Алгебра
Английский
Биология
География
Геометрия
История
Русский
Обществознание
Физика
Химия
Информатика
Литература
МатематикаKI + Cu(NO₃)₂ → CuI + I₂ + KNO₃
Ответ:
Решение:
Для балансировки данного уравнения реакции определим степени окисления элементов до и после реакции:
- До реакции:
- K: +1
- I: -1
- Cu: +2
- N: +5
- O: -2
- После реакции:
- Cu: +1 (в CuI)
- I: 0 (в I₂)
- I: -1 (в CuI и KI)
- K: +1
- N: +5
- O: -2
Изменение степеней окисления:
- Cu: +2 → +1 (восстановление, принял 1 электрон)
- I: -1 → 0 (окисление, отдал 1 электрон)
Для балансировки:
- Умножим Cu(NO₃)₂ на 2, чтобы уравнять Cu, который меняет степень окисления.
- Умножим KI на 2, чтобы уравнять I, который меняет степень окисления.
- Умножим CuI на 2, чтобы уравнять Cu.
- Умножим I₂ на 1/2, чтобы уравнять I, который меняет степень окисления (или умножим всё уравнение на 2).
- Умножим KNO₃ на 2, чтобы уравнять K.
Пошаговая балансировка:
Исходное уравнение:
\( KI + Cu(NO_3)_2 \rightarrow CuI + I_2 + KNO_3 \)
Определяем элементы, меняющие степень окисления:
\( \overset{+1}{K} \overset{-1}{I} + \overset{+2}{C}u (\overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3})_2 \rightarrow \overset{+1}{C}u \overset{-1}{I} + \overset{0}{I_2} + \overset{+1}{K} \overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3} \)
Составляем полуреакции:
Окисление: \( 2I^- - 2e^- \rightarrow I_2 \)
Восстановление: \( Cu^{2+} + e^- \rightarrow Cu^+ \)
Уравниваем число отданных и принятых электронов:
Умножаем полуреакцию восстановления на 2:
\( 2Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow 2Cu^+ \)
Подставляем коэффициенты в уравнение:
\( 2KI + Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + I_2 + 2KNO_3 \)
Проверяем баланс атомов:
- K: 2 (слева) = 2 (справа)
- I: 2 (слева) = 2 (в CuI) + 2 (в I₂) = 4 (справа). Не сходится.
Корректируем коэффициенты:
Необходимо уравнять йод. Учитывая, что \( I^- \) из \( KI \) превращается в \( CuI \) и \( I_2 \).
Пусть \( x \) молекул \( KI \) реагирует. Из них \( x \) атомов \( I^- \) образуют \( CuI \) и \( I_2 \).
Пусть \( y \) молекул \( Cu(NO_3)_2 \) реагирует. Тогда \( 2y \) атомов \( Cu^{2+} \) образуют \( 2y \) молекул \( CuI \).
Общее количество \( I \) до реакции = \( x \).
Количество \( I \) в \( CuI \) = \( 2y \).
Количество \( I \) в \( I_2 \) = \( (x - 2y) / 2 \).
Итого \( I \) после реакции: \( 2y + (x - 2y) / 2 \).
Приравниваем \( x = 2y + (x - 2y) / 2 \)
\( 2x = 4y + x - 2y \)
\( x = 2y \)
Если \( y = 1 \), то \( x = 2 \).
Подставляем эти значения:
\( 2KI + 1Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + (2-2)/2 I_2 + 2KNO_3 \)
\( 2KI + Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + 0 I_2 + 2KNO_3 \) - этот вариант не подходит, так как \( I_2 \) образуется.
Пересмотрим степени окисления и баланс:
\( \overset{+1}{K} \overset{-1}{I} + \overset{+2}{C}u (\overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3})_2 \rightarrow \overset{+1}{C}u \overset{-1}{I} + \overset{0}{I_2} + \overset{+1}{K} \overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3} \)
\( Cu^{+2} + e^- \rightarrow Cu^{+1} \) (восстановление)
\( 2I^- - 2e^- \rightarrow I_2^0 \) (окисление)
Количество электронов должно быть одинаковым. Умножим первую полуреакцию на 2, вторую на 1.
\( 2Cu^{+2} + 2e^- \rightarrow 2Cu^{+1} \)
\( 2I^- - 2e^- \rightarrow I_2^0 \)
Суммируем:
\( 2Cu^{2+} + 2I^- \rightarrow 2CuI + I_2 \)
Теперь подставляем в исходное уравнение:
Реагенты:
- \( Cu^{2+} \) входит в состав \( Cu(NO_3)_2 \). Ставим коэффициент 2 перед \( Cu(NO_3)_2 \).
- \( I^- \) входит в состав \( KI \). Ставим коэффициент 2 перед \( KI \).
Продукты:
- \( Cu^{+} \) находится в \( CuI \). У нас есть \( 2Cu^+ \), значит, ставим коэффициент 2 перед \( CuI \).
- \( I_2 \) образуется. У нас есть \( I_2 \), значит, ставим коэффициент 1 перед \( I_2 \).
Промежуточное уравнение:
\( 2KI + 2Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + 1I_2 + KNO_3 \)
Проверяем баланс K и N:
- K: 2 (слева) = ? (справа)
- N: 2*2 = 4 (слева) = ? (справа)
Справа у нас есть \( KNO_3 \). Чтобы уравнять K, ставим коэффициент 2 перед \( KNO_3 \).
Окончательное уравнение:
\( 2KI + Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + I_2 + 2KNO_3 \)
Проверка баланса:
- K: 2 (слева) = 2 (справа)
- I: 2 (слева) = 2 (в 2CuI) + 2 (в I₂) = 4 (справа). Это всё ещё не сходится.
Пересмотрим степени окисления:
Cu: +2 → +1 (принял 1 электрон)
I: -1 → 0 (отдал 1 электрон)
\( 2KI + Cu(NO_3)_2 \rightarrow CuI + I_2 + KNO_3 \)
\( \overset{+1}{K} \overset{-1}{I} + \overset{+2}{C}u (\overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3})_2 \rightarrow \overset{+1}{C}u \overset{-1}{I} + \overset{0}{I_2} + \overset{+1}{K} \overset{+5}{N} \overset{-2}{O_3} \)
Cu: +2 → +1 (принимает 1e⁻)
I: -1 → 0 (отдает 1e⁻)
Для балансировки Cu и I, которые меняют степени окисления:
\( 2 \times (Cu^{+2} + e^- \rightarrow Cu^{+1}) \) (умножаем на 2, так как в продукте \( CuI \) медь имеет степень окисления +1, а йод -1)
\( 1 \times (2I^- - 2e^- \rightarrow I_2^0) \)
Складываем:
\( 2Cu^{+2} + 2I^- + 2I^- \rightarrow 2Cu^{+1} + I_2^0 \)
\( 2Cu^{+2} + 4I^- \rightarrow 2CuI + I_2 \)
Это значит, что нам нужно 2 атома Cu²⁺ и 4 атома I⁻ для образования 2 молекул CuI и 1 молекулы I₂.
Теперь подставим это в уравнение:
\( 4KI + 2Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuI + I_2 + 4KNO_3 \)
Проверка:
- K: 4 (слева) = 4 (справа)
- I: 4 (слева) = 2 (в 2CuI) + 2 (в I₂) = 4 (справа)
- Cu: 2 (слева) = 2 (справа)
- N: 2 * 2 = 4 (слева) = 4 (справа)
- O: 2 * 3 * 2 = 12 (слева) = 2 * 3 + 2 * 3 = 6 + 6 = 12 (справа)
Баланс соблюден.
Ответ: 4KI + 2Cu(NO₃)₂ → 2CuI + I₂ + 4KNO₃.
