б)
в)
(простые вещества – здесь N2 – пишут в уравнениях полуреакций в молекулярном виде);
г)
(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, расчет ведут на число атомов в формульной единице реагента – 2N-IIIи 2CrVI);
д)
e)
(реакция дисмутации, коэффициенты ставят сначала в правую часть уравнения);
ж)
(коэффициент перед К2MnO4 находят суммированием числа атомов MnVI в правой части обоих уравнений полуреакций);
з)
(реакция конмутации, коэффициенты ставят сначала в левую часть уравнения);
и)
к)
(в FeS2 окисляются атомы FeII FeIII и S-I → SIV, расчет ведут на число этих атомов в формульной единице реагента и суммируют число отданных электронов);
л)
(в реагенте одновременно окисляются атомы первого слева и восстанавливаются атомы второго слева элементов: FeII → FeIII и NV → NIV, расчет ведут на число этих атомов в формуле реагента и алгебраически суммируют число электронов);
м)
(коэффициент для HNO3 находят суммированием числа атомов N в правой части уравнения);
н)
(в растворе Zn – восстановитель, H2O – окислитель; в молекуле воды восстанавливается один атом водорода из двух: НIОН – Н0);
(в расплаве восстанавливается атом водорода из гидроксид-иона [ОНI]- → Н0).
14.3. Ряд напряжений металлов
В ряду напряжений металлов стрелка отвечает уменьшению восстановительной способности металлов и увеличению окислительной способности их катионов в водном растворе (кислотная среда):
Ряд напряжений позволяет установить:
1) будет ли протекать реакция между металлом и водой; металлы, стоящие в ряду левее Mg, т. е. Li, К, Ва, Са и Na, реагируют с водой по уравнениям:
остальные металлы в обычных условиях не реагируют с водой;
2) будет ли протекать реакция с выделением Н2 между металлом и кислотой, которая является окислителем за счет катионов Н+, такими как НCl и H2SO4 (разб.).
С НCl (разб.) и H2SO4 (разб.) реагируют почти все металлы, стоящие левее водорода, например:
Исключения: металлы Ti и Sn реагируют только с НCl (конц.):
и не реагируют с H2SO4 (разб.). Металл Pb, восстановительная активность которого почти равна таковой для водорода, не реагирует с НCl (разб., конц.) и H2SO4 (разб.).
Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода – Cu, Hg, Ag, Pt и Au, в принципе не вступают во взаимодействие с НCl и H2SO4 (разб.) и не вытесняют из них водорода.
Внимание! Из распространенных кислот в реакции с вытеснением водорода не вступают азотная кислота HNO3 (ни концентрированная, ни разбавленная) и серная кислота H2SO4 (конц.);
3) будет ли протекать реакция замещения между металлом и солью другого металла в ее растворе; чем левее находится металл в ряду напряжений, тем легче он переходит в состояние катиона и восстанавливает все металлы, стоящие справа от него (положение металлов относительно водорода не имеет значения). Так, Fe вытесняет металлы Cd – Au (по ряду слева направо) из растворов их солей.
Примеры:
а)
б)
в)
В этих реакциях не используют металлы Li – Na (левая часть ряда), которые будут реагировать не с солями других металлов в растворе, а с водой.
14.4. Электролиз расплава и раствора
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов.
На отрицательно заряженном электроде — катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном электроде — аноде идет электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов).
Примеры электролиза расплавов:
а)
б)
Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита – воды):
В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде (например, в присутствии K2SO4, H2SO4 или КОН).
При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например, Li+, К+, Са2+, Na+, Mg2+, Al3+), и никогда не окисляется на аноде кислород О-II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например, ClO4-, SO42-, NO3-, РО43-, CO32-); вместо них окисляется вода.
Примеры электролиза растворов солей:
а)
(на аноде окисляются анионы Cl-, а не кислород О-II молекул Н2O, так как электроотрицательность хлора меньше, чем у кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород);
б)
(на катоде восстанавливаются катионы Cu2+, а не водород НI молекул Н2O, так как медь стоит правее водорода в ряду напряжений, т. е. легче принимает электроны, чем НI в воде; подробнее см. 5.3).
Подчеркнем еще раз, что электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает под действием и при участии электрического тока. Уравнения электрохимических реакций отражают те процессы, которые без помощи электрического тока протекать не могут.
Примеры заданий частей А, В, С
1. В уравнении реакции
CuS + HNO3 (конц.) → CuSO4 + NO2↑ +… коэффициент у формулы окислителя равен
1) 1
2) 4
3) 8
4) 11
2. В уравнении реакции
К2Cr2O7 + НCl → CrCl3 + Cl2↑ +… коэффициент у формулы восстановителя – это
1) 14
2) 10
3) 6
4) 2
3―4. В уравнении реакции
3. Al + V2O5 → Al2O3 + V
4. MgC2 + Cl2 → MgCl2 + СCl4
сумма коэффициентов равна
1) 8
2) 13
3) 18
4) 24
5—6. В уравнении реакции
5. КMnО4 + Н2O + K2SO4 → MnO2↓ + K2SO4 + KOH
6. KI + H2O + Cl2 → KIO3 + HCl
сумма коэффициентов равна
1) 9
2) 10
3) 13
4) 14
7. Укажите соответствие между веществом (формула подчеркнута) и его функцией в реакции.
8. При электролизе расплава смеси гидроксида и хлорида калия набор продуктов на электродах – это
1) Н2, O2
2) К, O2
3) K, Cl2
4) Н2, Cl2
9. При электролизе раствора нитрата ртути (II) набор продуктов на электродах – это
1) Hg, O2
2) H2, O2
3) Hg, N2
4) H2, N2
10. Установите соответствие между веществом и продуктом, образующимся на катоде при электролизе раствора
11. Установите соответствие между веществом и продуктом, образующимся на аноде при электролизе раствора
12—14. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по указанной схеме. Определите окислитель и восстановитель.
12. Mn(NO3)2 + HNO3 + РЬO2 → HMnO4 + Pb(NO3)2 +…
13. Zn + H2SO4 + HNO3 (разб.) → ZnSO4 + NO +…
14. K2Cr2O7 + HCl + C2H5OH → CrCl3 + CH3C(H)O +…
15. Решение расчетных задач
15.1. Массовая доля растворенного вещества. Разбавление, концентрирование и смешивание растворов
Массовая доля растворенного вещества В
(ωв) – это отношение массы вещества В (тв) к массе раствора (m(р)):
При решении ωв выражается всегда в долях единицы (например, ωв = 0,01), в ответе – часто в процентах (ωв=1 %).
Величина, численно равная ωв (в %), характеризует раствор в целом, например, при ωв = 1 % раствор будет однопроцентным (1 %-ный раствор вещества В).
