【解答・解説】酸化還元反応 演習問題18問を丁寧に解説【高校化学】

O×3＝−6、総和0より S＝+6

O×3＝−6、総和−1より N＝−1＋6＝+5

O×7＝−14、総和−2より Cr×2＝−2＋14＝12 → Cr＝+6

Naは+1（アルカリ金属）、総和0より H＝−1（金属水素化物の例外！）

O×4＝−8、総和−1より Mn＝−1＋8＝+7

Snの酸化数：+2→+4（2増加）→ e⁻×2個（右辺へ）
電荷確認：左辺+2、右辺+4+(−2)=+2 ✅

Sの酸化数：−2→0（2増加）→ e⁻×2個（右辺へ）
H原子：左辺2個→右辺にH⁺×2を追加

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O　…①

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻　…②

H₂O₂中のO：−1 → H₂O中のO：−2（減少）→ H₂O₂は酸化剤
KI中のI：−1 → I₂：0（増加）→ KIが還元剤

H₂O₂中のO（−1）が同時に：
→ H₂O中のO（−2）に減少する部分 ＝ 酸化剤
→ O₂中のO（0）に増加する部分 ＝ 還元剤
1つの物質が同時に酸化剤・還元剤になる反応を自己酸化還元（不均化）という

酸化剤：H₂SO₄ + 2H⁺ + 2e⁻ → SO₂ + 2H₂O
還元剤：Cu → Cu²⁺ + 2e⁻

H⁺×2＋SO₄²⁻×1 → H₂SO₄×1、Cu²⁺＋SO₄²⁻ → CuSO₄
H₂SO₄合計：1＋1＝2mol

酸化剤：MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O
還元剤：2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

H⁺×4とCl⁻×4 → HCl×4、Mn²⁺とCl⁻×2 → MnCl₂
HCl合計：4mol（うち2molが酸化還元、2molが塩を形成）

MnO₄⁻のe⁻：5個 × 2 ＝ 10個
(COOH)₂のe⁻：2個 × 5 ＝ 10個 ✅

酸化剤：HNO₃ + H⁺ + e⁻ → NO₂ + H₂O　…①
還元剤：Ag → Ag⁺ + e⁻　…②

H⁺×1＋NO₃⁻×1 → HNO₃×1、Ag⁺＋NO₃⁻ → AgNO₃
HNO₃合計：1＋1＝2mol

0.020 × 10.0/1000 ＝ 2.0 × 10⁻⁴ mol

2.0 × 10⁻⁴ × 5 ＝ Fe²⁺のmol数 × 1
Fe²⁺のmol数 ＝ 1.0 × 10⁻³ mol

0.025 × 20.0/1000 ＝ 5.0 × 10⁻⁴ mol

5.0 × 10⁻⁴ × 5 ＝ (COOH)₂のmol数 × 2
(COOH)₂ ＝ 1.25 × 10⁻³ mol
濃度 ＝ 1.25 × 10⁻³ ÷ 20.0/1000 ＝ 0.0625 mol/L

0.040 × 12.5/1000 ＝ 5.0 × 10⁻⁴ mol

5.0 × 10⁻⁴ × 5 ＝ H₂O₂のmol数 × 2
H₂O₂ ＝ 1.25 × 10⁻³ mol
濃度 ＝ 1.25 × 10⁻³ ÷ 10.0/1000 ＝ 0.250 mol/L

0.0200 × 25.0/1000 ＝ 5.00 × 10⁻⁴ mol

5.00 × 10⁻⁴ × 5 ＝ Fe²⁺ × 1
Fe²⁺ ＝ 2.50 × 10⁻³ mol

Feの質量 ＝ 2.50 × 10⁻³ × 56 ＝ 0.140 g
質量パーセント ＝ 0.140 ÷ 2.00 × 100 ＝ 35.0%

HClのCl⁻がKMnO₄（強酸化剤）によって酸化されてCl₂が発生します。これにより余分な酸化還元反応が起きて、正確な滴定量が測れなくなります。希硫酸のみ使用可です。

KMnO₄は赤紫色、反応後のMn²⁺はほぼ無色です。すべてのKBrと反応し終わると、次の1滴の KMnO₄が反応せず溶液が薄い赤紫色に変わります。これが終点です。

常温ではKMnO₄とシュウ酸の反応が非常に遅いため、約60〜70℃に加温して反応速度を上げます。ただし沸騰させるとシュウ酸が分解するので注意。