Методичка ОВР. Высшего профессионального образования

• Название: Высшего профессионального образования
• Анкор: Методичка ОВР.docx
• Дата: 18.05.2017
• Размер: 238.62 Kb.
• Имя файла: Методичка ОВР.docx
• Тип: Методические указания; #7879
• страница: 2 из 3

НАПРАВЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Направление самопроизвольного протекания ОВР определяется так же, как и у всех других реакций – по знаку изменения свободной энергии Гиббса (ΔG⁰_х.р). Если в результате реакции свободная энергия системы убывает, то такая реакция термодинамически разрешена (ΔG⁰_х.р<0).

Для окислительно-восстановительных реакций существует взаимосвязь между изменением свободной энергии и электродвижущей силой (ЭДС):

ΔG⁰_х.р = -nFΔЕ (1)

В этом уравнении n-число электронов, участвующих в ОВР, F96500Кл/моль = 26,8 А∙час/моль – число Фарадея (эту величину часто называют одним фарадеем), ΔЕ – ЭДС окислительно-восстановительной системы.

Для стандартных условий: ΔG⁰_х.р = -nFΔЕ⁰.

Условие самопроизвольности реакции ΔG⁰_х.р<0. В ур. (1) n и F -константы, следовательно, окислительно-восстановительная реакция термодинамически разрешена, если ΔЕ>0.

В свою очередь, ЭДС рассчитывается как разность потенциала окислителя (Е_ок) и восстановителя (E_восс): ΔЕ= Е_ок – E_восс > 0. Из этого соотношения следует, что ОВР будет протекать самопроизвольно в прямом направлении, если Е_ок > E_восс.

Реальные ОВР начинают протекать самопроизвольно с заметной скоростью, если ЭДС системы превышает 0,4 В.
ВЛИЯНИЕ ВНЕШНИХ ФАКТОРОВ НА ВЕЛИЧИНУ ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА

Величина окислительно-восстановительного потенциала (ОВ-потенциала) зависит от химической природы материала электрода, температуры, концентрации и природы потенциалопределяющих частиц в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

13

(2)

В этом уравнении Е – электродный потенциал (В); Е⁰- стандартный электродный потенциал (В); R = 8,31 универсальная газовая постоянная; Т-температура (К); n – число моль электронов в полуреакции; F–число Фарадея; a_окисл-активность окисленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л); a_восст – активность восстановленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л).

Введем несколько упрощений:

1) при стандартной температуре 298К и переходе к десятичным логарифмам, получим В;

2) для разбавленных растворов активности с достаточным приближением могут быть заменены концентрациями (a_окисл=[окисл],a_восст =[восст]). В результате для стандартной температуры уравнение принимает следующий вид:

(3)

где «х» и «y» коэффициенты перед окисленной и восстановленной формой потенциалопределяющих частиц в ОВ-полуреакции.

Например, для полуреакции окисления ионов Mn²⁺

Mn²⁺+4H₂O - 5 = MnO₄^- + 8H⁺,

в которой слева – восстановленная форма потенциалопределяющих частиц, а справа – окисленная форма, уравнение Нернста для стандартной температуры будет иметь следующий вид:



Подлогарифмическое выражение является константой равновесия реакции:

, поэтому уравнение (3) может быть представлено в

14

следующем виде:

. (4)

Если электродная система состоит из металлического электрода, опущенного в раствор, содержащий одноименные ионы Me⁰ - n = Me⁺ⁿ, то уравнение Нернста при стандартной температуре приобретает следующий вид: (5)

Для окислительно-восстановительных реакций исходя из соотношения ΔG⁰_х.р = -nFΔЕ и lnK =- ΔG⁰_х.р/RT можно вычислить значения константы равновесия:

lnК= (6)

Е_ок – потенциал окислителя, Е_восс- потенциал восстановителя.

Для стандартной температуры и десятичных логарифмов:

lgК=. (7)
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1 Для реакции

2KBr + PbO₂ + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Br₂ + 2KNO₃ + 2H₂O

установить направление возможного протекания ее при стандартных условиях.

РЕШЕНИЕ . Запишем уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

2Br^- + PbO₂ + 4H⁺ = Pb²⁺ + Br₂ + 2H₂O.

Затем представим его в виде полуреакций, с указанием табличных значений ОВ-потенциалов:

2Br^- - 2ē = Br₂ E⁰(Br₂/Br^-) = 1,065 В,

восстановитель

PbO₂ + 4H⁺ + 2ē = Pb²⁺ + 4H₂O E⁰(Pb²⁺/PbO₂) = 1,449 В

Окислитель

15

Потенциал окислителя Е⁰_ок больше, чем потенциал восстановителя Е⁰_восс, следовательно, приведенная реакция будет самопроизвольно протекать слева направо.
ПРИМЕР 2. Могут ли в стандартных условиях одновременно находиться в растворе хлориды двухвалентного олова и трехвалентного железа?

РЕШЕНИЕ. Представим данную систему в виде реакции

SnCl₂ + FeCl₃ = SnCl₄ + FeCl₂

Определим по таблице значения стандартных электродных потенциалов полуреакций.

Sn²⁺ - 2 = Sn⁴⁺ Е⁰_восс = +0,151 В

2 Fe³⁺ + = Fe²⁺ Е⁰_ок = +0,771 В

Sn²⁺ +2Fe³⁺ = Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺

В данном примере Е_ок > E_восс, т.е. реакция в стандартных условиях будет протекать самопроизвольно в прямом направлении и, следовательно, указанные хлориды будут реагировать между собой, поэтому одновременное нахождение их в растворе невозможно.
ПРИМЕР 3. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной системы при стандартных условиях:

10Br^- + 2MnO₄^- + 16H⁺ = 5Br₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O,

если E⁰(Br₂/Br^-) = 1,065В; E⁰(MnO₄^-/Mn²⁺) = 1,507В.

РЕШЕНИЕ. Представим данную реакцию в виде полурекций окисления и восстановления:

2Br^- -2ē = 5Br₂ Е⁰_восс = 1,065 В,

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O, E⁰_ок = 1,507В

Константа равновесия К окислительно-восстановительной реакции с окислительно-восстановительными потенциалами связана следующим соотношением:

16

lgК=.
Окислителем в данной реакции является MnO₄^-, а восстановителем – Br^-. В окислительно-восстановительном процессе участвуют 10 электронов. Отсюда:

lgK = = 76,27,

K =1,86.10⁷⁶.
ПРИМЕР 4. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция PbO₂+ 4 H⁺ + 2ē ↔ Pb²⁺ + 2H₂О, если моль/л, а рН=5.

РЕШЕНИЕ. Потенциал окислительно-восстановительного электрода определяем по уравнению:

_.

Концентрация (как твердого вещества) и принимаются постоянными и включены в =+1,449 В, n=2 –число электронов. С учетом этого,



_{Исходя из того, что рН =-lg[H}⁺_{] или [H}⁺_{]= 10}^-рН <sub>, данное уравнение принимает вид:



Подставляя значения Е</sub>⁰ _{и концентраций ионов, получаем}



ПРИМЕР 5. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы

17

3Fe²⁺ + NO₃^- + 4H⁺ = NO + 3Fe³⁺ + 2H₂O,

если [Fe²⁺]=10^-3 моль/л, [Fe³⁺]=10^-2 моль/л, [NO₃^-]=10^-1 моль/л, а рН=3.

РЕШЕНИЕ. Выразим данную ОВ-систему в виде окислительно-восстановительных полурекций с указанием стандартных ОВ-потенциалов:

а) Fe²⁺ - ē →Fe³⁺ +0,771 В,

б) NO₃^- + 4H⁺ + 3ē → NO + 2H₂O +0,960 В.

Для реакции (а) определим ОВ-потенциал по уравнению (3):



Для реакции (б) используем уравнение Нернста с учетом рН-среды:

_.

Имея ввиду, что активности [NO] и [H₂O] являются постоянными и включены в значение Е⁰, а [H⁺]=10^-рН, рассчитаем ОВ-потенциал реакции (б) по уравнению:



Затем рассчитаем ЭДС приведенной окислительно-восстановительной системы:

ЭДС= ΔЕ =Е_окс – Е_восст=

Так как ΔЕ <0, следовательно, реакция в прямом направлении протекать не может.

ПРИМЕР 6.Могут ли в стандартных условиях KClO₃ и КBr одновременно находиться в щелочном растворе? Если нет, то укажите возможные продукты окисления и восстановления.

РЕШЕНИЕ. В бромиде калия КBr бром имеет низшую степень окисления -1 (Br^-1), следовательно, он может проявлять только восстановительные свойства. В щелочной среде возможны следующие реакции окисления Br^-1:

а) Br^-1 + 6ОН^- - 6ē = BrО₃^-1 + 3Н₂О Е⁰ = +0,61В

б) Br^-1 + 2ОН^- - 2ē = BrО^-1 + Н₂О Е⁰ = +0,76В.

18

В ионе ClO₃^- хлор находится в промежуточной степени окисления +5. В случае совместного нахождения в растворе с восстановителем (КBr), KClO₃ будет проявлять только окислительные свойства.

В щелочном растворе возможно восстановления ClO₃^- по реакции:

ClO₃^- + 3Н₂О +6е = Cl^- + 6ОН^- Е⁰ = +0,63В.

Сравнивая потенциалы окислителя и восстановителя, можно сделать вывод, что реакция окисления Br^-1 по реакции (б) не может протекать, потому что Е_ок < E_восс. Окисление же Br^-1 в присутствии KClO₃ по реакция (а) возможно:

Br^-1 + 6ОН^- - 6ē = BrО₃^-1 + 3Н₂О

+

ClO₃^- + 3Н₂О +6ē = Cl^- + 6ОН^-
Br^-1 + 6ОН^- + ClO₃^- + 3Н₂О = BrО₃^-1 + 3Н₂О + Cl^- + 6ОН^-

KClO₃ + КBr = КBrО₃+ КCl

Таким образом, KClO₃ и КBr одновременно находиться в щелочном растворе не могут, а вероятные продукты реакции - KCl и К BrО₃.
ПРИМЕР 7. Может ли пероксид водорода H₂O₂ проявлять окислительные и восстановительные свойства? На основании стандартных электродных потенциалов привести примеры возможных реакций.

РЕШЕНИЕ. Пероксид водорода H₂O₂ имеет в своем составе кислород в промежуточной степени окисления (-1), поэтому он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например, в кислой среде восстановление H₂O₂ протекает по реакции:

H₂O₂ + 2H⁺ + 2ē = 2H₂O E⁰ =1,776 B.

Окисление H₂O₂ протекает по реакции:

H₂O₂ -2ē = О₂ + 2Н⁺ E⁰ =0,682 B.

Чтобы в ОВ-реакции H₂O₂ проявлял окислительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать восстановитель, у которого потенциал был меньше 1,776 В. Например, ион I^- для которого:

2 I^-1 - 2ē = I₂ Е⁰ = +0,536В.

19

Таким образом:

H₂O₂ + 2H⁺ + 2ē = 2H₂O

2 I^-1 - 2ē = I₂

H₂O₂ + 2H⁺ + 2 I^-1 = I₂ + 2H₂O.

Чтобы в ОВ-реакции H₂O₂ проявлял восстановительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать окислитель, у которого потенциал был больше 0,682 В. Например, ион ClO₃^- для которого:

2ClO₃^- + 12H⁺ + 10е = Cl₂ + 6 H₂O Е⁰ = +1,47В.

Таким образом:

H₂O₂ -2ē = О₂ + 2Н⁺ 5

2ClO₃^- + 12H⁺ + 10ē = Cl₂ + 6 H₂O

5H₂O₂ -2ClO₃^- + 12H⁺ = 5О₂ + 10Н⁺ + Cl₂ + 6 H₂O.

Сократив в правой части ионы водорода (Н⁺), получаем:

5H₂O₂ -2ClO₃^- + 2H⁺ = 5О₂ + Cl₂ + 6 H₂O.

ПРИМЕР 8. Какой из металлов никель или кадмий легче взаимодействует с разбавленной HCl?

РЕШЕНИЕ. Запишим уравнения реакции взаимодействия этих металлов с HCl:

а) Ni + 2 HCl → NiCl₂ + H₂

Ni – 2ē = Ni²⁺ E⁰ = -0,25 B

2Н⁺ + 2ē =Н₂ Е⁰ = 0,0В

б) Cd + 2 HCl → CdCl₂ + H₂

Cd – 2ē = Cd ²⁺ E⁰ = -0,403 B

2Н⁺ + 2ē =Н₂ Е⁰ = 0,0В

Рассчитаем для обеих реакций изменение свободной энергии Гиббса по формуле

ΔG_х.р.⁰= -nF (Е⁰_окс – Е⁰_восст).

Для реакции (а) ΔG_х.р. = -2.96500.(0,0 + 0,25)= -48250 Дж.

Для реакции (б) ΔG_х.р. = -2.96500.(0,0 + 0,403)= -77779 Дж.

20

Так как в реакции (б) убыль свободной энергии Гиббса больше, чем в реакции (а), следовательно, кадмий легче взаимодействует с HCl.
ПРИМЕР 9. На основании окислительно-восстановительных потенциалов реакций восстановления иона ClО₃^- определите, в какой среде, нейтральной или кислой, ClО₃^- проявляет более сильные окислительные свойства.

РЕШЕНИЕ. Представим возможные реакции восстановления иона ClО₃^- в нейтральной и кислой средах:

C1О₃^- + 3H₂O + 6ē = Cl^- + 6ОH^- E⁰ =0,63 B

2C1О₃^- + 12H⁺ +10ē = Cl₂ + 6Н₂О E⁰ =1,47 B

Процесс протекает тем глубже, чем отрицательнее ΔG_хр. Из соотношения ΔG⁰_х.р = -nF(Е⁰_ок – E⁰_восс ) следует: чем выше потенциал окислителя, тем меньше ΔG⁰_хр. В кислой среде ОВ-потенциал иона ClО₃^- больше, значит, в кислой среде он проявляет более сильные окислительные свойства.


Задания
1. Можно ли при стандартных условиях восстановить ионы Fe³⁺ ионами таллия Tl⁺ по реакции

2Fe³⁺ + Tl⁺ = 2Fe²⁺ + Tl³⁺ ?

2. Могут ли при стандартных условиях находиться одновременно в растворе селенистая кислота H₂SeO₃ и йодистоводородная HI ?

3. Какие из приведенных реакций могут самопроизвольно протекать в нейтральном водном растворе?

а) MnO₄^- + Cl^-→ MnO₂ + Cl₂;

б) MnO₄^- + Br^-→ MnO₂ + Br₂;

в) MnO₄^- + I^- → MnO₂ + I₂.

21

4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлором сульфат железа (II) в сульфат железа (III)?
5. Можно ли металлическим цинком восстановить хлорид железа (III) в хлорид железа (II)?

6. Сопоставьте устойчивость растворов гидроксидов железа (II) и кобальта (II) к окислению кислородом воздуха по реакциям:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

4Co(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Co(OH)₃
7. Может ли при стандартных условиях идти реакция

2Fe²⁺ + 2Hg²⁺ = 2Fe³⁺ + Hg₂²⁺?
8. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2KMnO₄ + 16HF = 2MnF₂ + 5F₂ + 2KF + 8H₂O
9. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2KMnO₄ + 16HBr = 2MnBr₂ + 5Br₂ + 2KBr + 8H₂O

10. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2FeO₄^2- + 8H⁺ + 2Br^- → Fe³⁺ + Br₂ + 4H₂O
11. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

AsO₄^3- + 2H₂O + 2I^- = AsO₂^- + I₂ + 4OH^-
12. Вычислите константу равновесия реакции

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O
13. Определите направление реакции при стандартных условиях

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 2S + K₂SO₄ + 8H₂O

22

14. Какие из приведенных ниже систем

Co³⁺ + ē = Co²⁺;

Pb⁴⁺ + 2ē = Pb²⁺;

I₂ + 2ē = 2I^-

будут восстановителем, если в качестве окислителя использовать кислый

раствор KMnO₄ (pH=1) MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O
15. Может ли KNO₂ быть восстановителем? окислителем? Используя

таблицу значений стандартных окислительно-восстановительных

потенциалов, приведите схемы возможных реакций.
16. Можно ли в стандартных условиях окислить ионы двухвалентного железа (Fe²⁺) ионами Sn⁴⁺ по схеме

2Fe²⁺ + Sn⁴⁺→ 2Fe³⁺ + Sn²⁺
17. Вычислите константу равновесия реакции

H₃AsO₄ + 2HI = HAsO₂ + I₂ + 2H₂O.

Можно ли считать это равновесие практически полностью смещенным

вправо?
18. Какой из металлов (цинк, марганец или хром) легче взаимодействует

с разбавленной HCl ? Ответ дайте на основании расчета.
19. Определите направление процессов при стандартных условиях.

I₂ + H₂O = HIO₃ + HI,

I₂ + KOH = KIO₃ + KI + H₂O.
20. В водном растворе концентрация [Hg²⁺]=10^-2 моль/л, [(Fe³⁺]=10^-2 моль/л,

[Fe²⁺]=10^-3 моль/л. В каком направлении реакция

2FeCl₃ + Hg = 2FeCl₂ + HgCl₂

протекает самопроизвольно?
21. Можно ли восстановить хлорид олова (IV) в хлорид олова (II) по реакциям

SnCl₄ + 2KI = SnCl₂ + I₂ + 2KCl

SnCl₄ + H₂S = SnCl₂ + S + 2HCl

Обоснуйте ответ расчетом констант равновесия реакций.

23

22. Рассчитайте при стандартных условиях константу равновесия реакции

2KMnO₄ + 5HBr + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5HBrO + K₂SO₄ + 3H₂O.
23. Пользуясь величинами E⁰, определите направление реакции

Cu²⁺ + 2Ag = Cu + 2Ag⁺
24. Растворение цинка в разбавленной азотной кислоте может идти так:

а) Zn + HNO₃→ Zn(NO₃)₂ + NO + H₂O

б) Zn + HNO₃→ Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Пользуясь величинами Е⁰ указать, какой процесс более выгоден в стандартных условиях?
25. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, потенциал которой зависит от pH среды, напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала для этой реакции.
26. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K₂Cr₂O₇ в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F^- - 2ē = F₂ б) 2Cl^- - 2ē = Cl₂

в) 2Br^- - 2ē = Br₂ г) 2I^- - 2ē = I₂

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē = 2Cr³⁺ + 7H₂O равен 1,33 В.
27. Можно ли KMnO₄ использовать в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:

а) HNO₂ + H₂O – 2ē = NO₃^- + 3H⁺

б) 2H₂O – 2ē = H₂O₂ + 2H⁺

в) H₂S – 2ē = S + 2H⁺
28. В каком направлении будет протекать реакция

CrCl₃ + Br₂ + KOH = K₂CrO₄ + KBr + H₂O ?
29. Возможна ли реакция между KClO₃ и КmnO₄ в кислой среде?
30. Какой из окислителей(MnO₂, PbO₂, K₂Cr₂O₇) является наиболее эффективным по отношению к HCl с целью получения Cl₂?

24

31. Можно ли при стандартных условиях окислить в кислой среде Fe²⁺ в Fe³⁺ с помощью дихромата калия (K₂Cr₂O₇)?
32. Можно ли действием хлората (V) калия (KClO₃) в нейтральной среде окислить:

а) Fe²⁺ до Fe³⁺

б) SO₄^2- до S₂O₈^2-

в) Mn²⁺ до MnO₄^-

г) Sn²⁺ до Sn⁴⁺

д) SO₃^2- до SO₄^2-

е) NO₂^- до NO₃^-

Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций.
33. Окислительно-восстановительный потенциал реакции

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē = 2Cr³⁺ + 7H₂O

равен +1,33 В. Какие из следующих процессов возможны, если в качестве окислителя использовать кислый раствор дихромата калия (K₂Cr₂O₇)?

а) 2Br^- - 2ē = Br₂

б) 2Cl^- - 2ē = Cl₂

в) H₂S – 2ē = 2H⁺ + S

г) Mn²⁺ + 4H₂O – 5ē = MnO₄^- + 8H⁺

д) HNO₂ + H₂O – 2ē = NO₃^- + 3H⁺
34. Будет ли протекать реакция, в которой Cr³⁺ окисляется до Cr₂O₇^2-, а разбавленная HNO₃ восстанавливается до NO?
35. При окислении соляной кислоты диоксидом марганца или перманганатом калия образуется хлор. Процессы идут по схеме:

MnO₂ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

KMnO₄ + HCl→ MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

В каком случае получится больше хлора, если для той и другой реакции взять равные количества соляной кислоты?
36. На основании значений окислительно-восстановительных потенциалов процессов восстановления перманганата-иона MnO₄^- в кислой, нейтральной и щелочной средах укажите: в каком случае ион MnO₄^- проявляет более высокую окислительную способность.

25

37. В каком направлении будет протекать реакция

CuS + H₂O₂ + HCl = CuCl₂ + S + H₂O?
38. Можно ли при стандартных условиях окислить хлористый водород до Cl₂ с помощью серной кислоты?
39. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O,

если [MnO₄^-]=10^-5, [Mn²⁺]=10^-2, [H⁺]=0,1 моль/л.
40. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы

6Fe²⁺ + ClO₃^- + 6H⁺ = Cl^- + 6Fe³⁺ + 3H₂O,

если pH = 3, а концентрация ионов Fe²⁺, ClO₃^-, Cl^- и Fe³⁺ соответственно равны моль/л: 10^-2; 10^-1; 1,0; 2,0.
41.Вычислите при стандартных условиях ЭДС окислительно-восстановительной системы, состоящей из электродов: S/H₂S и NO₃^-/NO.

Напишите уравнение протекающей реакции.
42. В подкисленный раствор смеси KCl, KBr и KI прибавлен раствор

KMnO₄. Какие галогенид-ионы могут быть окислены до свободного состояния действием перманганат-иона? Составить уравнения протекающих реакций.
43. В водном растворе концентрация [Hg²⁺]=0,01 моль/л, [Fe³⁺]=0,01 моль/л, [Fe²⁺]=0,001 моль/л. Какая из указанных реакций будет протекать:

а) 2FeCl₃ + Hg = 2FeCl₂ + HgCl₂

б) HgCl₂ + 2FeCl₂ = Hg + 2FeCl₃
44. Вычислите константы равновесия для реакций:

а) SnCl₄ + 2TiCl₃ = SnCl₂ + 2TiCl₄

б) SnCl₄ + 2CrCl₂ = SnCl₂ + 2CrCl₃

В какой из двух систем достигается более полное восстановление Sn⁴⁺ в Sn²⁺?
26

45. Какая кислота выполняет в реакции H₂SeO₃ + H₂SO₃ функцию окислителя, а какая – восстановителя ?
46. Методом ионно-электронных уравнений подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель. Какой из элементов окисляется, какой восстанавливается?

1) Al + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄→ Al₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

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

3) MnO₂ + KClO₃ + KOH→ K₂MnO₄ + KCl + H₂O

4) Bi₂O₃ + Br₂ + KOH→ KBiO₃ + KBr + H₂O

5) SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + HCl → SnCl₄ + CrCl₃ + KCl + H₂O

6) MgI₂ + H₂O₂ + H₂SO₄→ I₂ + MgSO₄ + H₂O

7) FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄→Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

8) KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄→ KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

9) MnO₂ + O₂ + KOH→ K₂MnO₄ + H₂O

10) SO₂ + FeCl₃ + H₂O→ H₂SO₄ + FeCl₂ + HCl

11) H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄→ S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

12) H₂SO₃ + HIO₃→ H₂SO₄ + HI

13) Zn + KMnO₄ + H₂SO₄→ ZnSO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

14) KMnO₄ + KBr + H₂SO₄ → MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

15) SO₂ + KMnO₄ + H₂O → K₂SO₄ + MnO₂ + H₂SO₄

16) KI + KMnO₄ + KOH → I₂ + K₂MnO₄ + H₂O

17) MnO₂ + H₂SO₄→ MnSO₄ + O₂ + H₂O

18) FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

19) KNO₂ + KMnO₄ + KOH → KNO₃ + K₂MnO₄ + H₂O

20) K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

21) NaCrO₂ + H₂O₂ + NaOH→ Na₂CrO₄ + H₂O

22) P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO

23) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

27

24) Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH→ K₂FeO₄ + KNO₂ + H₂O