ГДЗ по Химии 8 Класс Параграф 44 Вопрос 7 Базовый Уровень Габриелян — Подробные Ответы

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах реакций:

а) \(\text{NH}_3 + \text{O}_2 \rightarrow \text{NO} + \text{H}_2\text{O}\);
б) \(\text{Al} + \text{I}_2 \rightarrow \text{AlI}_3\);
в) \(\text{HNO}_3 + \text{P} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{NO}\);
г) \(\text{HCl} + \text{KMnO}_4 \rightarrow \text{Cl}_2 + \text{KCl} + \text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\).

а) \(\text{NH}_3 + \text{O}_2 \rightarrow \text{NO} + \text{H}_2\text{O}\)

Степени окисления:
\(\text{N}^{-3}\text{H}_3 + \text{O}_2^0 \rightarrow \text{N}^{+2}\text{O}^{-2} + \text{H}_2\text{O}^{-2}\)

Электронный баланс:
\(\text{O}_2^0 + 4\text{e}^- \rightarrow 2\text{O}^{-2}\) | 4 | \(\times 5\) | \(\text{O}_2^0\) — окислитель
\(\text{N}^{-3} — 5\text{e}^- \rightarrow \text{N}^{+2}\) | 5 | \(\times 4\) | \(\text{N}^{-3}\) — восстановитель

Суммирование полуреакций:
\(5\text{O}_2^0 + 20\text{e}^- + 4\text{N}^{-3} — 20\text{e}^- \rightarrow 10\text{O}^{-2} + 4\text{N}^{+2}\)

Сбалансированное уравнение:
\(4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 = 4\text{NO} + 6\text{H}_2\text{O}\)

б) \(\text{Al} + \text{I}_2 \rightarrow \text{AlI}_3\)

Степени окисления:
\(\text{Al}^0 + \text{I}_2^0 \rightarrow \text{Al}^{+3}\text{I}_3^-\)

Электронный баланс:
\(\text{I}_2^0 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^-\) | 2 | \(\times 3\) | \(\text{I}_2^0\) — окислитель
\(\text{Al}^0 — 3\text{e}^- \rightarrow \text{Al}^{+3}\) | 3 | \(\times 2\) | \(\text{Al}^0\) — восстановитель

Суммирование полуреакций:
\(3\text{I}_2^0 + 6\text{e}^- + 2\text{Al}^0 — 6\text{e}^- \rightarrow 6\text{I}^- + 2\text{Al}^{+3}\)

Сбалансированное уравнение:
\(2\text{Al} + 3\text{I}_2 = 2\text{AlI}_3\)

в) \(\text{HNO}_3 + \text{P} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{NO}\)

Степени окисления:
\(\text{H}\text{N}^{+5}\text{O}_3^{-2} + \text{P}^0 + \text{H}_2\text{O}^{-2} \rightarrow \text{H}_3\text{P}^{+5}\text{O}_4^{-2} + \text{N}^{+2}\text{O}^{-2}\)

Электронный баланс:
\(\text{N}^{+5} + 3\text{e}^- \rightarrow \text{N}^{+2}\) | 3 | \(\times 5\) | \(\text{N}^{+5}\) — окислитель
\(\text{P}^0 — 5\text{e}^- \rightarrow \text{P}^{+5}\) | 5 | \(\times 3\) | \(\text{P}^0\) — восстановитель

Суммирование полуреакций:
\(5\text{N}^{+5} + 15\text{e}^- + 3\text{P}^0 — 15\text{e}^- \rightarrow 5\text{N}^{+2} + 3\text{P}^{+5}\)

Сбалансированное уравнение:
\(5\text{HNO}_3 + 3\text{P} + 2\text{H}_2\text{O} = 3\text{H}_3\text{PO}_4 + 5\text{NO}\)

г) \(\text{HCl} + \text{KMnO}_4 \rightarrow \text{Cl}_2 + \text{KCl} + \text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

Степени окисления:
\(\text{H}\text{Cl}^- + \text{K}\text{Mn}^{+7}\text{O}_4^{-2} \rightarrow \text{Cl}_2^0 + \text{K}\text{Cl}^- + \text{Mn}^{+2}\text{Cl}_2^- + \text{H}_2\text{O}^{-2}\)

Электронный баланс:
\(\text{Mn}^{+7} + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{+2}\) | 5 | \(\times 2\) | \(\text{Mn}^{+7}\) — окислитель
\(2\text{Cl}^- — 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2^0\) | 2 | \(\times 5\) | \(\text{Cl}^-\) — восстановитель

Суммирование полуреакций:
\(2\text{Mn}^{+7} + 10\text{e}^- + 10\text{Cl}^- — 10\text{e}^- \rightarrow 2\text{Mn}^{+2} + 5\text{Cl}_2^0\)

Сбалансированное уравнение:
\(16\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 = 5\text{Cl}_2 + 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + 8\text{H}_2\text{O}\)

Метод электронного баланса основан на принципе сохранения заряда: количество электронов, отданных восстановителем, должно быть равно количеству электронов, принятых окислителем.

Основные шаги:

1. Определение степеней окисления: Определите степени окисления всех элементов в реагентах и продуктах, чтобы выявить атомы, чьи степени окисления изменяются.

2. Составление полуреакций: Напишите отдельные полуреакции для процесса окисления (потери электронов) и восстановления (приобретения электронов).

3. Электронный баланс: Уравняйте количество электронов в обеих полуреакциях, найдя наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и принятых электронов. Умножьте каждую полуреакцию на соответствующий коэффициент.

4. Суммирование полуреакций: Сложите две полуреакции, сократив электроны.

5. Расстановка коэффициентов в исходном уравнении: Перенесите полученные коэффициенты в исходное уравнение реакции.

6. Балансировка остальных атомов: Уравняйте атомы, чьи степени окисления не изменились (часто это водород и кислород, а также ионы-зрители), используя метод подбора.

7. Определение окислителя и восстановителя: Окислитель — это вещество, которое принимает электроны (восстанавливается). Восстановитель — это вещество, которое отдает электроны (окисляется).

а) \(\text{NH}_3 + \text{O}_2 \rightarrow \text{NO} + \text{H}_2\text{O}\)

1. Определение степеней окисления:
— В \(\text{NH}_3\): Водород обычно имеет степень окисления +1. Так как молекула нейтральна, \(\text{N} + 3 \times (+1) = 0 \Rightarrow \text{N} = -3\).
— В \(\text{O}_2\): Элементарное вещество, степень окисления \(\text{O} = 0\).
— В \(\text{NO}\): Кислород обычно имеет степень окисления -2. Так как молекула нейтральна, \(\text{N} + (-2) = 0 \Rightarrow \text{N} = +2\).
— В \(\text{H}_2\text{O}\): Водород +1, кислород -2.

Изменяют степень окисления: \(\text{N}\) от -3 до +2, \(\text{O}\) от 0 до -2.

2. Составление полуреакций:
— Окисление (потеря электронов): Азот увеличивает степень окисления.
\(\text{N}^{-3} \rightarrow \text{N}^{+2}\)
— Восстановление (приобретение электронов): Кислород уменьшает степень окисления.
\(\text{O}_2^0 \rightarrow \text{O}^{-2}\) (Обратите внимание, что в молекуле O₂ два атома кислорода).

3. Электронный баланс:
— Для азота: \(\text{N}^{-3} — 5\text{e}^- \rightarrow \text{N}^{+2}\) (потеря 5 электронов).
— Для кислорода: Каждый атом кислорода принимает 2 электрона. Поскольку в \(\text{O}_2\) два атома, они принимают \(2 \times 2 = 4\) электрона.
\(\text{O}_2^0 + 4\text{e}^- \rightarrow 2\text{O}^{-2}\) (приобретение 4 электронов).

НОК для 5 и 4 равно 20.
— Умножаем полуреакцию окисления на 4: \(4\text{N}^{-3} — 20\text{e}^- \rightarrow 4\text{N}^{+2}\)
— Умножаем полуреакцию восстановления на 5: \(5\text{O}_2^0 + 20\text{e}^- \rightarrow 10\text{O}^{-2}\)

4. Суммирование полуреакций:
\(4\text{N}^{-3} + 5\text{O}_2^0 \rightarrow 4\text{N}^{+2} + 10\text{O}^{-2}\)

5. Расстановка коэффициентов в исходном уравнении:
— Коэффициент перед \(\text{NH}_3\) (источник \(\text{N}^{-3}\)) равен 4.
— Коэффициент перед \(\text{O}_2\) (источник \(\text{O}_2^0\)) равен 5.
— Коэффициент перед \(\text{NO}\) (источник \(\text{N}^{+2}\)) равен 4.
— Получаем: \(4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 \rightarrow 4\text{NO} + \text{H}_2\text{O}\)

6. Балансировка остальных атомов (H и O):
— Водород (H): В левой части \(4 \times 3 = 12\) атомов H. В правой части должно быть 12 атомов H. В \(\text{H}_2\text{O}\) два атома H, значит, нужно \(12 / 2 = 6\) молекул \(\text{H}_2\text{O}\).
\(4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 \rightarrow 4\text{NO} + 6\text{H}_2\text{O}\)

— Кислород (O): Проверим баланс кислорода.

• В левой части: \(5 \times 2 = 10\) атомов O.
• В правой части: \(4 \times 1\) (из NO) \(+ 6 \times 1\) (из H₂O) \( = 4 + 6 = 10\) атомов O.
  Кислород сбалансирован.

7. Определение окислителя и восстановителя:
— \(\text{N}^{-3}\) (в \(\text{NH}_3\)) отдает электроны, следовательно, \(\text{NH}_3\) — восстановитель.
— \(\text{O}_2^0\) принимает электроны, следовательно, \(\text{O}_2\) — окислитель.

Сбалансированное уравнение: \(4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 = 4\text{NO} + 6\text{H}_2\text{O}\)

б) \(\text{Al} + \text{I}_2 \rightarrow \text{AlI}_3\)

1. Определение степеней окисления:
— В \(\text{Al}\): Элементарное вещество, \(\text{Al} = 0\).
— В \(\text{I}_2\): Элементарное вещество, \(\text{I} = 0\).
— В \(\text{AlI}_3\): Йод обычно имеет степень окисления -1. Так как молекула нейтральна, \(\text{Al} + 3 \times (-1) = 0 \Rightarrow \text{Al} = +3\).

Изменяют степень окисления: \(\text{Al}\) от 0 до +3, \(\text{I}\) от 0 до -1.

2. Составление полуреакций:
— Окисление: \(\text{Al}^0 \rightarrow \text{Al}^{+3}\)
— Восстановление: \(\text{I}_2^0 \rightarrow \text{I}^{-}\)

3. Электронный баланс:
— Для алюминия: \(\text{Al}^0 — 3\text{e}^- \rightarrow \text{Al}^{+3}\) (потеря 3 электронов).
— Для йода: В \(\text{I}_2\) два атома йода. Каждый атом принимает 1 электрон.
\(\text{I}_2^0 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^{-}\) (приобретение 2 электронов).

НОК для 3 и 2 равно 6.
— Умножаем полуреакцию окисления на 2: \(2\text{Al}^0 — 6\text{e}^- \rightarrow 2\text{Al}^{+3}\)
— Умножаем полуреакцию восстановления на 3: \(3\text{I}_2^0 + 6\text{e}^- \rightarrow 6\text{I}^{-}\)

4. Суммирование полуреакций:
\(2\text{Al}^0 + 3\text{I}_2^0 \rightarrow 2\text{Al}^{+3} + 6\text{I}^{-}\)

5. Расстановка коэффициентов в исходном уравнении:
— Коэффициент перед \(\text{Al}\) равен 2.
— Коэффициент перед \(\text{I}_2\) равен 3.
— Коэффициент перед \(\text{AlI}_3\) (содержит \(\text{Al}^{+3}\) и \(\text{I}^{-}\)) равен 2.
— Получаем: \(2\text{Al} + 3\text{I}_2 \rightarrow 2\text{AlI}_3\)

6. Балансировка остальных атомов: Все атомы уже сбалансированы.
— Al: 2 в левой, 2 в правой.
— I: \(3 \times 2 = 6\) в левой, \(2 \times 3 = 6\) в правой.

7. Определение окислителя и восстановителя:
— \(\text{Al}^0\) отдает электроны, следовательно, \(\text{Al}\) — восстановитель.
— \(\text{I}_2^0\) принимает электроны, следовательно, \(\text{I}_2\) — окислитель.

Сбалансированное уравнение: \(2\text{Al} + 3\text{I}_2 = 2\text{AlI}_3\)

в) \(\text{HNO}_3 + \text{P} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{NO}\)

1. Определение степеней окисления:
— В \(\text{HNO}_3\): H = +1, O = -2. \(\text{N} + (+1) + 3 \times (-2) = 0 \Rightarrow \text{N} = +5\).
— В \(\text{P}\): Элементарное вещество, \(\text{P} = 0\).
— В \(\text{H}_2\text{O}\): H = +1, O = -2. (Кислород и водород здесь не меняют степень окисления, но вода является реагентом).
— В \(\text{H}_3\text{PO}_4\): H = +1, O = -2. \(3 \times (+1) + \text{P} + 4 \times (-2) = 0 \Rightarrow 3 + \text{P} — 8 = 0 \Rightarrow \text{P} = +5\).
— В \(\text{NO}\): O = -2. \(\text{N} + (-2) = 0 \Rightarrow \text{N} = +2\).

Изменяют степень окисления: \(\text{N}\) от +5 до +2, \(\text{P}\) от 0 до +5.

2. Составление полуреакций:
— Окисление: \(\text{P}^0 \rightarrow \text{P}^{+5}\)
— Восстановление: \(\text{N}^{+5} \rightarrow \text{N}^{+2}\)

3. Электронный баланс:
— Для фосфора: \(\text{P}^0 — 5\text{e}^- \rightarrow \text{P}^{+5}\) (потеря 5 электронов).
— Для азота: \(\text{N}^{+5} + 3\text{e}^- \rightarrow \text{N}^{+2}\) (приобретение 3 электронов).

НОК для 5 и 3 равно 15.
— Умножаем полуреакцию окисления на 3: \(3\text{P}^0 — 15\text{e}^- \rightarrow 3\text{P}^{+5}\)
— Умножаем полуреакцию восстановления на 5: \(5\text{N}^{+5} + 15\text{e}^- \rightarrow 5\text{N}^{+2}\)

4. Суммирование полуреакций:
\(3\text{P}^0 + 5\text{N}^{+5} \rightarrow 3\text{P}^{+5} + 5\text{N}^{+2}\)

5. Расстановка коэффициентов в исходном уравнении:
— Коэффициент перед \(\text{P}\) равен 3.
— Коэффициент перед \(\text{HNO}_3\) (источник \(\text{N}^{+5}\)) равен 5.
— Коэффициент перед \(\text{H}_3\text{PO}_4\) (источник \(\text{P}^{+5}\)) равен 3.
— Коэффициент перед \(\text{NO}\) (источник \(\text{N}^{+2}\)) равен 5.
— Получаем: \(5\text{HNO}_3 + 3\text{P} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 3\text{H}_3\text{PO}_4 + 5\text{NO}\)

6. Балансировка остальных атомов (H и O):

— Кислород (O):

• В правой части: \(3 \times 4\) (из \(\text{H}_3\text{PO}_4\)) \(+ 5 \times 1\) (из \(\text{NO}\)) \( = 12 + 5 = 17\) атомов O.
• В левой части: \(5 \times 3\) (из \(\text{HNO}_3\)) \( = 15\) атомов O.
  Не хватает \(17 — 15 = 2\) атомов O в левой части. Их можно добавить за счет \(\text{H}_2\text{O}\). Значит, нужно 2 молекулы \(\text{H}_2\text{O}\).
  \(5\text{HNO}_3 + 3\text{P} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 3\text{H}_3\text{PO}_4 + 5\text{NO}\)

— Водород (H): Проверим баланс водорода.

• В левой части: \(5 \times 1\) (из \(\text{HNO}_3\)) \(+ 2 \times 2\) (из \(\text{H}_2\text{O}\)) \( = 5 + 4 = 9\) атомов H.
• В правой части: \(3 \times 3\) (из \(\text{H}_3\text{PO}_4\)) \( = 9\) атомов H.
  Водород сбалансирован.

7. Определение окислителя и восстановителя:
— \(\text{P}^0\) отдает электроны, следовательно, \(\text{P}\) — восстановитель.
— \(\text{N}^{+5}\) (в \(\text{HNO}_3\)) принимает электроны, следовательно, \(\text{HNO}_3\) — окислитель.

Сбалансированное уравнение: \(5\text{HNO}_3 + 3\text{P} + 2\text{H}_2\text{O} = 3\text{H}_3\text{PO}_4 + 5\text{NO}\)

г) \(\text{HCl} + \text{KMnO}_4 \rightarrow \text{Cl}_2 + \text{KCl} + \text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

1. Определение степеней окисления:
— В \(\text{HCl}\): H = +1, \(\text{Cl} = -1\).
— В \(\text{KMnO}_4\): K = +1, O = -2. \(+1 + \text{Mn} + 4 \times (-2) = 0 \Rightarrow \text{Mn} = +7\).
— В \(\text{Cl}_2\): Элементарное вещество, \(\text{Cl} = 0\).
— В \(\text{KCl}\): K = +1, \(\text{Cl} = -1\). (Хлор здесь не меняет степень окисления).
— В \(\text{MnCl}_2\): \(\text{Cl} = -1\). \(\text{Mn} + 2 \times (-1) = 0 \Rightarrow \text{Mn} = +2\).
— В \(\text{H}_2\text{O}\): H = +1, O = -2.

Изменяют степень окисления: \(\text{Cl}\) от -1 до 0 (только часть хлора), \(\text{Mn}\) от +7 до +2.

2. Составление полуреакций:
— Окисление: \(\text{Cl}^{-} \rightarrow \text{Cl}_2^0\) (обратите внимание на молекулу \(\text{Cl}_2\)).
— Восстановление: \(\text{Mn}^{+7} \rightarrow \text{Mn}^{+2}\)

3. Электронный баланс:
— Для хлора: Два атома \(\text{Cl}^{-}\) образуют \(\text{Cl}_2^0\). Каждый атом отдает 1 электрон.
\(2\text{Cl}^{-} — 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2^0\) (потеря 2 электронов).
— Для марганца: \(\text{Mn}^{+7} + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{+2}\) (приобретение 5 электронов).

НОК для 2 и 5 равно 10.
— Умножаем полуреакцию окисления на 5: \(10\text{Cl}^{-} — 10\text{e}^- \rightarrow 5\text{Cl}_2^0\)
— Умножаем полуреакцию восстановления на 2: \(2\text{Mn}^{+7} + 10\text{e}^- \rightarrow 2\text{Mn}^{+2}\)

4. Суммирование полуреакций:
\(10\text{Cl}^{-} + 2\text{Mn}^{+7} \rightarrow 5\text{Cl}_2^0 + 2\text{Mn}^{+2}\)

5. Расстановка коэффициентов в исходном уравнении:
— Коэффициент перед \(\text{KMnO}_4\) (источник \(\text{Mn}^{+7}\)) равен 2.
— Коэффициент перед \(\text{MnCl}_2\) (источник \(\text{Mn}^{+2}\)) равен 2.
— Коэффициент перед \(\text{Cl}_2\) (продукт окисления \(\text{Cl}^{-}\)) равен 5.
— Получаем: \(\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 \rightarrow 5\text{Cl}_2 + \text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

6. Балансировка остальных атомов (K, Cl, H, O):
— Калий (K): В левой части \(2 \times 1 = 2\) атома K (из \(\text{KMnO}_4\)). В правой части должен быть 2 атома K. Значит, нужно 2 молекулы \(\text{KCl}\).
\(\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 \rightarrow 5\text{Cl}_2 + 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

— Хлор (Cl): Теперь посчитаем общее количество хлора в правой части.

• Из \(\text{Cl}_2\): \(5 \times 2 = 10\) атомов Cl.
• Из \(\text{KCl}\): \(2 \times 1 = 2\) атома Cl.
• Из \(\text{MnCl}_2\): \(2 \times 2 = 4\) атома Cl.
  Всего в правой части: \(10 + 2 + 4 = 16\) атомов Cl.
  Значит, в левой части должно быть 16 атомов Cl. Коэффициент перед \(\text{HCl}\) равен 16.
  \(16\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 \rightarrow 5\text{Cl}_2 + 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

— Водород (H): В левой части 16 атомов H (из \(\text{HCl}\)). В правой части должно быть 16 атомов H. В \(\text{H}_2\text{O}\) два атома H, значит, нужно \(16 / 2 = 8\) молекул \(\text{H}_2\text{O}\).
\(16\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 \rightarrow 5\text{Cl}_2 + 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + 8\text{H}_2\text{O}\)

— Кислород (O): Проверим баланс кислорода.

• В левой части: \(2 \times 4 = 8\) атомов O (из \(\text{KMnO}_4\)).
• В правой части: \(8 \times 1 = 8\) атомов O (из \(8\text{H}_2\text{O}\)).
  Кислород сбалансирован.

7. Определение окислителя и восстановителя:
— \(\text{Cl}^{-}\) (в \(\text{HCl}\)) отдает электроны (окисляется), следовательно, \(\text{HCl}\) (точнее, ионы \(\text{Cl}^{-}\) в нем) — восстановитель.
— \(\text{Mn}^{+7}\) (в \(\text{KMnO}_4\)) принимает электроны (восстанавливается), следовательно, \(\text{KMnO}_4\) — окислитель.

Сбалансированное уравнение:
\(16\text{HCl} + 2\text{KMnO}_4 = 5\text{Cl}_2 + 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + 8\text{H}_2\text{O}\)