 |
Ионно-молекулярные реакции обмена
|
|
|
|
Ионные уравнения реакций обмена отражают состояние злектролита в растворе. Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли. Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода HCN 
H+ + CN–. Основания – электролиты, 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+, OH– находятся 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. Г идролиз – 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 OH– из 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. С оставьте 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:
2К+ + 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¯ + 3H2S
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, называются окислительно-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 Mn х O4 –2 2(+1)+ x + 4 (–2) = 0 x = + 6
(Cr2 х O7–2)2– 2 x + 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
Окисление – процесс 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, восстановителями – вещества, 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
|
|
|
