Химия.Шиманович. Решение типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные задания для студентовзаочников инженернотехнических (нехимических) специальностей вузов
 Скачать 10.69 Mb.
|
|
восстановитель 4 | Zn — 2е-= Zn2+ процесс окисления окислитель 1 | S6+ + 8е-= S2- процесс восстановления Составляем уравнение реакции: 4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2S + 4H20 Перед H2S04 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H2S04 идут на связывание четырех ионов Zn2+. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
KBr + КBrO3 + H2S04 --> Вг2 + K2S04 + Н20
Р + НlO3 + Н20 --> Н3РО4 + HI H2S + Cl2 + Н20 --> H2S04 + НС1 Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое — восстановителем; какое вещество окисляется, какое — восстанавливается. 223. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс — окисление или восстановление —происходит при следующих превращениях: As3- —> As5 + ; N3+—> N3- ; S2- —> S°. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Na2 S03 + КМnО4 + Н20 —> Na2S04 + Mn02+ КОН
PbS + HNO3—> S + РЬ(NO3)2+ NO + Н20
Р + HN03+ Н20 —> Н3РО4+ N0 КМnО4+ Na2S03 + КОН —> К2Мn04 + Na2S04 + Н20 226. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс — окисление или восстановление — происходит при следующих превращениях. Мп6+ —> Мn2+; С15+ —> Сl-; N3- —>N5+ На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Cu20 + HNO3—> Cu(N03)2 + NO + Н20 227. См. условиезадачи222. HN03 + Са—>NH4NO3 + Ca(N03)2 + Н20 K2S + KMn04+ H2S04—> S +K2SO4 + MnS04+ Н20 228. Исходя из степени окисления хрома, иода и серы в соединениях K2Cr207, Kl и H2S03, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений рас- ставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме NaCr02+ РЬ02 + NaOH —> Na2Cr04 + Na2Pb02 + H20
H2S + Cl2 + H20 —>H2S04 + HC1 K2Cr207 + H2S + H2S04—> S + Cr2(S04)3+ K2 S04+ H20
KCIO3 + Na2S03—>KC1 + Na2S04 KMn04+ HBr —> Br2+ KBr +MnBr2 + H20
P+ НСlO3 + H20 —>H3PO4 + HC1 H3As03 + KMn04 + H2S04—> H3As04 + MnS04 + K2S04 + H20
NaCr02+ Br2+ NaOH —> Na2Cr04 + NaBr + H20 FeS + HNO3 —> Fe(N03)2+ S + NO + H20
HNO3+ Zn —> N20 + Zn(NO3)2+ H20 FeS04+ КСlO3+ H2S04—> Fe2(S04)3+ KC1 + H20
К2Сг07 + HC1 —>Cl2 + CrCl3+KC1+ H20 Au+HNO3+ HC1 —> AuCI3 + NO + H20
КМn04 + KN02+H2SO4—> MnS04 + KNO3+ К2 SO4+ H20
НС1 + СгO3—> С12 + СгС13 + Н20 Cd + KMn04 + H2S04—> CdSO4 + MnS04 + K2S04 + H20
Сг203 + К С1O3 + КОН —> К2 С1O4 + КС1 + Н20 MnS04 + РЬ02 + HN03 —> HMn04 + Pb(N03)2 + PbS04 + H20
H2S03 + НС1O3—>H2S04 + HC1 FeS04 + K2Cr207 + H2S04—> Fe2(S04)3+ Cr2(S04)3 + K2S04 + H20
l2 + Сl2 + Н20—>НlO3 + НС1 K2Cr207 + H3PO3 + H2S04 —> Cr2(S04)3 + H3P04 + K2S04 + H20
AsH3 + HN03 —> Н3As04 + N02 + Н20 Электродные потенциалы и электродвижущие силы При решении задач этого раздела см. табл. 8. Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, разряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие: Me + m Н20 <=> Ме(Н20 ) + nе- в растворе на металле где n — число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл — жидкость возникает двойной, электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала -— электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях — так называемые стандартные электродные потенциалы (E°). Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю{E0= 0; Δ G0 = 0). Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов получаем ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений). Положение того или иного металла в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е0, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют приборами, кото- рые называют гальваническими элементами. Окислительно-вос- становительная реакция, которая характеризует работу гальва- нического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В злом случае ΔG0 < 0, так как Δ G0= -nFE0 Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта (табл. 8). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциалы кобальта — в растворе с концентрацией 0,1 моль/л.                                               3 |