Партнерка на США и Канаду по недвижимости, выплаты в крипто
- 30% recurring commission
- Выплаты в USDT
- Вывод каждую неделю
- Комиссия до 5 лет за каждого referral
Кафедра Общей и специальной химии
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
Для самостоятельной работы и контролю знаний по теме:
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»
Тюмень – 2005
Окислительно-восстановительные реакции: к. х.н. , методические указания для студентов специальности ВиВ, ТГВ, дневное отделение - 1 курс, 2 семестр, Тюмень: ТюмГАСУ, 2006 год, 27с.
Рецензент: к. х.н., доцент
(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)
Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:
Протокол № 45 от « » 2005 г.
Учебно-методический материал утвержден на УМК академии:
Протокол № от « » 2005 г.
Тираж 50 экземпляров
ВВЕДЕНИЕ
Методические указания предназначены для организации самостоятельной работы студентов, контроля усвоения материала, навыков работы со справочными данными по разделу «Окислительно-восстановительные реакции».
Окислительно-восстановительные реакции относятся к числу самых распространенных химических реакций. Реакции окисления-восстановления протекают при горении твердого, жидкого и газообразного топлива. Почти все металлы получают восстановлением из руд. Коррозия металлов заключается в их окислении. Многие важные химические продукты могут быть получены посредством реакций окисления-восстановления, например, азотная кислота из аммиака, серная кислота из серы и сульфидов. Вся электрохимическая промышленность (получение хлора, водорода, щелочей, хлоратов, пероксидов и т. д.) основана на реакциях окисления-восстановления. За счет этих реакций работают химические источники тока (аккумуляторы и элементы). Они лежат в основе фотографических процессов, процессов пищеварения, дыхания, брожения, фотосинтеза.
Многие методы очистки природных и сточных вод основаны на окислительно-восстановительных реакциях. К таким методам относятся: биологическая очистка сточных вод, каталитическое разрушение органических веществ кислородом воздуха, удаление железа и марганца из воды, обеззараживание воды, дехлорирование воды химическими и физико-химическими методами и др.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Окислительно-восстановительными (ОВР) называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительном окислении) или от других атомов к атому данного элемента (при отрицательном окислении).
Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
1. степень окисления элемента в простых веществах равна нулю;
2. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, а в ионе – заряду этого иона;
3. постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2);
4. водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (
и др.), где его степень окисления равна –1;
5. степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением пероксидов (
и др.), где степень окисления кислорода равна –1 и фторида кислорода 
(+2).
Окисление - восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс. Рассмотрим реакцию растворения цинка в серной кислоте:
Каждый атом цинка отдает в этой реакции по 2 электрона ионам водорода и становится двухзарядным ионом, что можно выразить следующим уравнением:
Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением.
Электроны, отдаваемые цинком, принимаются ионами водорода, которые превращаются при этом в атомы водорода, а затем попарно соединяясь, образуют молекулу:
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением.
Таким образом, в рассматриваемой реакции цинк окисляется, а водород восстанавливается.
Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, окислителем. Следовательно, в данном примере цинк – восстановитель, а серная кислота – окислитель.
Таким образом, окислитель в окислительно-восстановительной реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется.
Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. к. их атомы способны лишь принимать электроны: сера в степени окисления +6 (Н2SO4), азот +5 (HNO3 и нитраты), марганец +7 (KMnO4), хром +6 (K2CrO4, K2Cr2O7) и др.
Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны: сера в степени окисления - 2 (H2S и сульфиды), азот -3 (NH3 и его производные) и др.
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.
Окислители:
1. Типичные неметаллы (F2, Cl2, Br2, I2, O2) в элементарном (свободном) состоянии.
2. Кислородсодержащие кислоты и их соли (азотная кислота и нитраты, концентрированная серная кислота, а также KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7 .
3. Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления (например, Fe3+, Cu2+, Sn4+ и др.).
Восстановители:
1. Активные металлы (щелочные и щелочноземельные, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие, как водород, углерод, фосфор, кремний.
2. Бескислородные кислоты (HCl, HBr, HI, H2S) и их соли.
3. Ионы металлов, находящиеся в низшей степени окисления
( например, Fe2+, Cu+, Sn2+ и др).
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо придерживаться следующего порядка.
1. Записать схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ и определить степень окисления тех элементов, которые ее меняют.
2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул.
3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H2O, ионы H+ или ОН-.
4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части уравнения необходимое число электронов.
5. Подобрать коэффициенты для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.
7. Расставить коэффицтенты в уравнении реакции.
Для уравнивания кислорода в кислой, нейтральной и щелочной средах можно пользоваться правилом стяжения, представленном в виде таблицы.
Наличие кислорода | Кислая среда (Н+) | Нейтральная среда (Н2О) | Щелочная среда (ОН) |
Избыток | 2Н+ + О = Н2О | Н2О + О = 2ОН- | Н2О + О = 2ОН- |
недостаток | Н2О = 2Н+ | Н2О = 2Н+ | 2ОН - = Н2О |
При протекании ОВР возникает окислительно-восстановительный потенциал между восстановленной и окисленной формой вещества. Восстановитель при отдаче электронов превращается в свою окисленную форму; окислитель при их приеме – в свою восстановленную форму. Например, реакция
может быть описана двумя полуреакциями, в которых происходят превращения форм окислителя (Fe3+) и восстановителя (Sn4+):
Окисленная форма (ок. ф.) Fe3+, принимая электроны, превращается в восстановленную (в. ф.) Fe2+. Они составляют одну окислительно-восстановительную (редокс) пару Fe3+/Fe2+. В редокс паре Sn4+/Sn2+ восстановленная форма Sn2+ превращается в окисленную Sn4+, отдаваяя два электрона.
В любой окислительно-восстановительной реакции участвуют не менее двух редокс-пар. Продуктами реакции являются новые (более слабые, чем исходные) окислитель и восстановитель. В приведенном примере Fe3+ и Sn2+ являются соответственно сильным окислителем и восстановителем, из них получаются более слабые окислитель Sn4+ и восстановитель Fe2+.
Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции определяется химической активностью редокс-пар, участвующих в ней. Химическую активность редокс-пары характеризуют величиной стандартного (нормального) окислительно-восстановительного потенциала (редокс-потенциала) Е0.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определены для многих редокс-пар. Некоторые из них приведены в приложении методических указаний.
При увеличении величины Е0 увеличивается сила окислителя (окисленной формы) и соответственно уменьшается сила восстановителя (восстановленной формы данной пары). В каждой паре наблюдается сочетание более сильного окислителя с менее сильным восстановителем и наоборот. Например, в редокс-парах 
c потенциалами + 1,51 и + 1,33В соответственно 
- более сильный окислитель, чем 
, а 
- более сильный восстановитель, чем 
. По значению и при сравнении значений Е0 редокс-пар можно определить принципиальную возможность протекания ОВР. Более сильный окислитель окисляет более сильный восстановитель, более сильный восстановитель восстанавливает более сильный окислитель. Более сильная окисленная форма одной пары (с более электроотрицательным значением Е0 или менее электроположительным) окисляет более сильную восстановленную форму другой пары (с менее электроотрицательным значением Е0 или более электроположительным). Значения окислительно-восстановительных значений приведены в приложении.
Например, сравнение значений Е0 при взаимодействии пар Fe2+/Fe0 (Е0 = - 0,44 B) и Cu2+/Cu0 (E0 = +0,34 B) показывает, что роль окислителя должна выполнить форма Cu2+, а восстановителя - Fe0, так как потенциал второй системы больше потенциала первой. Реакция при этом имеет вид:
Направление протекания реакции зависит от знака электродвижущей силы (ЭДС):
ЭДС = 
При ЭДС > 0 протекает прямая реакция, при ЭДС < 0 – обратная. В рассматриваемом случае взаимодействия Fe0 и Cu2+
ЭДС = + 0,34 – (-0,44) = +0,78 В.
ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Вариант 1
1. Какое из приведённых веществ (S, AL, H2, CL2) может быть только восстановителем?
2. Из приведённых веществ (KMnО4 и H3PO4) выберите окислитель для окисления K2SO3 до K2SO4.
Напишите уравнение реакции, в качестве среды используйте серную кислоту. Определите сумму коэффициентов левой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное уравнение реакции:
P+KJO3+KOH K3PO4+KJ+…
Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 2
1. Какой из приведённых ионов обладает свойствами только окислителя? (Cr2O72-, CrO2-, Cr3+, Cr2+).
2. Какая из реакций возможна:
Re+HNO3 HReO4+NO или NO+HReO4 Re+HNO3.
Допишите уравнение реакций. Какова сумма коэффициентов
правой части уравнения?
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
CrCL3+KCLO3+KOH K2CrO4+KCL+…
Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 3
1. Какая из приведённых частиц может быть только окислителем? (Mn2+, N2, Cu, F2 ).
2. Из предложенных веществ (KCLO и H2SO3) выберите окислитель для окисления Те до ТеО2. Напишите уравнение реакции. Определите сумму коэффициентов левой части уравнения:
Среда – нейтральная.
3. 
Составьте электронно–ионное и молекулярное уравнения реакции: AL+KNO2+KOH NH3+KALO2+…
Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 4
1 Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (CL-, NO2-, Mg2+, AsO33-).
2. Какая из приведённых реакций возможна:
CL2+J2+… CLO3-+J-; CL2+J2… JO3-+CL-.
Составьте уравнение возможной реакции. Какова сумма коэффициентов левой части уравнения?
3. Допишите уравнение реакции:
HCLO+H2S H2SO4+HCL.
Составьте электронно – ионное уравнение. Определите разность между суммой коэффициентов правой и левой части уравнения.
Вариант 5
1. Какая из приведённых частиц может быть только окислителем? (NO3-, NO, NO2-, NO2).
2. Из предложенных соединений (K2SO3, KF) выберите восстановитель для восстановления KCLO3 до KCL. Напишите уравнение реакции. Определите разность между суммой коэффициентов правой и левой частей уравнения.
3. Допишите уравнение реакции:
MnSO4+KМnO4+H2O MnO2+…
Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения. Укажите коэффициент при H2O.
Вариант 6
1. Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (фосфор, бром, фтор, цинк).
2 Из предложенных соединений (KCL, BiОNO3) выберите восстановитель для восстановления KMnO4 до Mn2+. Напишите уравнение реакции, определите сумму коэффициентов в левой части уравнения. В качестве среды берите Н2SО4.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
PbO2+KNO2+H2O Pb(OH)2+KNO3+…
Укажите коэффициенты при Н2О.
Вариант 7
1. Какой из приведённых ионов может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? ( К+, MnO4-, CLO3-, AL3+).
2. Из предложенных соединений (FeCL2, CrSO4) выберите восстановитель для восстановления BrO- до Br--. Напишите уравнение реакции. Определите сумму коэффициентов левой части уравнения. В качестве среды берите Н2SО4.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения
реакции:
K2S+KМnO4+H2O MnO2+S+…
Укажите коэффициенты при Н2О.
Вариант 8
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только восстановителем? (ион меди, бромид – ион, сульфат – ион, сульфит - ион).
2. Из предложенных металлов (Zn, Pt) выберите восстановитель для восстановления HNO3 до NH4+.
Напишите уравнение реакции. Определите сумму коэффициентов левой части уравнения.
3. Составьте электронно– ионное и молекулярное уравнение реакции:
КMnO4+KNO2+H2O MnO2+KNO3+…
Укажите коэффициент при Н2О.
Вариант 9
1. Какой из приведённых ионов может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? (алюминат – ион, нитрат – ион, бихромат – ион, нитрит - ион).
2. Какое из приведённых веществ (K3AsO4 или KNO2) может окислять K2SO3 до K2SO4.
Напишите уравнение реакции, среда - кислая. Определите сумму коэффициентов левой и правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: K2CrO4+Zn+KOH K2ZnO2+KСrO2+…
Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 10
1. Какой из указанных ниже ионов может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? (селенuт – ион, нитрат – ион, иодит – ион, ион цинка).
2. Из предложенных веществ (KCLO3 и J2) выберите окислитель для окисления KNO2 до KNO3.
Напишите уравнение реакции, среда – кислая. Определите разность между суммой коэффициентов в левой и правой частях уравнения?
3. Напишите уравнение реакции:
КСrO2+CL2+KOH K2CrO4+…
Составьте электронно – ионные уравнения. Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 11
1. Какой из приведённых ионов может быть только окислителем? (Mn2+,, MnO4-, MnO42-, Mn3+).
2. В каком направлении будет протекать реакция:
CrCl3 + Br2 +KOH 
K2CrO4 + KBr + H2O
3. Составьте электронно - ионное и молекулярное уравнения реакции: Zn+KNO3+KOH NH3+K2ZnO2+…
Укажите коэффициент при КОН.
Вариант 12
1. Какой из приведённых ионов может быть только восстановителем? (SO32-, S2-, SO42-, S2O3 2-).
2. Из предложенных соединений (Na2SO3, Pb(NO3)2) выберите восстановитель для восстановления CL2 до CL-. Напишите уравнение реакции, среда нейтральная.
Определите разность между суммой коэффициентов правой и левой частей уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: Mn(NO3)2+KBiO3+HNO3 KМnO4+Bi(NO3)3
Укажите коэффициент при HNO3.
Вариант 13
1. Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (Ag, S, N2, J2).
2. Можно ли при стандартных условиях окислить в щелочной среде Fe2+ в Fe3+ с помощью хромата калия?
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
K3AsO4+K2SO3+HCL AsOCL+K2SO4+…
Укажите коэффициент при HCL.
Вариант 14
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (CL-, CLO-, CLO3-, CLO4-).
2. Из предложенных соединений (KF и KBr) выберите восстановитель для восстановления K2Cr2O7 до Cr3+.Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: Na2S2O3+NaCLO+NaOH Na2SO4+NaCL+…
Укажите коэффициент при NaOH.
Вариант 15
1.Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (Na, S, H2, F2).
2. Используя справочные данные, установите в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции:
NaCl + Fe2(SO4)3 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
KBr+KBrO3+H2SO4 Br2 +K2SO4+…
Укажите коэффициент при H2SO4 .
Вариант 16.
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (NO-, Br-, NO3-, Fe2+).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
H2O2 + HOCl HCl + O2 + H2O
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: Cr2O3 + KCLO3 + KOH K2CrO4 + KCL+…
Укажите коэффициент при KOH.
Вариант 17
1. Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (P, Zn, O2, Cl2).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
HIO3 + H2O2 I2 + O2 + H2O
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3+…
Укажите коэффициент при H2SO4.
Вариант 18
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (NO2-, CLO-, BrO3-,MnO4-).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
I2 + H2O2 HIO3 + H2O
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: NaCrO2 + Br2 +NaOH Na2CrO4 + NaBr+…
Укажите коэффициент при NaOH.
Вариант 19
1. Какая из предложенных частиц может проявлять окислительно-восстановительную двойственность? (Al, S2-, NO2, CrO-4).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
H3PO4 + HI H3PO3 + I2 + H2O
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
Cd + KMnO4 + H2SO4 CdSO4 + MnSO4+…
Укажите коэффициент при H2SO4 .
Вариант 20
1. Какие из указанных ниже частиц могут быть только восстановителем? (NO2-, NH4+, NO3-, NH3, N2O ).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
H3PO3 + SnCl2 + H2O HCl + Sn + H3PO4
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
Н2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4+…
Укажите коэффициент при H2SO4 .
Вариант 21
1. Какой из указанных ниже ионов может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?
(Na+, Cr2O72-, NO2-, Br-).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
H3PO3 + AgNO3 + H2O Ag + HNO3 + H3PO4
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
MnSO4+PbO2+HNO3 HMnO4 +PbSO4+ Pb(NO3)2 +…
Укажите коэффициент при HNO3.
Вариант 22
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (SO32-, MnO4-, Cr3+, Cl--).
2. Используя справочные данные, укажите в каком направлении может самопроизвольно протекать следующая реакция:
H3PO3 + Pb(NO3)2 + H2O Pb + HNO3 + H3PO4
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: H2S+CL2+H2O Na2SO4+NaCL+…
Укажите коэффициент при H2O.
Вариант 23
1. Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (Al, P, O2, J2).
2. Из предложенных соединений (РbСL2 и FeCl2) выберите восстановитель для восстановления JO3- до J2. Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
Au +HNO3+HCL AuCL3+ NO+…
Укажите коэффициент при HCL.
Вариант 24
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (Br-, SO42-, NO2-, Fe2+).
2. Из предложенных соединений (K2SO3 и KF) выберите восстановитель для восстановления KMnO4 до MnO2. Напишите уравнение реакции, среда – нейтральная. Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
Zn+HNO3 Zn(NO3)2+N2O+…
Укажите коэффициент при HNO3.
Вариант 25
1. Какая из предложенных частиц может проявлять окислительно-восстановительную двойственность? (NO3-, Zn2+, NO2, SeO32-).
2. Из предложенных соединений (K2Cr2O7 и H3AsO4) выберите окислитель для окисления HBr до Br2. Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
KMnO4+KNO2 + H2SO4 MnSO4+KNO3+…
Укажите коэффициент при H2SO4 .
Вариант 26
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (CL-, Mg2+, CLO3-, SO32-).
2. Из предложенных металлов (Mg и Au) выберите восстановитель для восстановления HNO3 до NH4+. Напишите уравнение реакции. Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: K2Cr2O7 + HCL CL2 + CrCl3+…
Определите разность между суммой коэффициентов правой и левой части уравнения.
Вариант 27
1. Какая из предложенных частиц может проявлять окислительно-восстановительную двойственность? (Al3+, NO3-, Cr2O72, NO2)
2. Из предложенных соединений (Сl2 и CO2) выберите окислитель для окисления H2SO3 до H2SO4. Напишите уравнение реакции, среда – нейтральная. Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
FeS+ HNO3 Fe(NO3)2+S+NO +…
Укажите коэффициент при HNO3 .
Вариант 28
1. Какой из указанных ниже ионов может быть только окислителем? (S2-, Sn2+, I-, CLO4-).
2. Из предложенных соединений (KF и KNO2) выберите восстановитель для восстановления KMnO4 до Mn+2. Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: P + HCLO3+H2O H3PO4 + HCL+…
Укажите коэффициент при H2O.
Вариант 29
1. Какое из предложенных веществ может быть только восстановителем? (Mg, As, Cl2, S).
2. Из предложенных соединений (KF и KJ) выберите восстановитель для восстановления Cr2O72- до Cr3+. Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции:
H3AsO3+KMnO4+H2SO4 H3AsO4+MnSO4+…
Укажите коэффициент при H2SO4.
Вариант 30
1. Какая из указанных ниже частиц может быть только окислителем? (BrO3-, CLO-, SO32-, CLO4-).
2. Из предложенных соединений (KCl и KJ) выберите восстановитель для восстановления KNO2 до NO. Напишите уравнение реакции, среда – кислая (H2SO4). Определите сумму коэффициентов правой части уравнения.
3. Составьте электронно – ионное и молекулярное уравнения реакции: KClO3+Na2SO3 Na2SO4+KCL
Определите разность между суммой коэффициентов правой и левой части уравнения.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Элемент | Окислитель | Число электро-нов | Воостанови-тель | Потенциал Ео, В |
Ag | Ag+ | + | Ag | +0,7994 |
As | H3AsO4+2H+ | +2e | HAsO2+2H2O | +0,559 |
Au | Au3+ | +3e | Au | +1,50 |
Bi | BiO3- +4H+ | +2e | BiO+ +2H2O | +1,8 |
Br | Br2 | +2e | 2Br - | +1,09 |
BrO - + H2O | +2e | Br - +2OH- | +0,76 | |
Cl | Cl2 | +2e | 2Cl- | +1,359 |
2ClO-+4H+ | +2e | Cl2 +2H2O- | +1,63 | |
HClO +H+ | +6e | Cl-+H2O | +1,49 | |
2ClO3-+12H+ | +10e | Cl2 +6H2O | +1,47 | |
ClO3-+6H+ | +6e | Cl-+3H2O | +1,45 | |
Cr | Cr3+ | +e | Cr2+ | -0,41 |
CrO42- +4H2O | +3e | Cr(OH)3+5OH- | -0,13 | |
CrO42- +2H2O | +3e | CrO2-+4OH- | -0,21 | |
Cr2O72- +14H+ | +6e | 2Cr3++ 7H2O | +1,33 | |
F | F2 | +2e | 2F- | +2,87 |
Fe | Fe3+ | +e | Fe2+ | +0,77 |
H | H2O2 +2H+ | +2e | 2H2O | +1,77 |
I | I2 | +2e | 2I- | +0,536 |
2IO3- +12H+ | +10e | I2+6H2O | +1,2 | |
Mg | Mg2+ | +2e | Mg | -2,37 |
Mn | MnO4- +4H+ | +3e | MnO +2H2O | +1,695 |
MnO4- +8H+ | +5e | Mn+2 +4H2O | +1,51 | |
N | NO2-+H+ | +e | NO +H2O | +1,00 |
NO3- +3H+ | +2e | HNO2 +H2O | +0,94 | |
NO3-+4H+ | +3e | NO +2H2O | +0,96 | |
NO3-+10H+ | +8e | NH4+ +3H2O | +0,87 | |
O | O2 +2H+ | +2e | H2O2 | +0,682 |
P | H3PO4 +2H+ | +2e | H3PO3 +H2O | -0,276 |
Pb | Pb+2 | +2e | Pb | -0,126 |
Pb+4 | +2e | Pb+2 | +1,66 | |
PbO2 +4H+ | +2e | Pb2+ +2H2O | +1,455 | |
Pt | Pt2+ | +2e | Pt | +0,963 |
S | SO42- +4H+ | +2e | H2SO3+H2O | +0,17 |
H2SO3+4H+ | +4e | S+3H2O | +0,45 | |
Sn | Sn2+ | +2e | Sn | -0,136 |
Te | TeO2+4H+ | +4e | Te +2H2O | +0,52 |
Zn | Zn2+ | +2e | Zn | -0,764 |
Re | HreO4+7H+ | +7e | Re+4H2O | +0,15 |
C | 2CO2+2H+ | +2e | H2C2O4 | -0,49 |
ЛИТЕРАТУРА
1. , Киенская и коллоидная химия. М.: Изд. Центр «Академия». 20с.
2. Пономарев химия. Ч.1,2. М.: Высш. школа. 19с.
3. Глинка химия. – М.: Интеграл-Пресс. 2002.
4. Коровин химия. – М.: Высшая школа. 2002.
5. Молочко . – М.: Химия. 19с.
6. Глинка и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс. 2002.
7. Романцева задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа. 19с.
8. Хайес Дж., Химическое разделение и измерение. Теория и практика аналитической химии. Вдвух книгах. – Пер. с англ./Под ред . М.: Химия. 19с.
СОДЕРЖАНИЕ
1. Введение 3
2. Теоретическая часть 4
3. Варианты заданий 10
4. Приложение 25
5. Литература 26
