一道关于氧化还原反应的化学题
问题描述：
一道关于氧化还原反应的化学题
R2O8^n- 在一定条件下可以把Mn2+氧化成MnO4-.若反应后R2O8^n- 变为RO4^2-,又知反应中氧化剂与还原剂的个数比为5：2,则n的值为_____
关键是到底怎样判断这种题的氧化剂,还原剂,氧化产物,还原产物,
Mn2+到MnO4-,Mn的化合价由+2升到+7,被氧化.则Mn2+作还原剂,被氧化后变为MnO4-.MnO4-就为氧化产物.那么作为另一反应物的R2O8^n- ,就应该为氧化剂,他应该被还原变为了RO4^2-,RO4^2-就应该是还原产物.
其实你应该记住两句话：升失氧还,降得还氧.
RO4^2-中R的化合价为+6
由题意知 R2O8^n- ：Mn2+ = 5：2
化合价升高2*（7-2）=10
化合价降低5*2*（x-6）
化合价升降相等,则5*2*（x-6）=10
x=7
所以R在R2O8^n-中的化合价为+7
代入R2O8^n-中可知n=2
这里面化合价降低那个方程怎么理解啊?
答
这是一个很老的题目,首先是要抓住还原剂与氧化剂是2:5,根据讲解的内容,答案已经将那比例的一份定为1摩耳,那么还原剂失去电子是2*5=10,而设氧化剂中的R为X价,则R得到电子后变为+6价,而又有多少R分这电子呢?因为根据第...