Рівняння реакцій онлайн: Балансировка химического уравнения — онлайн балансировкa

Содержание

Завдання за темами з хімії – сайт ЗНО.Освіта.UA

1. Загальна хімія (793)
- - Протонне число (47)
  - Нукліди. Ізотопи (37)
  - Кількість електронів в атомі, йоні (20)
  - Електронна оболонка атома (34)
  - Форми електронних орбіталей. s-, p-, d-, f-Елементи (18)
  - Йони: катіони й аніони (35)
  - Електронні формули атомів, йонів (35)
  - Зовнішній енергетичний рівень атомів (38)
  - Радіус атома. Електронегативність (31)
  - Валентність і ступінь окиснення (42)
  - Періодичний закон і періодична система хімічних елементів (23)
  - Групи й підгрупи хімічних елементів (70)
  - Періоди й ряди хімічних елементів (24)
- - Основні хімічні поняття. Речовина (56)
  - Хімічний зв’язок. Кристалічні ґратки (67)
  - Суміші речовин. Види сумішей (15)
  - Розчинення. Розчинність (21)
  - Електролітична дисоціація (37)
  - Реакції йонного обміну (80)
  - Йонні рівняння (17)
  - Якісні реакції на катіони й аніони (68)
  - Гідроліз солей (13)
- - Фізичні явища. Хімічні явища та рівняння. Закон збереження маси (32)
  - Класифікація хімічних реакцій за кількістю і складом реагентів і продуктів (33)
  - Тепловий ефект хімічної реакції. Екзо- й ендотермічні реакції (16)
  - Окисно-відновні реакції (135)
  - Електрохімічні реакції (6)
  - Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага (28)
2. Неорганічна хімія (514)
- - Загальні відомості про неметалічні елементи та неметали (84)
  - Загальні відомості про металічні елементи та метали (99)
- - Оксиди (98)
  - Основи (67)
  - Кислоти (82)
  - Амфотерні сполуки (43)
  - Солі (100)
  - Генетичні зв’язки між класами неорганічних сполук (79)
3. Органічна хімія (682)
- - Органічні речовини: приклади, фізичні властивості (11)
  - Гомологія (24)
  - Ізомерія (36)
  - Типи реакцій в органічній хімії (78)
- - Алкани (89)
  - Алкени (92)
  - Алкіни (58)
  - Ароматичні вуглеводні. Бензен (52)
  - Природні джерела вуглеводнів та їхня переробка (19)
- - Спирти (98)
  - Феноли (47)
  - Альдегіди (59)
  - Карбонові кислоти (69)
  - Естери (45)
  - Жири (11)
  - Вуглеводи (51)
- - Аміни (52)
  - Амінокислоти (27)
  - Білки. Нуклеїнові кислоти (19)
- - Природні й синтетичні високомолекулярні речовини, полімерні матеріали на їхній основі (13)
- - Характеристичні (функціональні) групи (13)
  - Якісні реакції органічних сполук (42)
  - Генетичні зв’язки між класами органічних сполук і з неорганічними речовинами (90)
  - Застосування органічних сполук (12)
4. Обчислення в хімії (404)
- - Вираження кількісного складу розчину (суміші) (61)
- - Розв’язування задач за рівняннями реакцій: неорганічні речовини (68)
  - Розв’язування задач за рівняннями реакцій: органічні речовини (56)
  - Розв’язування задач за рівняннями реакцій: комбіновані задачі (96)
- - Обчислення відносної молекулярної/молярної маси речовини за її формулою (28)
  - Обчислення відносної молекулярної/молярної маси речовини за її відносною густиною і навпаки (15)
  - Обчислення масової частки складника в речовині (15)
  - Обчислення кількості речовини за її масою і навпаки (23)
  - Обчислення кількості речовини газу за його об’ємом і навпаки (11)
  - Розв’язування задач за формулами речовин: комбіновані задачі (17)
- - Визначення формули речовини за загальною формулою її гомологів (9)
  - Визначення формули речовини: комбіновані задачі (20)

Щоб виконувати завдання, підпишись на наш телеграм!

Чому це важливо?

Офіційний канал Освіта. ua
Швидка і достовірна інформація
Все про вступ та НМТ

Підписатись

Вхід

Пароль

Нагадати пароль!

Не маєте облікового запису?
Зареєструйтеся зараз

Зареєструватися

ПРЕМІУМ ДОСТУП

Онлайн тести з хімії для 7 класу

Створюйте онлайн-тести
для контролю знань і залучення учнів
до активної роботи у класі та вдома

Створити тест

Тести

Image Source: Online College Chemistry Courses
Мы уравновешиваем химические уравнения окислительно-восстановительного потенциала, главным образом, с помощью процесса степени иона и степени окисления. Окисление и восстановление всегда идут рука об руку в окислительно-восстановительных химических уравнениях.
Таким образом, во время окислительно-восстановительной реакции одни или соединения действуют как окислители, другие элементы или соединения должны быть восстановителями.
Некоторые реагенты и продукты и их химические формулы.
Составьте уравнения в частных производных, описывающие восстановление окислителя и окисление восстановителя.
Если реакция происходит в кислом растворе, используйте необходимое количество ионов водорода, чтобы сбалансировать количество атомов, участвующих в частичном уравнении, а для щелочного раствора используйте ионы гидроксила.
Уравновешивание химических уравнений в частных производных путем добавления подходящего количества электронов. Эти электроны указывают на то, что электроны участвуют в полуреакциях окисления и восстановления.
Умножьте каждое частичное уравнение на подходящее число, чтобы каждое из двух частных уравнений содержало одинаковое количество электронов.
Сложите уравнения в частных производных и исключите виды, встречающиеся в обеих частях химических уравнений.
Частичное уравнение восстановления окислителя в растворе гидроксида натрия.
NO₃⁻ + 6H₂O + 8e ⇆ NH3 + 9OH⁻
Металлический алюминий перейдет в алюминат-ион в щелочном растворе
Al + 4OH⁻ ⇆ AlO₂⁻ + 2H₂O + 3e
Умножение на правильные коэффициенты для балансировки электронов в химическом уравнении.
3no₃⁻ + 18h₂o + 24e ⇆ 3nh₃ + 27OH⁻
8AL + 32OH⁻ ⇆ 8ALO₂⁻ + 16H₂O + 24E
3NO₃⁻ + 8AL + 2H₂O + 5OH⁻ → 3NH₃ + 8ALO₂⁻
Окислительное число остается ОКСИГЕНА. марганец в перманганате имеет степень окисления +7. Уменьшение и увеличение степеней окисления дают представление об окислительно-восстановительных реакциях.
Правильно подобранные факторы уменьшают и увеличивают степени окисления и уравновешивают химические реакции.
MnO₄⁻ + 5Fe⁺² → Mn⁺² + 5Fe⁺³
Кислый раствор изменения не равны в двух частях вышеприведенного выражения, добавляются ионы водорода и записывается необходимое количество воды.
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe⁺² → Mn⁺² + 5Fe⁺³ + 4H₂O
Иодид-ион в разбавленной серной кислоте уменьшается на 2, а степень окисления Sn увеличивается на 1.
Уравнивание увеличения и уменьшения степени окисления.
Cr₂O₇⁻² + 6I⁻ → 2Cr⁺³ + 3I₂
Ионные заряды не равны с двух сторон в кислом растворе приведенного выше выражения. В левую часть добавляют четырнадцать ионов водорода, а в правую добавляют необходимое количество воды.
Cr₂o₇⁻² + 6i⁻ + 8h⁺ → 2cr⁺³ + 3i₂ + 7h₂o
Станнит натрия для stannate в щелочном растворе
Mno₄⁻ + Sno₂⁻² → Mno₂ + sno₃⁻²
. Число окисления уменьшается манганец. 3 и степень окисления Sn увеличивается 2. Уравнивание возрастания и понижения степени окисления.
2MnO₄⁻ + 3SnO₂⁻² → 2MnO₂ + 3SnO₃⁻²
Ионные заряды не равны с двух сторон в щелочном растворе приведенного выше выражения. Два гидроксильных иона присоединены к правой стороне.
2MnO₄⁻ + 3SnO₂⁻² → 2MnO₂ + 3SnO₃⁻² + 2OH⁻
Два атома водорода справа и ни одного слева, вода добавляется для балансировки химических уравнений.
2MnO₄⁻ + 3SnO₂⁻² + H₂O → 2MnO₂ + 3SnO₃⁻² + 2OH⁻
Иодид-ион и иодат-ион в кислом растворе
Изменение степени окисления йода в указанной выше химической реакции.
I⁻(-1) + IO₃⁻(+5) → I₂(0)
I⁻ (-1) степень окисления йодида увеличивается на 1 и IO₃⁻(+5) степень окисления уменьшается уменьшение и увеличение степени окисления для уравнения балансировки.
5I⁻ + IO₃⁻ → 3I₂
Заряды неравны в двух частях вышеприведенного выражения в кислой среде шесть ионов водорода добавляют в левую часть и записывают три воды в правую часть.
I⁻ + IO₃⁻ + 6H⁺ → I₂ + 3H₂O
Сернистая кислота и дихромат в кислом растворе +3) = 6 и степень окисления серы увеличивается 2. уравнивая приведенное выше химическое уравнение.
3SO₃⁻² + Cr₂O₇⁻² → 3SO₄⁻² + 2Cr⁺³
Ионные заряды не равны с двух сторон в кислой среде, к левой стороне присоединяются восемь ионов водорода.
3SO₃⁻² + Cr₂O₇⁻² + 8H⁺ → 3SO₄⁻² + 2Cr⁺³
Восемь ионов водорода слева и ни одного справа, четыре воды добавлены, чтобы сбалансировать химическое уравнение.
3SO₃⁻² + CR₂O₇⁻² + 8H⁺ → 3SO₄⁻² + 2CR⁺³ + 4H₂O
Первоначально опубликовано по адресу https://www. priyamstudycentre.com 14 апреля 2019 г.
9000. . Балансировка химических уравнений – практика, метод, примеры
Балансировка химических уравнений практика
Балансировка химических уравнений по ионно-электронной формуле и изменение степени окисления используется для балансировки окислительно-восстановительного процесса или окислительно-восстановительных реакций при изучении химии.
Метод предназначен для уравновешивания частных уравнений окислителя и восстановителя и уравновешивания зарядов этих частных уравнений в растворах кислот и оснований.
Прочие ручные степени окисления используются для балансировки химических уравнений, составленных 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 количества 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 за счет 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 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 ⁺²415441541541541541541541541547154151515151 гг. ₄ ⁻ + 8 H ⁺ + 5 Fe ⁺² → Mn ⁺² + 5 Fe ⁺³ + 4 H ₂ O
дихроматид калия в уравновешивающем растворе дихроматида калия
9014
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^{5555555555555515155151515151515151515151515155555555555 гг. + 3 I ₂ + 7 H ₂ O}
Permanganate ion in alkaline solution
Permanganate ion in alkaline solution oxidizes Na ₂ SnO ₂ to Na ₂ SnO ₃ . Частичное уравнение представляет собой восстановление окислителей в щелочном растворе и уравновешивает химические уравнения с необходимым количеством ОН ^{– 90 155 ионов.}
MnO ₄ ⁻ + 2 H ₂ O → MnO ₂ + 4 OH ⁻
электроны.
MnO ₄ ⁻ + 2 H ₂ O + 3e → MnO ₂ + 4 OH ⁻
Снова частное уравнение 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 SN SN SN SN SN SNO → 2 _{2 _{. .}}
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 + 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 6} O 5 909031 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
Balancing equations practice problems
Problem: Как мы можем сбалансировать уравнение для 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 ч ⁺ + 10E → 5 Bio ⁺ + 10 H ₂ O
2 Mn ⁺² + 5 + Bio ₃ ^{40154 4. ^{4. ^{4. ^{4. ^{4. ^{4. 4. ^{4. ^{. 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 ^—55 ° 40146 3H _{40146 3H_{2H _{. _{2 _. ⁻}}}}
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 железа 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
Примеры метода балансировки по степени окисления
6 Балион 6 Кислотный дихромат раствор
CR ₂ O ₇ ^— ² + I ^— → 2 CR ⁺³ + I ₂ 9000 3 9000 3 9000 3 3 960147 9000 3 3 3 90ciel. йода увеличивается на 1. Подставив правильный множитель в приведенные выше уравнения,
Cr ₂ O ₇ ⁻ ² + 6I ⁻ → 2 Cr ⁺³ + 3 I ₂
900 молекул необходимы для баланса воды и 14 ионов водорода. 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
The oxidation number of manganese decreases by 3 and the oxidation number of tin increases by 2. Уравнивание возрастания и убывания степеней 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 + 3 SNO ₃ ₂ + 3 SNO ₃ ₂ + 3 SNO ₃ ₂ + 3 SNO _{3 _{2 ₂ + 3 SNO _{3 _{2 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 коэффициенты для уменьшения и увеличения степени окисления и балансируя приведенное выше уравнение,
I ⁻ + IO ₃ ⁻ + 6 H ⁺ → I ₂ + 3 H ₂ O
Уравновешивание уравнений сернистой кислоты в химическом окислении дихромата14 900 900 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 уравновешивания уравнений степень окисления двух атомов хрома уменьшается на 6, а степень окисления серы увеличивается на 2.
No related posts.