Главная | Обратная связь
МегаЛекции

Ионно-молекулярные реакции обмена




Ионные уравнения реакций обмена отражают состояние злектролита в растворе. Электролитыэто вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли. Кислотыэто электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода HCN H+ + CN. Основанияэлектролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов NH4OH NH4+ + OH. Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например, Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3 и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой:

H+ + RO ROH R+ + OH

В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H+, RO и R+, OHнаходятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов, например:

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42–; CuOHCl CuOH+ + Cl; KHCO3 = K+ + HCO3.

По способности к диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. У сильных электролитов в растворе диссоциируют на ионы практически все молекулы, у слабых – лишь часть молекул. К сильным электролитам относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, а из важнейших кислот HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4. К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, например, CH3COOH, неорганические соединения H2CO3, H2SO3, H2SiO3, HCN, HNO2, H3PO4, HF, NH4OH, H2O и другие.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы и слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, в которых осадки, газы, слабые электролиты пишутся в виде молекул, хорошо растворимые сильные электролиты – в виде ионов. Одинаковые ионы из обеих частей уравнения исключаются.

Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.

а) 3AgNO3 + FeCl3 = Fe(NO3)3 + 3AgCl↓ – молекулярное уравнение

осадок

3Ag+ + 3NO3 + Fe3++ 3Cl = Fe3++ 3NO3 + 3AgCl↓ – полное ионное уравнение

Ag+ + Cl= AgCl↓ – сокращенное ионное уравнение

б) Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2

газ

2Na+ + CO32– + 2H+ + SO42– = 2Na+ + SO42– + H2O + CO2

2H+ + CO32– = H2O + CO2

в) HСl+ NaOH = NaCl + H2O

слабый электролит

H+ + Cl+ Na++OH = Na++ Cl + H2O

H++ OH = H2O

Ионообменные реакции могут проходить между молекулами воды и ионами растворенной соли, что приводит к процессу гидролиза. Гидролиз – это обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH-среды. Суть гидролиза заключается в следующем. При внесении в воду солей, в состав которых входят анионы слабых кислот или катионы слабых оснований, эти ионы связываются с ионами H+ или OHиз воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H2O H+ + OH. В растворе накапливаются ионы H+ или OH, сообщая полученному раствору кислую или щелочную реакцию. Катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не образуют с ионами воды слабых электролитов, поэтому соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Таким образом, гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой; слабой кислотой и сильным основанием; слабым основанием и слабой кислотой. В таком случае в растворе могут устанавливаться следующие равновесия:

а) при гидролизе аниона (A) слабой кислоты:

А+ HOH HA + OH(образуются ионы OH, среда щелочная, pH > 7).

б) при гидролизе катиона (B+) слабого основания:

B++ HOH BOH + H+ (образуются ионы Н+, среда кислая, pH < 7).

в) при гидролизе катиона слабого основания и аниона слабой кислоты:

А+ HOH HА + OH

B++ HOH BOH + H+ (образуются ионы Н+ и OH, среда близка к нейтральной, pH » 7).

Гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, протекает ступенчато, причем преимущественно по первой ступени с образованием кислых или основных солей. Введение дополнительного количества ионов H+ или OH в равновесную систему может усилить или подавить процесс гидролиза в соответствии с принципом Ле Шателье.

Примеры решения задач

Пример 6.1.Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

а) Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

б) H3PO4 + 3OH = PO43– + 3H2O

в) HCO3 + OH = CO32– + H2O

Решение.При решении подобных заданий следует пользоваться табл. 2 приложения.

В левой и правой частях данных ионно-молекулярных уравнений указаны ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов. Следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

а) Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

б) H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

в) KHCO3 + KOH = K2CO3 + H2O

Пример 6.2.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, подтверждающие амфотерный характер гидроксида свинца.

Решение. Амфотерные электролиты могут диссоциировать по типу кислоты и основания, поэтому Pb(OH)2 может растворяться как в кислоте, так и в щелочи, образуя соответствующие соли:

а) растворение Pb(OH)2 в кислоте

Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2H+ = Pb2+ +2H2O

б) растворение Pb(OH)2 в щелочи

Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2PbO2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2OH = PbO22–+ 2H2O

В случае (а) Pb(OH)2 выполняет роль основания, поставляя в раствор гидроксид-ионы для образования молекул воды. В случае (б) Pb(OH)2 выполняет роль кислоты (Pb(OH)2 = H2PbO2), поставляя в раствор катионы водорода. Схема диссоциации Pb(OH)2 выглядит так:

2H+ + PbO22– H2PbO2 = Pb(OH)2 Pb2+ + 2OH

Пример 6.3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей: CH3COOK, K2S, CuSO4.

Решение.а) Ацетат калия – соль слабой кислоты и сильного основания. При растворении в воде ацетат калия диссоциирует на ионы К+ и анионы CH3COO. Катионы К+ не могут связывать анионы OH, так как KOH – сильный электролит. Ионы CH3COO, связываясь с катионами H+ воды, образуют слабую кислоту CH3COOH. Гидролиз идет по аниону слабой кислоты. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

CH3COO + H2O CH3COOH + OH

Для написания уравнения реакции в полной ионной форме прибавим к левой и правой частям уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза ни- каких изменений. В рассматриваемом примере – это катионы калия.

К++CH3COO + H2O CH3COOH + К++OH

молекулярное уравнение:

CH3COOK + H2O CH3COOH + KOH

В растворе появляется избыток ионов OH, поэтому раствор имеет щелочную реакцию (pH > 7).

б) Сульфид калия – соль двухосновной слабой кислоты и сильного основания. Анионы слабой кислоты S2– связывают ионы водорода из воды, образуя анионы кислой соли HS. Соль гидролизуется по аниону. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

S2– + H2O HS+ OH

полное ионно-молекулярное уравнение:

+ + S2– + H2O К+ + HS+ К++OH

молекулярное уравнение:

K2S + H2O KHS + KOH

Появление избыточного количества ионов OH обусловливает щелочную реакцию среды (pH > 7).

в) Сульфат меди – соль слабого двухкислотного основания и сильной кислоты. Гидролиз такой соли идет по катиону слабого основания с образованием катионов основной соли CuOH+. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cu2+ + H2O CuOH+ + H+

полное ионно-молекулярное уравнение:

2Cu2+ + 2SO42– + 2H2O 2CuOH+ + SO42– + 2H+ + SO42–

молекулярное уравнение:

2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4

В растворе накопились катионы водорода, которые создадут кислую реакцию среды (pH < 7 ).

Пример 6.4.Какие продукты получатся при смешивании растворов AlCl3 и Na2S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль AlCl3 гидролизуется по катиону, Na2S – по аниону:

Al3+ + H2O AlOH2+ + H+

S2– + H2O HS+OH

Образующиеся ионы H+ и OH связываются в молекулы слабого электролита H2O, сдвигая гидролитическое равновесие вправо. Гидролиз идет до конца с образованием Al(OH)3 и H2S. Ионно-молекулярные и молекулярное уравнение имеют вид:

2Al3+ + 3S2–- + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2

2Al3+ + 6Cl + 6Na+ +3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S­ + 6Na+ + 6Cl

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S­+ 6NaCl

 

Контрольные вопросы

101. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и CuSO4; б) AgNO3 и NH4Cl; в) Na2SiO3 и H2SO4; г) CaCO3 и HNO3.

102. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, CuCl2, NH4CH3COO? Для каждой из гидролизующихся солей напишите уравнение гидролиза в ионно-молекулярном и молекулярном виде, укажите реакцию среды ее водного раствора.

103. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Fe3+ + 3OH = Fe(OH)3

б) H+ + NO2 = HNO2

в) Cu2+ + S2– = CuS

104. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза Cr2(SO4)3. К раствору добавили следующие вещества: а) H2SO4; б) KOH. В каком случае гидролиз сульфата хрома усилится? Почему?

105. Какие из солей: K2SO4, Na2SO3, NH4CN, LiCl, Fe2(SO4)3 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей. Какое значение pH (>7<) имеют растворы этих солей?

106. Смешивают попарно растворы: а) KOH и Ba(NO3)2; б) Li2CO3 и HCl; в) Pb(NO3)2 и KCl; г) NH4Cl и KOH. В каких случаях реакции практически пойдут до конца? Представьте их в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

107. Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из ионно-молекулярных уравнений:

а) Al3+ + H2O AlOH2+ + H+

б) S2– + H2O HS + OH

в) CN+ H2O HCN +OH

108. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) BaCO3 и HNO3; б) Fe2(SO4)3 и KOH; в) HCl и K2S; г) CH3COOK и HCl.

109. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза, происходящего при сливании растворов: а) FeCl3 и Na2CO3; б) CuSO4 и K2CO3.

110. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CH3COONa и H2SO4; б) NH4Cl и NaOH; в) Ba(OH)2 и K2CrO4; г) CaCl2 и Na3PO4.

111. Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из ионно-молекулярных уравнений:

а) Fe3+ + 2H2O Fe(OH)2+ + 2H+

б) CO32– + H2O HCO3 + OH

в) NH4+ + H2O NH4OH + H+

112. Смешивают попарно растворы: а) K2SO3 и HCl; б) Na2SO4 и KCl; в) CH3COONa и HNO3; г) Al2(SO4)3 и избыток KOH. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составьте для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.

113. Какие из веществ будут взаимодействовать с гидроксидом калия: Ba(OH)2, Zn(OH)2, FeCl3, H3PO4? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

114. Какие из приведенных солей: KCN, Cr(NO3)3, KNO3, ZnSO4 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей, укажите реакцию среды.

115. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) OH + HS = H2O + S2–

б) CO32– + 2H+ = H2O + CO2

в) OH + NH4+ = NH4OH

116. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах K2SO3, (NH4)2SO4, Na2CO3, Li2SO4? Ответ обоснуйте ионно-молекулярными уравне- ниями соответствующих реакций гидролиза солей.

117. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2SO3 и HCl; б) CH3COOH и KOH; в) Na2HPO4 и NaOH; г) Al(OH)3 и KOH.

118. Какие из солей KI, Cu(NO3)2, KNO2, CrCl3 подвергаются гидролизу? Cоставьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей, укажите реакцию среды.

119. Смешивают попарно растворы: а) Cu(NO3)2 и Na2SO4; б) BaCl2 и K2SO4; в) NaHCO3 и NaOH; г) Cu(OH)2 и HCl. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составьте для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.

120. Какие из приведенных солей: Na2SO3, AlCl3, NH4NO2 подвергаются гидролизу по катиону, по аниону, по катиону и аниону? Укажите pH среды, составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

 

Тема №7: Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимические системы

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называютсяокислительно-восстановительными. Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:

1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Вг2, S, O2 равна нулю.

2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2.

3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.

4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочнозе- мельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).

5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

В качестве примера рассчитаем с.о. марганца в соединении К2MnO4 и хрома в анионе Cr2O72-

К2+1 Mnх O4 –2 2(+1)+ x + 4 (–2) = 0 x = + 6

(Cr2х O7–2 )2– 2x + 7 (–2) = –2 x = + 6

Любую окислительно-восстановительную реакцию можно разделить на две полуреакции: окисление и восстановление, например

Ca0 + Cl20 = Ca+2 Cl2–1

восстановитель Ca0 –2ē → Ca+2 окисление

окислитель Cl2 0 +2ē → 2Cl восстановление

Окислениепроцесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно. Окислителями называют вещества (атомы, молекулы или ионы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителямивещества, отдающие электроны.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярный, внутримолекулярный и диспропорционирования. В межмолекулярных реакциях окислитель и восстановитель содержатся в разных молекулах. В случае внутримолекулярных реакций окислитель и восстановитель находятся внутри одной молекулы. В реакциях диспропорционирования один и тот же элемент является окислителем и восстановителем, т.е. сам себя окисляет и восстанавливает, находясь при этом в составе одной молекулы.

 

Примеры решения задач

Пример 7.1.Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, KNO2, KNO3, определите, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные и восстановительные свойства?

Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях с.о. азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, NH3 – только восстановитель, KNO2 – и окислитель и восстановитель, KNO3 – только окислитель.

Пример 7.2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H2S; б) MnO2 и HCl; в) MnO2 и NaBiO3?

Решение.а) Степень окисления в HBr с.о. (Br) = –1 (низшая); в H2S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то они могут проявлять только восстановительные свойства и реакция между ними невозможна; б) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная); в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO2 является окислителем; в) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная); в NaBiO3 с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO2 в этом случае будет восстановителем.

Пример 7.3.Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

KMnO4+ KNO2+H2SO4 ® MnSO4+ KNO3 +K2SO4+H2O

Определите окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют:

KMn+7O4+ KN+3O2+H2SO4 ® Mn+2SO4+ KN+5O3 +K2SO4+H2O

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:

восстановитель N+3 – 2ē → N+5 5 окисление

| 10 |

окислитель Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 восстановление

 

Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

Пример 7.4.Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам:

а) Mg + HNO3 (разб.) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

б) KClO3 ® KCl + O2

в) К2MnO4 + H2О ® КMnO4 + MnO2 + КOН

В каждой реакции определите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты, укажите тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:

а) 4Mgo + 10HN+5O3 = 4Mg+2 (NO3)2 +N -3H4NO3 +3H2O

восстановитель Mg0 – 2ē → Mg+2 4 окисление

½ 8 ½

окислитель N+5 + 8ē → N–3 1 восстановление

 

б) 2KCl+5O3–2 = 2KCl–1 + 3O2o

восстановитель 2O–2 – 4ē → O20 3 окисление

½ 12 ½

окислитель Cl+5 + 6ē → Cl–1 2 восстановление

 

в) 3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4КОН

восстановитель Mn+6 –1ē →Mn+7 2 окисление

½ 2 ½

окислитель Mn+6 + 2ē → Mn+4 1 восстановление

 

Как видно из представленных уравнений в реакции (а) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (б) окислитель – хлор и восстановитель – кислород содержатся в одной молекуле – реакция внутримолекулярная. В реакции (в) роль окислителя и восстановителя выполняет марганец, следовательно, это реакция диспропорционирования.

 

Контрольные вопросы

121. Исходя из степени окисления серы в веществах: S, H2S, Na2SO3, H2SO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какие могут быть и окислителем и восстановителем. Почему?

На основании электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

KI + KIO3+ H2SO4 ® I2+ K2SO4 + H2O

Определите тип окислительно-восстановительной реакции.

122.Реакции выражаются схемами:

Zn + HNO3 (разб) ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O

SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Sn (SO4) 2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O

Составьте электронные уравнения, подберите коэффициенты, укажите, какое вещество в каждой реакции является окислителем, какое восcтановителем.

123. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление происходит при следующих превращениях:

P–3 ® P+5; N+3 ® N–3; Cl® ClO3; SO42– ® S–2

Реакция выражается схемой:

KMnO4 + H2S + H2SO4 ® MnSO4 + S +K2SO4 + H2O

Определите окислитель и восстановитель, на сновании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

124. Могут ли протекать окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) Cl2 и H2S; б) KBr и KBrO; в) HI и NH3? Почему?

На основании электронных уравнений подберите коэффициенты, определите тип окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

NaCrO2 + PbO2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O

125. Исходя из степени окисления железа, определите, какое из веществ может быть только восстановителем, только окислителем и какое – и окислителем и восстановителем: FeSO4, Fe2O3, K2FeO4. Почему?

На основании электронных уравнений подберите коэффициенты для веществ в уравнении реакции, идущей по схеме:

CrCl3 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O

126. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисле-

ние или восстановление происходит при следующих превращениях:

As+3 ® As+5; CrO42– ® CrO2 ; MnO4 ® MnO42–; Si+4 ® Si0

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в реакции, идущей по схеме:

H2S + H2SO3 ® S + H2O

127.Реакции выражаются схемами:

KNO2 + KI + H2 SO4 ® KNO3 + I2+ K2SO4 + H2 O

NaNO3 ® NaNO 2 + O2

Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

128. См. условие задания 127.

KBr + KBrO3+ H2SO4 ® Br2 + K2 SO4 + H2O

NH4NO3 ® N2O + H2O

129. См. условие задания 127.

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2 O

NaBrO ® NaBrO3 + NaBr

130. Исходя из степени окисления хлора, определите, какое из соедине- ний: Cl2, HCl, HClO4 – только окислитель, только восстановитель и какое из них может иметь функцию и окислителя и восстановителя. Почему?

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

HNO3+ Bi ® NO + Bi(NO3)3 + H2O

131.См. условие задания 127.

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

AgNO3 ® Ag + NO2 + O2

132.Mогут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H2S и Br2 ; б) HI и HIO3; в) KMnO4 и K2Cr2O7? Почему?

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 ® O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

133. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисле-ние или восстановление происходит при следующих превращениях:

BrO4 ® Br2; Bi ® BiO3; VO3®V; Si –4 ® Si +4.

На основании электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

Al + KMnO4 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

134. См. условие задания 127.

Na2SO3 + Na2S + H2SO4 ® S + Na2SO4 + H2O

KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2

135. Могут ли идти окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами а) PbO2 и KBiO3; б) Н2S и Н2SO3; в) H2SO3 и HClO4? Почему?

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

S + KOH ® K2SO3 + K2S + H2O

Определите тип окислительно-восстановительной реакции.

136. См. условие задания 127.

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O

P + HNO3 + H2O ® H3PO4 + NO

137. См. условие задания 127.

Ba(OH)2 + I2 ® Ba(IO3)2 + BaI2 + H2 O

MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O

138. См. условие задания 127.

MnSO4 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Ni(NO3)2 ® NiO + NO2 + O2

139. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:

HNO2 ® HNO3 + NO + H2O

Cr2O3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O

Укажите окислитель и восстановитель в каждой реакции, определите ее тип.

140. См. условие задания 139.

Si + O2 + NaOH ® Na2SiO3 + H2O

NH4NO2 ® N2 + H2O





©2015- 2017 megalektsii.ru Права всех материалов защищены законодательством РФ.