Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому... относятся реакции, протекающие без изменения

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них
относятся реакции, протекающие без изменения
степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например:
=
=
Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих
веществ.
Например:
=
=
Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы
брома и хлора изменяют степень окисления.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих
веществ, называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Окислительно-восстановительные реакциисамые распространенные и играют большую роль в природе и технике.
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Например:
Al – 3e- = Al3+
Fe2+ - e- = Fe3+
H2 – 2e- = 2H+
2Cl- - 2e- = Cl2
При окислении степень окисления повышается.
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Например:
S + 2е- = S2- Сl2 + 2е- = 2Сl- Fe3+ + e- = Fe2+
При восстановлении степень окисления понижается.
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями.
Во время реакции они окисляются (элементы, имеющие в соединении низшую степень окисления(-)).
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями (элементы,
имеющие в соединении высшую степень окисления (=№ группы, заряд+)).
Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы,
молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,
то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда
связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
Восстановитель – е- Окисление
Окислитель + е- Восстановление
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой
единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов,
присоединяемых окислителем.
При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного
атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к
одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении
электронов.
Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от
друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи.
Пусть в стакан 2 налит раствор иодида калия КI , а в стакан 4 -
раствор хлорида железа (III) FeСl3. Растворы соединены между собой так
называемым «электролитическим ключом» 3 – U-образной трубкой, заполненной раствором
хлорида калия КCl, обеспечивающим ионную проводимость.
В растворы опущены платиновые электроды 1 и 5. Если замкнуть цепь,
включив в нее чувствительный амперметр, то по отклонению
стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление.
Электроны перемещаются от электрода с раствором
иодида калия к электроду с раствором хлорида железа (III), т.е. от восстановителя - ионов I- к окислителю – ионам Fe3+. При этом ионы I- окисляются до молекул иода I2,
а ионы Fе3+ восстанавливаются до ионов железа (II) Fe2+. Через некоторое время продукты
реакций можно обнаружить характерными реакциями: иод - раствором крахмала, а ионы Fe2+ раствором гексациано-(II) феррата калия (красной кровяной соли) К3[Fе(СN)6].
Приведенная на рисунке схема представляет собой гальванический элемент, построенный на
основе окислительно-восстановительной
реакции.
Он состоит из
двух полуэлементов:
в первом протекает процесс окисления восстановителя:
2I- - 2e- = I2
а во втором - процесс восстановления окислителя:
Fe3+ + е- = Fe2+
Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умножив
последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения,
получим уравнение реакции:
2I- + 2Fe3+ = I2 + 2Fe2+
или
2KI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 2KCl
Всякая окислительно-восстановительная реакция может служить источником электрического тока,
если она протекает в гальваническом элементе.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
Галогены
Перманганат калия KMnO4, манганат калия
Металлы, водород, уголь
K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2
Оксид углерода (II) CO
Дихромат калия K2Cr2O7, хромат калия
Сероводород H2S, оксид серы (IV) SO2,
K2CrO4
сернистая кислота H2SO3 и ее соли
Азотная кислота HNO3
Иодоводородная
кислота
HI,
Кислород O2, озон О3,
бромоводородная кислота HBr, соляная
пероксид водорода Н2О2
кислота HCl
Серная кислота H2SO4 (конц.), селеновая
Хлорид олова (II)SnCl2, сульфат железа
кислота H2SeO4
(II)FeSO4, сульфат марганца (II) MnSO4,
Оксид меди (II) CuO, оксид серебра (I)
сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3
Ag2O, оксид свинца (IV) PbO2
Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3,
Ионы благородных металлов
гидразин N2H4, оксид азота (II) NO
(Ag+, Au3+ и др.)
Фосфористая кислота H3PO3
Хлорид железа (III) FeCl3
Альдегиды, спирты, муравьиная и
Гипохлориты, хлораты и перхлораты
щавелевая кислоты, глюкоза
Царская водка, смесь концентрированной
Катод при электролизе
азотной и плавиковой кислот
Анод при электролизе
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах,
руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем – метод электронного баланса.Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции.
Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.
Рассмотрим применение этого метода на примерах.
Пример
1.
Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и
покажем изменения степеней окисления:
палладия
(II).
Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0.
Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями
1
1
из
которых следует,
что при восстановителе
и окислителе коэффициенты
равны
Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd
Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.
Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем
число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6
атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит,
уравнение составлено правильно.
Переписываем это уравнение в ионной форме:
Cu + Pd2+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + Рd
И после сокращения одинаковых ионов получим
Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd
Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV)
с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в
лабораторных условиях получают хлор).
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:
НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
1.
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени
окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО2 — окислитель.
Составляем электронные уравнения:
и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе.
Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора
со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в
электронном уравнении:
2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на
2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая,
что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты,
перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль.
Окончательное уравнение имеет вид
4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О
Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом
числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.
Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме,
то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.
Перепишем составленное уравнение в ионной форме:
4Н+ + 4Сl- + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl- + 2Н2О
и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим
4Н+ + 2Cl- + MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О
Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с
подкисленным раствором перманганата калия.
Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:
Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О
Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстановитель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е.
22изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:
И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем
при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и
2
моль КМnО4,
тогда получим
5
моль атомов S и
2
моль МnSО4.
Кроме того,
из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1
моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид
5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов
одного элемента,
например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.
Переписываем уравнение в ионной форме:
5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О
Известно, что правильно написанное уравнение реакции является
выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и
тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым.
Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов
исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод полуреакций
55
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса
окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в
общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции,
которую использовали при объяснении метода электронного баланса. При пропускании сероводоро
да Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и
раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:
Н2S → S + 2H+
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо
от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Н2S - 2е- = S + 2H+
Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н2S.
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску)
в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слаборозовую окраску), что можно выразить схемой
MnO4- → Mn2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами
водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnO4- + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных
(2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо
к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO4- + 8Н+ + 5e-= Mn2+ + 4Н2О
Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить,
предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов.
В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного
определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций.
Сокращенно запись проводится так:
И, сократив на 10Н+, окончательно получим
5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2О
Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения:
число
атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой
2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.
Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме.
Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в
левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион,
а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе
записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и
метод электронного баланса.
Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы,
а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов
а есть ионы
При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов.
Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе.
При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец,
при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они
появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу
полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.
Совокупность ОВР, которые протекают на электродах в растворах или расплавах
электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.
На катоде источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или распла
ва, поэтому катод является «восстановителем». На аноде происходит отдача электронов анионами,
поэтому анод является «окислителем».
При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.
При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например,
графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и
восстановительных процесса:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, на катоде —
восстановление катионов и ионов водорода.
При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого)
анода процесс усложняется и конкурирующими
реакциями на электродах являются следующие:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла — материала
анода;
на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода,
восстановление катионов металла,
полученных при растворении анода.
При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения,
что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии.
При электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила.
1. На аноде могут образовываться следующие продукты:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F-, SО42- , NO3-, РO43-, ОН- выделяется кислород;
б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены ;
в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2RCOO- - 2е → R-R + 2СО2.
2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы металлов,
расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде выделяется водород; если ион расположен
правее водорода, то выделяется металл.
3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы,
расположенные между Аl3+ и Н+ на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстанов
ления катионов металлов, так и выделения водорода.
Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах.
В растворе находятся ионы Cu2+ и Cl-,
которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:
CuCl2
↓
2+
(-) Катод ← Cu +
2Cl- → Анод (+)
Cu2+ + 2e = Cu0
2Cl- - 2e = Cl2
На катоде выделяется металлическая медь, на аноде — газообразный хлор.
Если в рассмотренном примере электролиза раствора СuCl2 в
качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде,
где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl- и выделения
хлора протекает окисление анода (меди). В этом случае происходит растворение самого анода, и
в виде ионов Сu2+ он переходит в раствор. Электролиз СuCl2 с
растворимым анодом можно записать так:
CuCl2
↓
2+
(-) Катод ← Cu +
2Cl- → Анод (+)
Cu2+ + 2e = Cu0
2Cu- - 2e = Cu2+
Таким образом, электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению
материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.
Для получения высокоактивных металлов (калия, алюминия и др.),
легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов,
например
Al2O3
↓
расплав
3+
(-) катод ← 2Al
+ 2Cl- → анод (+) (С – графит)
2Al3+ + 6e = 2Al0
3O2- - 6e = 3/2O2
2C + O2 = 2CO
2CO + O2 = 2CO2
При электролизе водного раствора соли активного металла
кислородсодержащей
кислоты
(например,
КNО3)
ни катионы
металла,
ни ионы кислотного остатка не разряжаются. На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород,
и электролиз раствора нитрата калия сводится к электролитическому разложению воды.
Отметим, что электролиз растворов электролитов проводить энергетически выгоднее, чем расплавов,
так как электролиты плавятся при очень высоких температурах.
Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе,
от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:
m = (Э / F) • I • t = (М / (n • F)) • I • t,
где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г); Э — эквивалентная масса вещества
(г/моль); М — молярная масса вещества (г/моль); n —
количество отдаваемых или принимаем электронов; I — сила тока (А); t —
продолжительность процесса (с); F — константа Фарадея, характеризующая количество
электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль =
26,8 А• ч / моль).
Задача 1. Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной
азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.
Решение. НNО3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени
окисления S+6, а железо до Fe+3, при этом НNО3 может восстанавливаться до NO или NO2.
Рассмотрим случай восстановления до NО2.
FеS2 + НNO3(конц) → Fе(NO3)3 + Н2SО4 + NО2.
Где будет находиться Н2О (в левой или правой части), пока неизвестно.
Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается
схемой:
N+5 + e → N+4
В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень
окисления +2, а сера -1. Необходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:
Fe+2 – e → Fe+3
2S- - 14e → 2S+6.
Вместе железо и сера отдают 15 электронов. Полный баланс имеет вид:
15 молекул НNО3 идут на окисление FеS2, и еще 3 молекулы НNО3 необходимы для образования
Fе(NО3)3:
FеS2 + 18НNО3 → Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 .
Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо добавить 7 молекул Н2О:
FeS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 + 7Н2О.
Используем теперь метод электронно-ионного баланса. Рассмотрим полуреакцию окисления.
Молекула FеS2 превращается в ион Fе3+ (Fе(NО3)3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO42(диссоциация H2SO4):
FeS2 → Fe3+ + 2SO24-.
Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H2O, а в правую – 16 ионов Н+
(среда кислая!):
FeS2 + 8H2O → Fe3+ + 2SO42- + 16H+.
Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS2 должен отдать 15 электронов:
FеS2 + 8Н2О - 15е → Fе3+ + 2SО42- + 16Н+.
Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:
NO-3 → NO2.
Необходимо отнять у NО3- один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н+ (кислая среда), а
к правой — одну молекулу Н2О:
NО3- + 2Н+ → NО2 + Н2О.
Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:
NО3- + 2Н+ + е → NO2 + Н2О.
Полный электронно-ионный баланс имеет вид:
Сократив обе части на 16Н+ и 8Н2О, получим сокращенное ионное уравнение окислительновосстановительной реакции:
FеS2 + 15NО3- + 14Н+ = Fе3+ + 2SО42- + 15NО2 + 7Н2О.
Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО3- и Н+, находим
молекулярное уравнение реакции:
FеS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 + 7Н2О.
Задача 2. Напишите уравнения реакций, протекающих в водной среде:
а) Na2SО3 + КМnО4 + Н2SО4 → X + …
б) Х + КОН → ...
Решение.
а) Перманганат калия в кислой среде восстанавливается в соль марганца (II), а сульфит натрия
окисляется до сульфата натрия:
5Nа2SО3 + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5Nа2SО4 + К2SО4 + 2МnSО4 + ЗН2О.
б) Из продуктов реакции а) только сульфат марганца (II) (вещество X) реагирует со щелочью в
водном растворе:
MnSО4 + 2КОН = Мn(ОН)2↓+ К2SО4.
Задача 3. Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата серебра продолжали до тех пор, пока масса
раствора не уменьшилась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном
после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах.
Решение. При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов
Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:
Катод: Аg+ + е = Аg.
Анод: 2Н2О - 4е = 4Н+ + О2.
Суммарное уравнение:
4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag↓ + 4НNО3 + О2↑.
v(АgNО3) = 400.0,085 / 170 = 0,2 моль. При полном электролитическом разложении данного
количества соли выделяется 0,2 моль Аg массой 0,2.108 = 21,6 г и 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г.
Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6+1,6 = 23,2 г.
При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода:
2H2O = 2Н2↑ + O2↑.
Потеря массы раствора за счет электролиза воды составляет 25 - 23,2 = 1,8 г. Количество
разложившейся воды равно: v(Н20) = 1,8/18 = 0,1. На электродах выделилось 0,1 моль Н2 массой 0,1.2
= 0,2 г и 0,1/2 = 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г. Общая масса кислорода, выделившегося на аноде
в двух процессах, равна 1,6+1,6 = 3,2 г.
В оставшемся растворе содержится азотная кислота: v(НNO3) = v(AgNО3) = 0,2 моль, m(НNО3) =
0,2.63 = 12,6 г. Масса раствора после окончания электролиза равна 400-25 = 375 г. Массовая доля
азотной кислоты: ω(НNО3) = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%.
Ответ. ω(НNО3) = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Аg и 0,2 г Н2, на аноде — 3,2 г О2.
Задача 4. Составить уравнение реакции восстановления Fe3O4 водородом.
Решение. Запишем схему процесса с указанием изменения степеней окисления элементов:
Составляем электронные уравнения:
Найденные коэффициенты проставляем в схему процесса, заменяя стрелку на знак равенства:
Fе3О4 + 4Н2 = ЗFе + 4Н2О
Задача 5. Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди б) хлорида магния;
в) сульфата калия.
Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.
Решение.
а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:
СuSО4 Сu2+ + SO42Ионы меди могут восстанавливаться, на катоде в водном растворе. Сульфат-ионы в водном растворе
не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды. Схема электролиза:
б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе:
MgCl2+ Mg2++2СlИоны магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлоридионы — окисляются. Схема электролиза:
в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе:
К2SО4 2К+ + SO42Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно,
на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды. Схема электролиза:
или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),
2H2O
2H2 + O2
Запомни: Окислители KMnO4, Na2Cr2O7 в зависимости от среды восстанавливаются до:
 В сильнокислой среде Mn2+ и Cr3+
 В нейтральной среде MnO2 и Cr(ОН)3
 В сильно щелочной среде MnO42- и [Cr(ОН)4 ]При составлении уравнений, в случае необходимости, можно добавлять воду, соответствующую
кислоту или щелочь, как в левую так и в правую части уравнения.
Концентрированная азотная кислота при реакции с малоактивным металлом выделяет NO2 и
воду, а разбавленная NO и воду.
Самостоятельная работа
1.В реакции оксида железа (ІІІ) с водородом восстановителем является:
1)H02
2)Al0
3)Fe0
4)O-2
2.Веществом, не проявляющим восстановительные свойства, является:
1)NaI
2)Na2S
3)Na2SO3
4)Na2SO4
3.Оксид углерода (ІІ) проявляет восстановительные свойства при нагревании с:
1)N2
2)CO2
3)Fe
4)Fe2O3
4.Восстановительные свойства железа проявляется в реакции:
1) FeO+H2SO4= FeSO4+H2O
3)2FeCl2+Cl2=2FeCl3
2) Fe(OH)2+2HCl= FeCl2+2H2O
4)FeCl2+2NaOH= Fe(OH)2+2NaCl
5.Оксид железа (ІІІ) проявляет окислительные свойства при взаимодействии с:
1) гидроксидом натрия
3) серной кислотой
2) оксидом углерода(ІІ) 4) хлороводородом
6.Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции, схема которой
NH3+O2кат NO+H2O, равен:
1)1
2)2
3)3
4)5
7.В реакции, схема которой C+HNO3=NO2+CO2+H2O, коэффициент перед формулой восстановителя
равен:
1)1
2)2
3)3
4)4
8.Схема превращения S-2→S+4 соответствует уравнение реакции:
1)2H2S+O2 (недостаток) =2S+2H2O
3) 2H2SO3+H2O2=H2SO4+H2O
2) 2H2S+3O2 (избыток) =2SO2+2H2O
4) 4H2O2+PbSO4=PbSO4+4H2O
9.Установите соответствие между уравнением реакции и веществом-окислителем, участвующим в
данной реакции.
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ
ОКИСЛИТЕЛЬ
А)2NO + 2H2=N2+2H2O
1) H2
Б)2NH3+Na=2 NaNH2+ H2
2) NO
B) H2+2 Na= NaH
3) N2
Г) NH3+6 NO=5 N2+6 H2O
4) NH3
А
Б
В
Г
10. При электролизе водного раствора какой соли на катоде и аноде будут выделятся газообразные
вещества?
1/ AgNO3
2/KNO3
3/CuCl2
4/SnCl2
11. Водород образуется при электролизе раствора:
1/ CaCl2
2/CuSO4
3/Hg(NO3)2
4/AgNO3
12. При электролизе водного раствора нитрата калия на аноде выделяется:
1/ O2
2/NO2
3/N2
4/H2
13. Азотная кислота накапливается в электролизе при пропускании электрического тока через
водный раствор:
1/ нитрата калия
2/ нитрата алюминия
3/ нитрата магния
4/ нитрата меди
14.Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного
раствора на инертных электродах.
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА
ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А)Al2(SO4)3
1/ гидроксид металла, кислота
Б)CsOH
2/ металл, галоген
В)Hg(NO3)2
3/металл, кислород
Г)AuBr3
4/водород, галоген
5/водород, кислород
6/металл, кислота, кислород
15. Установите соответствие между металлом и способом его электролитического получения:
НАЗВАНИЕ МЕТАЛЛА
ЭЛЕКТРОЛИЗ
А) натрий
1)водного раствора солей
Б) алюминий
2)водного раствора гидроксида
В) серебро
3)расплава поваренной соли
Г) медь
4)расплавленного оксида
5)раствора оксида в расплавленном криолите
6)расплавленного нитрата
А
Б
В
Г
16. Напишите уравнение реакции, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза
водного раствора сульфата меди(ІІ) на инертных электродах.
17. Напишите уравнение реакции, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза
водного раствора сульфата натрия на инертных электродах.
18. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, определите окислитель,
восстановитель.
Na2Cr2O7 + HBr
CrBr3 + Br2 +….+….
19. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, определите окислитель,
восстановитель.
KMnO4 + MnSO4 + H2O
MnO2 +….+……
20. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, определите окислитель,
восстановитель.
Na2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4
Cr2 (SO4)3 +…..+…..
21. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, определите окислитель,
восстановитель.
NH3 +K2FeO4 +…..
N2 + Fe(OH)3 + ....
22. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, определите окислитель,
восстановитель.
NO2 +HBrO4 + ….
HNO3 + Br2