atëherë do të ekzistojë fosfor +5 në formën e kripës- fosfat kaliumi.

PH 3 + 8KMnO 4 + 11KOH → 8K 2 MnO 4 + K 3 PO 4 + 7H 2 O

Nëse mjedisi është acid, atëherë fosfina kthehet në acid fosforik.

PH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Detyra 6:

Meqenëse zinku është amfoterike metali, në një tretësirë ​​alkaline formohet kompleks hidrokso. Si rezultat i renditjes së koeficientëve konstatohet se uji duhet të jetë i pranishëm në anën e majtë të reaksionit:

KNO 3 + 4Zn + 7KOH + 6H 2 O → N −3 H 3 + + 4K 2

Detyra 7:

Hiqni dorë nga elektronet dy atome C në një molekulë alkeni. Prandaj duhet të kemi parasysh të përgjithshme numri i elektroneve të dhuruara nga e gjithë molekula:

3CH 3 -C −1 H=C −2 H 2 + 2KMn +7 O 4 + 4H 2 O (tretësirë ​​e ftohtë) → 3CH 3 -C 0 HOH-C −1 H 2 OH + 2Mn +4 O 2+2KOH

Ju lutemi vini re se nga 10 jonet e kaliumit, 9 shpërndahen midis dy kripërave, kështu që rezultati do të jetë alkali vetem nje molekulë.

Ushtrimi 8:

3MnSO 4 + 2KMnO 4 + 2 H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Në procesin e hartimit të bilancit, ne e shohim këtë për 2 K jone + ka 3 jone sulfate. Kjo do të thotë se përveç sulfatit të kaliumit, një tjetër acid sulfurik(2 molekula).

Detyra 9:

3H 2 S + 2KMnO 4 + (H 2 O) → 3S 0 + 2MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O
(permanganati nuk është një agjent oksidues shumë i fortë në tretësirë; vini re se uji kalon në procesin e përshtatjes në të djathtë!)

H 2 S + 8HNO 3 (konc.) → H 2 S +6 O 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
(acidi nitrik i koncentruar është një agjent shumë i fortë oksidues)

Detyra 10:

Mos e harro këtë mangani pranon elektrone, ku klori duhet t'i japë ato.
Klori lirohet si një substancë e thjeshtë.

2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O

Detyra 11:

Sa më i lartë të jetë një jometal në nëngrup, aq më shumë agjent oksidues aktiv, d.m.th. klori do të jetë agjent oksidues në këtë reaksion. Jodi kalon në gjendjen e tij më të qëndrueshme të oksidimit pozitiv +5, duke formuar acidin jodik.

5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O → 10HCl + 2HIO 3

Detyra 12:

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 → I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O
(peroksidi është një agjent oksidues, pasi agjenti reduktues është KI)

3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → 3O 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
(peroksidi është një agjent reduktues, pasi agjenti oksidues është permanganati i kaliumit)

H 2 O 2 + KNO 2 → KNO 3 + H 2 O
(peroksidi është një agjent oksidues, pasi roli i një agjenti reduktues është më tipik për nitritin e kaliumit, i cili tenton të kthehet në nitrat)

Ushtrimi 13:

36HNO 3 + Al → 10Al(NO 3 ) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

10Al + 6KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5Al 2 (SO 4 ) 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O

Detyra 14:

Në molekulën Fe 3 O 4, nga tre atomet e hekurit, vetëm njëri ka ngarkesë +2. Ai oksidohet në +3.
(Fe +2 O Fe 2 +3 O 3)
3 Fe 3 O 4 + 28HNO 3 → 9Fe +3 (NO 3 ) 3 + NO + 14H 2 O

Detyra 16:

Ba + HNO 3 → BaO + NO 2 + H 2 O (tretësirë ​​ujore)
Ba + HNO3 → Ba(NR 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O

PH 3 + KMnO 4 + KOH → K 2 MnO 4 + H 3 PO 4 + H 2 O (mesatar alkalik)
PH 3 + KMnO 4 + KOH → K 2 MnO 4 + K 3 P.O. 4 +H2O

P + HNO 3 → P 2 O 5 + NO 2 + H 2 O (tretësirë ​​ujore)
P + HNO3 → H 3 P.O. 4 + NO 2 + H 2 O

FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Fe(OH) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O (mjedis acid)
FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Fe 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O