Федеральное агентство по образованию ____________________________________________________________ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный технологический институт (Технический университет) ______________________________________________________________ Кафедра физической химии Ильин А.А., Нараев В.Н., Смирнова Е.Н., Фомичева Т.И. Основы химии окислительно-восстановительных процессов Методические указания к практическим занятиям Санкт-Петербург 2006 УДК 541(076.5) Основы химии окислительно-восстановительных процессов : Методические указания к практическим занятиям/ А.А.Ильин, В.Н.Нараев, Е.Н.Смирнова, Т.И.Фомичева – СПб.,: СПбГТИ(ТУ), 2006. – 52 с. В методических указаниях кратко рассмотрены основные понятия теории окислительно-восстановительных процессов. Приведена методика прогнозирования продуктов реакции в зависимости от условий ее осуществления, составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и подбора стехиометрических коэффициентов. Описаны окислительно-восстановительные превращения и свойства важнейших окислителей и восстановителей. В пособие также включены разделы, посвященные электрохимическим процессам, протекающим в гальваническом элементе и при электролизе. Методические указания предназначены для проведения практических занятий со студентами факультета информатики и управления и могут быть рекомендованы студентам других нехимических специальностей вузов для использования на практических и лабораторных занятиях, при подготовке к экзаменам по общей и специальной химии, а также в качестве дополнительного материала при изучении курса «Коррозия химической аппаратуры», поскольку в основе коррозионных процессов лежат окислительно-восстановительные реакции. Рис.3, табл. 2, библиогр. 8 назв. Рецензент: А.Н.Беляев, д-р хим.наук, профессор Кафедра химической технологии катализаторов СПбГТИ(ТУ) Утверждено на заседании учебно-методической комиссии химического отделения 11.09.2006. Рекомендовано к изданию РИСо СПбГТИ(ТУ) 2 ВВЕДЕНИЕ Современный специалист в области информационных технологий, работающий на предприятиях химической промышленности, должен обеспечивать эффективную работу электрооборудования, сетей связи, систем АСУП и АСУТП, для чего ему необходимо иметь представление о таких химических процессах, как окисление, восстановление, коррозия, электролиз. Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе многих электрохимических производств (электролиз, пироэлектрометаллургия, металлотермия, гидрометаллургия, доменный процесс и др.), получения многих ценных продуктов, а также преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах. Окислительно-восстановительные реакции имеют важное значение для функционирования и жизнедеятельности биологических систем (фотосинтез, дыхание, пищеварение, брожение и гниение), сопровождая круговорот веществ в природе. В аналитической химии широко используются методы, основанные на реакциях окисления-восстановления (потенциометрия, редоксиметрия, кулонометрия, полярография и т.д.). 3 1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций Химические реакции условно можно разделить на два существенно отличающихся друг от друга типа. К первому относят реакции, в ходе которых степени окисления атомов химических элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. Такими реакциями являются: реакции обмена, например, BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2 KCl; реакции соединения, например, CaO + 2 H2O = Ca(OH)2 ; реакции разложения, например, CaCO3 = CaO + CO2 . К другому типу относятся химические реакции, в ходе которых степени окисления атомов изменяются. Например, в реакции Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 свои степени окисления изменяют атомы цинка и водорода. Такие реакции называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит в результате перехода электронов от одних атомов или ионов к другим. Окисление представляет собой процесс, в котором частица (атом, молекула, ион) отдаёт один или несколько электронов. Вещества, молекулы, атомы или ионы которых способны отдавать электроны, повышая степень окисления соответствующих атомов, называются восстановителями. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется. Восстановлением называется процесс, в котором частица (атом, молекула, ион) присоединяет один или несколько электронов. Вещества, молекулы, атомы или ионы которых способны присоединять электроны, понижая степень окисления соответствующих атомов, называются окислителями. В процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается. В качестве примера рассмотрим реакцию образования сульфида железа из простых веществ (железа и серы): Fe + S = FeS. В ходе этой реакции атом железа, теряя два электрона, окисляется, повышая степень окисления от нуля до плюс двух (процесс окисления): 0 +2 Fe - 2 ē → Fe. 4 В то же время атом серы, принимая два электрона, восстанавливается, понижая степень окисления от нуля до минус двух (процесс восстановления): 0 -2 S + 2 ē → S. Окисление железа произошло за счет серы, к которой как к более электроотрицательному элементу перешли его электроны. Принимая электроны, и выступая в качестве окислителя, сера восстанавливается, а железо — восстановитель — окисляется. Степени окисления атомов в соединениях Степенью окисления1 химического элемента (здесь и далее будем обозначать латинской буквой n) называется условный заряд его атома в соединении, вычисленный в предположении, что все связи в молекуле окислителя или восстановителя являются ионными. Другими словами, степень окисления - это электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы все электронные пары, с помощью которых он образует химические связи с другими атомами в соединениях, были бы полностью смещены к атомам наиболее электроотрицательного элемента. Эта величина носит формальный характер и, в большинстве случаев, далека от истинных значений электрических зарядов, возникающих на атомах вследствие смещения электронных облаков. Степень окисления может приобретать отрицательное, положительное (целое и дробное), нулевое значения и ставится над символом элемента в формуле соединения сверху с предшествующим знаком плюс или минус, например: +1 +7 -2 KMnO4 +1 +6 -2 +1 -1 H2SO4 HCl. Отрицательное значение степени окисления в соединении имеют атомы наиболее электроотрицательных элементов, в сторону которых смещены связующие электронные облака. Атомы, отдающие свои электроны другим атомам, приобретают положительные степени окисления. Степень окисления элементов в одноатомных ионах численно совпадает с их зарядом. При составлении окислительно-восстановительных реакций заряды реально существующих ионов принято записывать со знаком, стоящим после цифры. Например, Na1+ Ca2+ Fe3+ 1 NO3- SO42- PO43- В литературе её также называют окислительным числом - от английского - oxidation number 5 Единицу при записи степени окисления элемента в соединении (заряда иона) часто опускают. Степень окисления элемента в соединении следует отличать от его валентности, с которой первая может не совпадать. Согласно теории валентных связей количественно валентность характеризуется числом ковалентных связей, которые атом образует с другими атомами в соединении, т.е. она выражается отличным от нуля целым числом без знака. Так, например, степени окисления углерода в соединениях CH4, CH3Cl, CHCl3, CCl4 составляют, соответственно, -4, -2, +2, +4. Валентность же углерода, т.е. число образуемых им ковалентных связей, во всех этих соединениях равна 4. Для определения степени окисления атомов элементов в соединениях следует руководствоваться следующими положениями: 1. Водород в большинстве соединений проявляет степень окисления +1. Исключение: гидриды щелочных и щелочноземельных металлов (NaH, KH, CaH2 и т.п.), в которых степень окисления водорода равна n = -1. 2. Кислород в подавляющем большинстве соединений имеет степень окисления, равную n = -2. Исключение: а) пероксиды (H2O2, Na2O2, K2O2, BaO2 и т.п.), в которых степень окисления атомов кислорода равна n = -1; б) надпероксиды (KO2, RbO2,CsO2 и т.п.), в которых степень окисления -1 имеет сложный надпероксидный ион [O2]-1 и, следовательно, формально степень окисления каждого атома кислорода равна n = -1/2; в) озониды (KO3, RbO3,CsO3 и т.п.), в которых озонид-ион [O3]-1 имеет единичный отрицательный заряд и, следовательно, формально степень окисления каждого атома кислорода равна n = -1/3; г) фториды кислорода OF2 и O2F2, где степень окисления кислорода составляет, соответственно, n = +2 и n = +1. 3. Степени окисления атомов элементов в (N2,Cl2,O2, Pb, Cu и др.) принимаются равными нулю. простых веществах 4. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (n= +1), металлы главной подгруппы второй группы периодической системы, цинк и кадмий (n = +2). 5. Высшая положительная степень окисления атомов элементов определяется номером группы в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Исключение составляют элементы подгруппы меди (Cu, Ag, Au), кислород, фтор, а также металлы восьмой группы. 6. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов элементов, входящих в молекулу химического соединения, всегда равна нулю. 6 Алгебраическая сумма степеней окисления составляющих сложный ион, равна его заряду. всех атомов элементов, На основании этих правил для определения степени окисления атома элемента в соединении, например, азота в гидроксиде аммония NH4OH, составляется уравнение вида n +1 -2 +1 NH4 O H 5⋅(+1) + 1⋅(-2) + 1⋅n = 0 Решая уравнение с одной неизвестной величиной относительно степени окисления азота в соединении, получим n = -3. Основные степени окисления элементов главных подгрупп приведены в таблице 1. Из неё видно, что высшая степень окисления элементов главных подгрупп в соединениях, как правило, совпадает с номером группы Периодической таблицы. Правила пользования Периодической системой элементов, позволяющие определять устойчивые степени окисления, даны в таблице 1. Таблица 1. Степени окисления в соединениях в зависимости от положения химического элемента в Периодической системе I II Номер группы в Периодической системе элементов N III IV V VI Степень окисления элемента в соединениях равна номеру группы n=+N VII 1. Наивысшая возможная степень F окисления элемента в соединениях равна n = -1 номеру группы n=+N 2. Промежуточная степень окисления Cl элемента в соединениях равна номеру Br группы минус два 2: n = + (N - 2) I 3. Наименьшая возможная степень окисления элемента в соединениях равна номеру группы минус восемь: n= N–8 +7 +5 +3 +1 -1 Например, для серы, стоящей в шестой группе, устойчивыми степенями окисления будут +6, +4, -2. Для элементов главной подгруппы VII группы (кроме F), как показано в таблице, устойчивыми степенями окисления являются : +7, +5, +3, +1, -1. 2 Азот проявляет несколько промежуточных степеней окисления: +4, +3, +2, +1 . 7 Для переходных элементов необходимо запомнить следующие устойчивые степени окисления: Cu +2, (+1); Ag +1; Au +3, +1; Zn +2; Cd +2; Hg +2 (+1); Cr +6, +3; Mn +7, +6, +4, +2; Fe +3, +2; Co +2; Ni +2. NB3 ! Как видно, в отличие от валентности, степень окисления атомов химических элементов в соединениях может принимать целые и дробные, положительные и отрицательные значения, а в простых веществах принимается равной нулю. Типы окислительно-восстановительных реакций Среди множества окислительно-восстановительных реакций различают три типа: -межмолекулярного окисления-восстановления; -внутримолекулярного окисления-восстановления -реакции диспропорционирования по степеням окисления (называемые также реакциями дисмутации или реакциями самоокисления - самовосстановления). В реакциях межмолекулярного окисления-восстановления степень окисления изменяют атомы элементов, входящих в состав различных молекул, например: +2 -2 0 +2 -2 +4 -2 2 FeS + 3 O2 = 2 FeO + 2 SO2 В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления степени окисления изменяют атомы различных элементов, входящих в состав молекулы одного и того же соединения. Механизм внутримолекулярного окисления-восстановления характерен для реакций термического разложения соединений, например: +1 +5 - 2 +1 -1 0 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 Реакции диспропорционирования по степеням окисления (дисмутации) - это реакции, в которых атомы одного и того же элемента, входящие в состав одного и того соединения, выступают в роли и восстановителя и окислителя, например: 0 -2 +4 4 S + 8 NaOH = 3 Na2S + Na2SO3 + 4 H2O Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций выделяют реакции контрпропорционирования - процессы, в результате которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элемента, находящегося в исходном веществе в различных состояниях, например: -3 +5 0 NH4NO3 = N2 + 2 H2O 3 NB! = Nota Bene! Следует обратить внимание! 8 В приведенной реакции происходит выравнивание степени окисления атомов азота: в нитрате аммония азот существует в двух различных степенях окисления -3 и +3, а в молекулярном азоте, образовавшемся в результате реакции, атомы азота имеют нулевую степень окисления. Окислительно-восстановительные свойства элементов в зависимости от строения их атомов Протекание окислительно-восстановительных реакций предполагает присутствие в реакционной системе атомов, молекул или ионов, взаимно противоположных по своей способности отдавать или присоединять электроны. В периодах с повышением заряда ядра атомов элементов восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные нарастают, достигая максимума у галогенов. В главных подгруппах периодической системы при увеличении заряда ядра восстановительные свойства усиливаются, а окислительные ослабевают. Атомы металлов обладают только восстановительными свойствами, поскольку на внешнем энергетическом уровне они имеют 1, 2 или 3 электрона. Способность атомов металлов отдавать электроны и превращаться в катионы характеризуется потенциалом ионизации. Чем ниже значение энергии ионизации, тем сильнее проявляется восстановительная способность металла. Самые сильные восстановители - щелочные и щелочноземельные металлы. По силе восстановительных свойств металлы располагают в ряд в порядке её убывания (см. рис.1). Приведенный на рисунке 2 порядок расположения химических элементов по их восстановительной способности называется рядом напряжений или активности металлов. Li Cs K Ca Na Mg Al Zn Fe Co Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg Au Усиление способности (свойства) атомов отдавать электроны (усиление восстановительных свойств атомов) Li+ Cs+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Au3+ Усиление свойства ионов присоединять электроны (усиление окислительных свойств ионов) Рис.1 Электрохимический ряд напряжений металлов (в кислой среде). 9 В аналогичный ряд можно расположить наиболее часто встречающиеся окислители в порядке убывания (слева направо) их окислительной способности (см. рис.2). F2 > MnO 4- > PbO2 > HClO > ClO4 - > BrO4- > Cr 2 O 7 2- > Cl 2 > MnO2 > > O2 > Br2 > NO 2- > NO3- > Fe3+ > I2 > O 42Рис.2 Окислительные свойства важнейших окислителей в порядке убывания силы окислительной способности (в кислой среде). Как видно из рис.2, фтор является самым сильным окислителем. Окислительная способность галогенов в группе сверху вниз ослабевает. В тоже время восстановительная способность галогенид-анионов от F- к Iусиливается. Окислительно-восстановительные свойства сложных веществ зависят от величины степени окисления атома элемента, изменяющего её в реакции. Окислительные свойства характерны для тех сложных веществ, в которых атомы элементов, способных изменять степени окисления, находятся в наивысших степенях окисления. Например, активными окислителями (и только окислителями!) являются перманганат калия KMnO4, бихромат калия K2Cr2O7, серная кислота H2SO4 (концентрированная!), поскольку атомы марганца, хрома и серы находятся в наивысших из возможных для них степенях окисления, и, следовательно, они могут только принимать электроны. Только восстановителями могут выступать вещества, в состав которых входят атомы в самых низших степенях окисления Окислительно-восстановительную двойственность проявляют вещества, в которых степень окисления атомов, её изменяющих, имеет промежуточное значение между максимально и минимально возможными величинами, т.е. по отношению к одним реагентам такие вещества могут выступать в роли окислителя, а по отношению к другим - восстановителя. Окислительно-восстановительные превращения важнейших окислителей и восстановителей Приступая к составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций, необходимо выяснить, какие из реагирующих веществ будут выполнять функции окислителя и восстановителя, а также возможные продукты реакции в зависимости от кислотности среды. Окислительно-восстановительные превращения наиболее часто применяемых окислителей и восстановителей приведены в Приложении. Из приведенных в Приложении данных видно, что среда и условия, в которых 10 проводится реакция, играют важную роль. Так, например, хлорид-анион проявляет восстановительные свойства только в сильнокислых растворах. Сульфат-анион проявляет окислительные свойства только в концентрированной серной кислоте. Среда оказывает влияние и на качественный состав продуктов реакции. Все химические реакции протекают в соответствии с законом сохранения массы и энергии. В ходе окислительно-восстановительных реакций сумма зарядов исходных веществ должна быть равна сумме зарядов веществ, образующихся в результате реакции. Полные уравнения окислительно-восстановительных реакций можно составить, используя методы электронного или электронно-ионного баланса. Последний часто называют методом полуреакций. Метод электронного баланса Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции (этот метод иногда называют методом учета изменений степеней окисления элементов). Определение коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях необходимо начать с установления такого соотношения между числом молекул атомов или ионов окислителя и восстановителя, при котором количество электронов, приобретаемых окислителем, равно количеству электронов, теряемых восстановителем. Для установления такого соотношения составляются электронные уравнения, и на их основе находят коэффициенты. Сущность метода электронного баланса можно понять на следующих примерах. Пример 1. При окислении H2S хлорной водой образуется серная и соляная кислоты: -2 0 +6 -1 H2S + Cl2+ H2O → H2SO4+ HCl . Изменение состояния окисления претерпевают ионы S2- и молекулы хлора. -2 +6 S -8ē→ S ×1 0 Cl2 + ē → 2 Cl- × 4 Для того, чтобы число электронов, которые теряет восстановитель S2-, стало равно числу электронов, переходящих к окислителю Cl2, следует второе равенство домножить на 4. После сложения обоих равенств получаем электронную схему реакции: -2 0 +6 S + 4 Cl2 = S + 8 Cl- . 11 Из этой схемы видно, что для окисления одной молекулы (1 моль) H2S расходуется четыре молекулы (4 моль) хлора, в результате чего образуется одна молекула (1 моль) H2SO4 и восемь молекул (7 моль) HCl. Последним ставится коэффициент, указывающий число молекул воды. Общее уравнение реакции имеет вид: H2S + 4 Cl2 + 4 H2O = H2SO4 + 8 HCl Пример 2. При сливании водных растворов сульфита натрия и перманганата калия в кислой среде реакция протекает по схеме: +4 +7 +6 2+ Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 -> Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4+ H2O Изменение степени окисления происходит у серы и марганца +4 +6 НОК S -2ē→ S +7 2+ × 5 10 ×2 Mn + 5 ē → Mn Уравниваем количество отданных и принятых электронов и складываем оба равенства +4 +7 +6 5 S + 2 Mn = 5 S + 2 Mn2+ . Далее подставляем коэффициенты к соединениям Na2SO3, KMnO4, Na2SO4, MnSO4 : 5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2O. По числу кислотных остатков SO42- в правой части уравнения находим стехиометрический коэффициент для серной кислоты в левой части. Так как в результате реакции получается 8 ионов SO42- (из них пять - за счет окислительно-восстановительного процесса и три - за счет реакции обмена), то необходимо взять 3 молекулы H2SO4: 5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2O. По числу ионов водорода ( 6 H+ ) в левой части уравнения находим коэффициент для воды (3 H2O), и уравнение приобретает окончательный вид: 5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O. Метод электронного баланса применим для любых систем и может быть использован для написания уравнений окислительно-восстановительных процессов, протекающих как в растворах, так и при сплавлении, обжиге, горении и т.д. Однако, в силу формального характера самого понятия степени окисления, используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально происходящих в них взаимодействий. Более правильное представление о процессах окисления-восстановления в растворах дает метод электронно12 ионного баланса, который рассматривает существующих в растворах молекул и ионов. их с учетом реально Метод электронно-ионного баланса4 Электронно-ионные уравнения показывают переход электронов от одних молекул, атомов или ионов, реально существующих в растворе (с позиций теории электролитической диссоциации), к другим с учетом характера среды. Для соблюдения материального баланса по кислороду и водороду в уравнения окислительно-восстановительных полуреакций вводят молекулы воды и ионы ( H+, OH- ), образующиеся при её диссоциации. Слабые электролиты, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа вещества, следует записывать в молекулярной форме. Рассмотрим этот метод на примере реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в кислой среде: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O. В реакции окислителем является ион MnO4-,который восстанавливается до Mn2+; восстановитель - ион SO32- - окисляется в ион SO42-. Составим уравнение окисления-восстановления с учетом изменения кислородного состава ионов. В таких случаях нужно использовать формальное правило, заключающееся в том, что если кислородосодержащий ион переходит в бескислородный (MnO4- → Mn2+) или ион с меньшим числом кислородных атомов, то избыточные атомы кислорода-окислителя связываются в воду MnO4- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O. Если же ион-восстановитель превращается в ион с бóльшим числом атомов кислорода (SO32- → SO42-), то недостающие атомы берутся из молекул воды: SO32- + H2O → SO42- + 2 H+ Таким образом, получим два уравнения полуреакций MnO4- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O ; (1) SO32- + H2O → SO42- + 2 H+; (2) Поскольку суммарное число зарядов продуктов реакции должно быть равно суммарному числу зарядов исходных веществ, то в левую часть уравнения (1) необходимо добавить 5 электронов: MnO4- + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4 H2O , а из левой части уравнения (2) необходимо вычесть 2 электрона: SO32- + H2O - 2 ē → SO42- + 2 H+ . 4 Метод полуреакций 13 Теперь следует учесть, что число электронов, принятых окислителем (MnO4-), должно быть равно числу электронов, отданных восстановителем (SO32-) ×2 MnO4- + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4 H2O 22+ ×5 SO3 + H2O - 2 ē → SO4 + 2 H Тогда, сложив обе полуреакции, получим 2 MnO4- + 16 H+ + 5 SO32- + 5H2O = 2 Mn2+ + 8H2O + 5 SO42- + 10 H+. Сократив одинаковые ионы и молекулы в правой и левой частях уравнения, получаем уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярной форме: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32- = 2 Mn2+ + 3 H2O + 5 SO42- + 10 H+. Полное уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной форме примет вид: 5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O. Рассмотрим окисление перманганата калия в щелочной среде: Na2SO3 + KMnO4 + KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + K2SO4 + H2O. При написании реакций, протекающих в щелочной среде, действует следующее правило: недостаток кислорода компенсируется добавлением гидроксид-ионов(OH-). Причем на один недостающий атом кислорода добавляются два гидроксид-иона: SO32- + 2 OH- → SO42- + H2O MnO4- → MnO42Учитывая, что суммарные масса и заряд продуктов в каждой из полуреакций должны быть равны суммарным массе и заряду исходных веществ, а также равенство количеств электронов, отданных в одной и принятых в другой полуреакции, получаем: SO32- + 2 OH- - 2 ē → SO42- + H2O ×1 2×2 MnO4 + 1 ē → MnO4 SO32- + 2OH¯ + 2 MnO4¯ = SO42- + H2O + 2 MnO42Полное уравнение окислительно-восстановительной реакции молекулярной форме примет вид: Na2SO3 + 2 KOH + 2KMnO4 = Na2SO4 + H2O + 2 KMnO4 в Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в нейтральной среде: Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + KMnO4 + ? 14 В зависимости от природы реагирующих вешеств при написании уравнений окислительно-восстановительных реакций для нахождения материального баланса по кислороду и водороду применимы оба правила, описанные выше. В данном случае можно предположить, что вследствие гидролиза концентрация гидроксид-ионов несколько выше, чем ионов водорода. Тогда запишем: SO32- + 2 OH¯ - 2 ē → SO42- + H2O ×3 ¯ ×2 MnO4 + 2 H2O + 3 ē → MnO2 ↓ + 4 OH 3 SO32- + 6 OH- + 2 MnO4¯ + 4 H2O = 3 SO42- + 8 OH¯ + 2 MnO2↓ + 3 H2O После сокращения одинаковых ионов и молекул в левой и правой частях, получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение окислительновосстановительной реакции: 3 SO32- + 2 MnO4- + H2O = 3 SO42- + 2 OH- + 2 MnO2↓ + 3 H2O Окончательно полное уравнение в молекулярной форме примет вид: 3 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2O = 3 Na2SO4 + 2 KOH + 2 MnO2 . Как видно из приведённых примеров, в отличие от метода электронного баланса, в уравнениях электронно-ионного баланса фигурируют реально существующие в водных растворах электролитов частицы - молекулы и ионы. Фактически, при помощи метода полуреакций отражается суть окислительно-восстановительных превращений в водном растворе. Более того, разделив полуреакции в пространстве с помощью специальных устройств, можно заставить электроны переходить от восстановителя к окислителю через внешнюю цепь и тем самым превратить химическую реакцию в источник электрической энергии. Для правильного применения метода полуреакций необходимо знать таблицу важнейших окислительно-восстановительных превращений (см. Приложение) и при написании полуреакций придерживаться следующих правил: а) полуреакции должны соответствовать закону сохранения массы веществ и закону сохранения электрических зарядов (электронейтральности раствора); б) в полуреакциях, как и в любых ионных уравнениях, вещества, являющиеся сильными электролитами записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газы, нерастворимые соединения и комплексные частицы в молекулярной форме; в) в левых частях полуреакций могут быть представлены только те частицы, которые находились в растворе на момент начала окислительновосстановительного процесса; 15 г) если возникает необходимость изменения числа кислородных атомов, входящих в состав реагирующих частиц (ионов и молекул), пользуются следующими схемами превращений : в кислой среде ЭOn + H2O - 2 e → ЭOn+1 + 2 H+ ЭOn + 2 H+ + 2 e → ЭOn-1 + H2O в щелочной среде ЭOn + H2O + 2 e → ЭOn-1 + 2 ОHЭOn + 2ОH- - 2 e → ЭOn+1 + H2O 2.ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ И ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Равновесие металл - раствор электролита. Равновесный электродный потенциал. Уравнение Нернста Рассмотрим систему: металл (Me), погруженный в раствор, содержащий катионы, т. е. положительно заряженные ионы этого металла (Меn+). Такая система называется электродом. В узлах кристаллической решетки металла находятся катионы металла, в междуузельном пространстве — электронный газ, образованный валентными электронами. Меn+ ·n ē = Меn+ + ne- (1) Суммарный положительный заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду электронов, поэтому в целом металл электронейтрален. Раствор, содержащий в эквивалентном соотношении катионы Меn+ и анионы (отрицательно заряженные ионы), также электронейтрален. Электрохимическая активность металлов в водных растворах оценивается величиной изменения свободной энергии Гиббса ∆GMе→Меn+· aq в самопроизвольном процессе ионизации, т.е. процессе преобразования металлического кристалла в форму гидратированных ионов в стандартных условиях (aMen+.aq = 1 ; Т = 298К). Если пластинку из электрохимически активного металла погрузить в водный раствор, содержащий собственные ионы металла, то происходит взаимодействие поверхностных ионов или атомов металла с полярными молекулами воды. Процесс самопроизвольной ионизации в стандартных условиях термодинамически возможен, поскольку сопровождается убылью n+ свободной энергии Гиббса в системе ∆GMе→Ме · aq < 0. Гидратированные ионы металла переходят в раствор, оставляя в металле электроны (процесс окисления) Меn+ ·n ē + mН2О = Меn+(Н2О)m + ne(2) В результате реакции (2) пластина заряжается отрицательно, а раствор — положительно. При этом возникает электростатическое притяжение между отрицательно заряженной пластинкой и катионами металла в растворе, ко16 торое способствует обратному переходу ионов из кристаллическую решетку металла (процесс восстановления). Men+ • aq + n ē → Me раствора в (3) Таким образом, одновременно происходят два процесса: 1) переход ионов из металла в раствор и 2) переход ионов из раствора в металл. Когда скорости обоих процессов окажутся одинаковыми, система будет находиться в состоянии термодинамического равновесия: Ме ↔ Меn+.aq + n ē (4) На границе металл-раствор образуется, так называемый, двойной электрический слой и возникает разность потенциалов, или скачок потенциала φ. Потенциал φ является равновесным и зависит от концентрации ионов в растворе. Для электрохимически неактивных металлов процесс самопроизвольной ионизации и стандартных условиях термодинамически невозможен, поскольку изменение свободной энергии Гиббса оценивается положительной величиной ∆G Mе→Меn+· aq > 0. Наоборот, термодинамически возможным является обратный процесс восстановления гидратированных ионов металла на его поверхности. Поэтому при погружении пластинки из электрохимически неактивного металла в водный раствор собственных ионов происходит обратный переход ионов из раствора на металл, пока не наступит состояние термодинамического равновесия: Меп+ ·aq + n ē ↔ Me (5) В результате реакции (5) пластинка становится заряженной положительно. В растворе появляется избыток анионов и, таким образом, раствор заряжается отрицательно. Вследствие электростатического притяжения анионы группируются вблизи поверхности пластинки. Образуется двойной электрический слой на границе металл — раствор, что приводит к возникновению скачка потенциала φ. Потенциалу приписывают знак заряда, возникающего на поверхности металла в двойном электрическом слое. Для количественной оценки окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, используют электродные потенциалы, которые представляют собой разность потенциалов между окисленной и восстановленной формами данной окислительно-восстановительной пары. Значение окислительно-восстановительных потенциалов в Вольтах можно рассчитать по уравнению Нернста: 17 ϕ = ϕo + RT [Ox] ln nF [Re d ] ϕ = ϕo + 0,0591 [Ox ] ln n [Red] (6) при 298К (25оС): [Ox] – концентрация окисленной формы, моль/л; [Red] – концентрация восстановленной формы, моль/л; n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе. Если [Ox] = [Red], то φ = φо. Потенциал, измеренный при 298К по отношению к стандартному водородному электроду, называется нормальным, стандартным о окислительно-восстановительным потенциалом φ . На основании величин этих потенциалов можно судить о направлении как простых, так и сложных окислительно-восстановительных реакций. Направление протекания окислительно-восстановительного процесса Критерием самопроизвольного протекания химической реакции в заданном направлении служит изменение свободной энергии Гиббса ΔG: ΔGP,T = ΔHT – TΔST (7) где ΔHT иΔST – изменение энтальпии (тепловой эффект) и энтропии реакции, соответственно; Т – абсолютная температура. Для самопроизвольно протекающих реакций ΔGP,T < 0. Если ΔGP,T > 0, то самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении термодинамически невозможно. Химическую реакцию ν1Оx1 + ν2Red2 = ν1Red1 + ν2Ox2, (8) протекающую в растворе и сопровождающуюся переходом электронов между молекулами окислителя Оx1 и восстановителя Red2, разбивают на два электродных процесса (полуреакции). Полуреакции окисления-восстановления принято записывать в сторону восстановления: Оx1 + z1 ē = Red1 (9) Ox2 + z2 ē = Red2 (10) где число электронов, участвующих в реакции, равно Z = z1ν1 = z2ν2 Сравнение величин потенциалов полуреакций окислительновосстановительного процесса позволяет определить, какое из веществ является окислителем (принимает электроны) и какое восстановителем 18 (отдает электроны). Если для полуреакций (9) и (10) φ1 > φ2, то переход электронов между веществами будет соответствовать схеме Оx1 + z1 ē = Red1 (11) Red2 - z2 ē = Ox2 (12) Алгебраическое сложение (11) и (12) даст полное уравнение самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции вида (8). В случае φ2 > φ1 схему электронных переходов следует записать в виде Red1 – z1 ē = Ox1 (13) Оx2 + z2 ē = Red2 (14) и полное уравнение самопроизвольно восстановительной реакции будет иметь вид протекающей Ox2 + Red1 = Оx1 + Red2 окислительно- (15) Как видно, для самопроизвольно протекающей окислительновосстановительной реакции разность окислительно-восстановительных потенциалов является величиной положительной. Она называется электродвижущей силой (ЭДС) и обозначается буквой Е. Для реакций (8) и (15) ЭДС равны Е1 = φ1 - φ2 (16) Е2 = φ2 - φ1 (17) Стандартное значение электродвижущей стандартных электродных потенциалов: силы Ео равно Ео1 = φо1 - φо2 (18) Ео2 = φо2 - φо1 (19) разности Стандартное значение ЭДС связано со стандартным значением изменения свободной энергии Гиббса реакции выражением ΔGoT = - zFEo (20) Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду, приведены в таблице потенциалов, из которой можно сделать следующие выводы: 1) чем более положительно значение φо окислительно-восстановительной пары, тем более сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем – восстановленная; 2) чем более отрицательным является значение φо окислительновосстановительной пары, тем более сильным восстановителем является ее восстановленная форма и тем более слабым окислителем – окисленная; 19 3) любой окислитель может окислить любой восстановитель, имеющий меньшее значение стандартного потенциала; 4) любой восстановитель может восстановить любой имеющий большее значение стандартного потенциала. окислитель, Например, реакция 2KI + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + I2 + K2SO4 протекает слева направо, поскольку стандартный потенциал пары Fe3+ + ē ↔ Fe2+ φо = +0,77B больше, чем стандартный потенциал пары I2 + 2 ē ↔ 2I- φо = +0,54B, то окислителем является Fe3+, который и действует на восстановитель I-. Для реакции 2KBr + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Br2 + K2SO4 стандартный потенциал пары Br2 + 2 ē ↔ 2Br- φо = +1,08 B больше, чем стандартный потенциал для Fe3+. Отсюда следует, что приведенная реакция не может протекать слева направо, поскольку Fe3+ является более слабым окислителем, чем Br2. Реакция же в обратном направлении, наоборот, осуществима, т.к. более сильный окислитель Br2 действует на восстановитель Fe2+ с образованием более слабого восстановителя (Br-) и более слабого окислителя (Fe3+). Гальванические элементы Гальванический (электрохимический) элемент представляет собой устройство, в котором химическая энергии окислительно-восстановительной реакции непосредственно превращается в электрическую энергию. Условие работы такого устройства – разделение единого окислительновосстановительного процесса на процесс окисления и процесс восстановления, которые протекают в гальваническом элементе на различных пространственно разделенных электродах. Для измерения потенциала какого-либо электрода собирают гальванический элемент, состоящий из стандартного водородного электрода и исследуемого электрода, например, металлического электрода. Электродвижущая сила такого элемента равна величине потенциала исследуемого электрода. Знак электродного потенциала определяется направлением тока при замыкании цепи. Если электроны текут по металлическому проводнику от изучаемого электрода к водородному, то его потенциал отрицательнее, чем у 20 стандартного водородного электрода. В гальваническом элементе на отрицательном электроде идет процесс окисления, и с него электроны поступают во внешнюю цепь. Если, наоборот, электроны поступают от стандартного водородного электрода к изучаемому, то это значит, что потенциал последнего положительнее, чем у стандартного водородного электрода. В гальваническом элементе на положительном электроде идет процесс восстановления. Электродвижущая сила (Е) гальванического элемента равна разности потенциалов положительного электрода и отрицательного электрода при отсутствии тока в цепи. В качестве конкретного примера гальванического элемента рассмотрим элемент Якоби-Даниэля, в котором в качестве электродов используются цинковая и медная пластины, погруженные соответственно в растворы сульфатов цинка и меди. На электродах незамкнутого элемента устанавливаются равновесия: на цинковом электроде Zn ↔ Zn2+ + 2 ē на медном электроде Cu ↔ Cu2+ + 2 ē Если активности ионов цинка и меди в растворах равны 1, температура равна 25оС, то значения равновесных потенциалов цинкового и медного электродов равны значениям стандартных потенциалов o ϕ Zn 2+ / Zn o ϕCu = −0,763В 2+ / Cu = +0,334В При соединении электродов металлическим проводником электроны от цинкового электрода, как более отрицательного, потекут к медному электроду и равновесия, которые до этого установились на обоих электродах, нарушаются. На цинковом электроде будет идти процесс окисления (растворения цинка): Zn → Zn2+ + 2 ē Цинковый электрод в таком гальваническом элементе будет отрицательным электродом. На медном электроде пойдет процесс восстановления ионов меди из раствора до нейтральных атомов: Cu2+ + 2 ē → Cu Медный электрод в положительным электродом. таком гальваническом элементе будет Итак, в работающем элементе Якоби-Даниэля имеет место реакция Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Эта реакция поддерживает протекающий во электрический ток и называется поэтому токообразующей. 21 внешней цепи Схематически гальванический элемент обозначается следующим образом: (- ) Zn │ZnSO4 ║ CuSO4 │ Cu (+), т.е. слева записывается электрод, потенциал которого более отрицателен (на котором происходит процесс окисления); справа записывается электрод, потенциал которого более положителен (на котором происходит процесс восстановления). Чем дальше в ряду стандартных электродных потенциалов находятся друг от друга два металла, тем больше ЭДС образованного ими гальванического элемента. Если активности ионов цинка и меди в элементе Якоби-Даниэля изменить, то изменится и ЭДС элемента: o o − ϕ + E = ϕCu 2+ / Cu Zn 2+ / Zn RT aCu 2+ ln 2 F aZn 2+ В концентрационном гальваническом элементе две пластины из одного и того же металла погружены в растворы одного и того же электролита, но с различной активностью потенциал-определяющих ионов. Например, Zn │ZnSO4 (0,01) ║ ZnSO4 (0,1) │Zn Электродные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста (6). Потенциал левого электрода с меньшей активностью ионов в растворе будет более отрицательным, на нем пойдет процесс окисления цинка. На правом электроде будет идти процесс восстановления ионов цинка из более концентрированного раствора. Токообразующим процессом в таком элементе является диффузионный процесс выравнивания активностей ионов у обоих электродов. 3. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролиз представляет собой совокупность окислительновосстановительных процессов, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через электролит (находящийся в растворённом, расплавленном или твёрдом состоянии). Необходимо уметь составлять уравнения реакции, протекающей при электролизе расплавов и водных растворов электролитов. При электролизе энергия источника электрического тока превращается в химическую энергию, т.е. осуществляется процесс, обратный по характеру проходящему в гальваническом элементе. На аноде (см. рис.3) происходит окисление по схеме 2 Cl- - 2 ē → Cl2 , 22 (21) а на катоде - восстановление 2 Na+ + 2 ē → 2 Na (22) Рис.3 Схема процесса электролиза расплава NaCl Реакция, протекающая в электролизере, представляет собой сумму процессов на электродах и, в данном случае, имеет вид 2 Cl- + 2 Na+ или в ⎯Электролиз ⎯ ⎯⎯→ Cl2 + 2 Na . (23) молекулярной форме 2 NaCl ⎯Электролиз ⎯ ⎯⎯→ 2 Cl2 + 2 Na . (24) Как видно из рис.3, при электролизе анодом является электрод, соединенный с положительным полюсом источника постоянного тока, а катодом - с отрицательным. Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов. Важнейшими из них являются: а) состав электролита; б)материал электродов; в) режим проведения электролиза (температура, электрическое напряжение, плотность электрического тока и др.). Различают электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз расплавов электролитов Электролиз расплава соли с использованием инертных электродов иллюстрирует рис.3. При высоких температурах в расплавленном состоянии катионы натрия и хлорид-ионы под действием электрического поля приобретают направленное движение, в результате через расплав протекает электрический ток. Катионы натрия движутся к катоду, а хлорид-ионы - к 23 аноду. На катоде происходит восстановление катионов натрия [см. реакцию (22)], а на аноде - окисление хлорид-ионов [см. реакцию (21)]. Если уравнять число электронов, принятых в катодном процессе и отданных в анодной реакции, то суммарный процесс в электролизере примет вид (23). Электролиз водных растворов электролитов При электролизе водных растворов электролитов характер процессов, протекающих на электродах, более сложен из-за возможного участия в них молекул воды и ионов, образующихся при ее ионизации (H2O, H+ и OH-). Восстановление молекул воды на катоде происходит по схеме 2 H2O + 2 ē- → H2 + 2 OH- в нейтральной среде (25) В кислой среде восстанавливаются ионы водорода 2 H+ + 2 ē → H2 (26) Окисление молекул воды на аноде в нейтральных растворах описывается уравнением 2 H2O – 4 ē → O2 + 4 H+ (27) В щелочной среде происходит окисление гидроксид-ионов по схеме 4 OH– – 4 ē → O2 + 2 H2O (28) В том случае если, на одном и том же электроде возможно протекание двух и более различных процессов, то наиболее вероятным будет тот из них, который требует наименьших затрат энергии. Поэтому на катоде, в первую очередь, будут восстанавливаться окисленные формы с наибольшим окислительно-восстановительным потенциалом, а на аноде, в первую очередь, будут окисляться восстановленные формы с наименьшим окислительно-восстановительным электродным потенциалом. В реальных процессах, однако, этот порядок часто нарушается, вследствие явления перенапряжения на электродах, связанного с их поляризацией и другими побочными процессами. Поэтому при рассмотрении электролиза водных растворов электролитов для определения порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на электродах следует руководствоваться следующими правилами. Для процессов на катоде: 1. В первую очередь на катоде восстанавливаются катионы металлов, стоящих в ряду напряжений справа от водорода в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала от золота к висмуту (Au3+ > Pt2+ > Pd2+ > Ag+ > Hg 22 + > Cu2+ > Bi3+). То есть, первым будет 24 восстанавливаться катион того металла, который стоит правее в ряду напряжений металлов. 2. Катионы металлов с малыми значениями стандартных электродных потенциалов (от Li+ до Al3+ включительно т.е. в ряду напряжений от лития до алюминия, включительно, Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al) на катоде не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды или ионы водорода H+ в кислой среде. В этом случае катодный процесс описывается уравнениями (25) или (26) ; 3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия (Mn < Zn < Cr < Fe < Cd < Co < Ni < Sn < Pb), восстанавливаются одновременно с молекулами воды. Для процессов на аноде характер окислительных процессов зависит от материала электрода. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) аноды. Инертные электроды обычно изготавливаются из графита, угля, платины. В процессе электролиза такие электроды химически не изменяются и служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. При использовании инертных анодов: 1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов (не превышающих 1.5 В), то есть в порядке S2- , I- , Br- и Cl- . 2. При электролизе водных растворов, содержащих анионы 223кислородсодержащих кислот (CO3 , NO3 , SO4 , PO4 и т.п.) на аноде вместо них окисляются молекулы воды [см.реакцию (27)]. 3. В щелочных реакцию (28)]. растворах на аноде окисляются гидроксид-ионы [см. Следует обратить особое внимание на электролиз водных растворов солей карбоновых кислот, в результате которого образуются углекислый газ и соответствующие предельные углеводороды с четным числом углеродных атомов: 2 R-COO- - 2 ē → 2 CO2 + R-R Так, например, при электролизе ацетата натрия на аноде происходит реакция 2 CH3COO- - 2 ē → 2 CO2 + CH3-CH3 При использовании растворимых анодов (из меди, цинка, серебра, никеля и др. металлов) электроны во внешнюю цепь посылает сам анод за счет процесса окисления атомов металла, из которого он изготовлен Me(анод) – n ē (во внешнюю цепь) → Men+(раствор). 25 Рассмотрим примеры процессов, протекающих при электролизе водных растворов солей некоторых металлов с инертными электродами. Анализируя протекание электролиза в водных растворах электролитов, необходимо cначала выяснить, какие ионы и молекулы имеются в растворе и могут участвовать в катодном и анодном процессах; какой является среда в растворе (кислая, щелочная, нейтральная); в каком порядке будут протекать процессы восстановления на катоде и окисления на аноде. Затем необходимо составить электрохимические уравнения электродных (катодной и анодной) реакций; уравнять число электронов, принятых окислителем от катода, с числом электронов, отданных восстановителем аноду; сложить уравнение катодного процесса с уравнением для анодного процесса (соблюдая электронный баланс); выполнить преобразования в полном уравнении электролиза и записать его в молекулярной форме. Все количественные расчеты, связанные с протеканием электролиза, производят на основании молекулярного уравнения, или, если известно количество электричества, протекшего через электролит, на основании законов Фарадея. Законы Фарадея Первый закон Фарадея: масса веществ, превратившихся на электродах в процессе электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, протекшего через электролит5. Второй закон Фарадея: при пропускании одинакового количества электричества через различные электролиты7, масса веществ, превратившихся на электродах пропорциональна молярным массам их химических эквивалентов6. Обобщенной формулой первого и второго законов Фарадея является следующее выражение m= M M (Э) ⋅ I ⋅t = ⋅ I ⋅t z⋅F F где m , M , M(Э) – масса, молярная масса и молярная масса химического эквивалента M(Э) =М / z (в г и г/моль) вещества, превратившегося на электроде, соответственно; z – число электронов, принятых или отданных одной молекулой (или ионом) вещества в процессе электролиза, F – постоянная Фарадея (F ≈ 96500 Кл/моль), I – сила тока (А), t – время электролиза (с). 5 В растворенном, расплавленном или твердом состояниях. Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое в реакциях окисления – восстановления эквивалентно (равноценно) 1 моль электронов. 6 26 Контрольные задания для студентов 1. Основные понятия. Типы реакций окисления-восстановления Определите степени окисления элементов. Назовите окислители и восстановители. С помощью электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Определите к какому типу относится данная реакция. Рассчитайте величины эквивалентов и эквивалентных масс окислителей и восстановителей. 1. Fe(CrO2)2 + Na2CO3 + O2 → Fe2O3 + Na2CrO4 + CO2 2. Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → CaSiO3 +P + CO 3. C + NaOH → Na + Na2CO3 + H2 + CO 4. FeS + O2 → Fe3O4 + SO2 5. Na2SO4 + C + CaCO3 → Na2CO3 + CaS + CO2 6. Mn3O4 + Al → Al2O3 + Mn 7. FeS + Fe2O3 + SiO2 → Fe2SiO4 + SO2 8. (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O 9. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 10. Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2 11. Cu2O + Cu2S → Cu + SO2 12. NaNO3 + Na → Na2O + N2 13. MgO + CaO + Si → Ca2SiO4 + Mg 14. P + KClO3 → P2O5 + KCl 15. Sb2S3 + O2 → Sb2O3 + SO2 16. KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 17. FeS + O2 → Fe2O3 + SO2 18. CaO + Al → Ca + Ca(AlO2)2 19. ZnS + O2 → ZnO + SO2 20. AgNO3 → Ag + NO2 + O2 21. H2S + O2 → S + H2O 22. NH3 + O2 → NO + H2O 23. NaNO3 → NaNO2 + O2 24. Cu2S + O2 → CuO + SO2 27 25. CuO + FeS → FeO + Cu2O + SO2 26. NH3 + O2 → N2 + H2O 27. S + Na2CO3 + SnO2 → Na2SnO3 + SO2 + CO2 28. KNO3 + Fe → Fe2O3 + N2 + H2O 29. C6H5CH3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → C6H5OH + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O Au + O2 + NaCN + H2O → Na[Au(CN)2] + NaOH 30. C2H4 + KMnO4 + H2O → C2H4(OH)2 + MnO2 + KOH Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2SO4 + H2O 31. C2H2 + KMnO4 + H2SO4 → H2C2O4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O As2S3 + H2O2 + NH4OH → (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O 32. [Co(NH3)6]Cl2 + O2 + NH4Cl + H2O → NH4OH + [Co(NH3)6]Cl3 NaBiO3 + MnSO4 + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + HMnO4 + Na2SO4 + H2O 33. As2S3 + NaClO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NaCl P + KMnO4 + H2O → KH2PO4 + K2HPO4 + MnO2 + KOH 34. P + NaOH + H2O → PH3 + NaH2PO2 KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O 35. K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O 36. KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O Cu + NH3 + O2 + H2O → [Cu(NH3)2]OH 37. FeSO4 + NaClO + NaOH → Fe(OH)3 + NaCl + Na2SO4 + H2O Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O 38. KClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O Co2O3 + H2SO4 → CoSO4 + O2 + H2O 39. Ni(OH)2 + Br2 + NaOH → Ni(OH)3 + NaBr K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O 40. CrCl3 + NaClO + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O MnO2 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O 41. Zn + KClO3 + KOH → K2[Zn(OH)4] + KCl + H2O I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O 42. HI + H2SO4(к) → I2 + H2S + H2O NO2 + NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O 28 43. Pb(CH3COO)2 + Cl2 + KOH → PbO2 + KCl + CH3COOK + H2O MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O → HMnO4 + (NH4)2SO4 + H2SO4 44. Fe2S3 + HNO3 + HCl → FeCl3 + H2SO4 + NO + H2O Zn + NaNO3 + NaOH → Na2[Zn(OH)4] + NH3 + H2O 45. Mn(OH)2 + Cl2 + NaOH → Na2MnO4 + NaCl + H2O I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl 46. AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO + H2O Bi(NO3)3 + Na2[Sn(OH)4] + NaOH → Bi + Na2[Sn(OH)6] + NaNO3 47. K2MnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Fe2O3 + KClO3 + KOH → K2FeO4 + KCl + H2O 48. KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH Br2 + HClO + H2O → HBrO3 + HCl 49. K2MnO4 + H2SO4 → KMnO4 + MnO2 + K2SO4 + H2O Ru + NaClO + NaOH → Na2RuO4 + NaCl + H2O 50. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O Cu(OH)2 + NaClO + NaOH → NaCuO2 + NaCl + H2O 51. HClO3 → HClO4 + ClO2 + H2O NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O 52. MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O Cr2(SO4)3 + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + Na2SO4 + H2O 53. H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl Ni(OH)2 + NaClO + H2O → Ni(OH)3 + NaCl 54. H2S + SO2 → S + H2O NiCl2 + NaH2PO2 + H2O → Ni + H3PO4 + NaCl + HCl 55. Zn + Sb2(SO4)3 + H2SO4 → SbH3 + ZnSO4 Cr + NaNO3 + NaOH → Na2CrO4 + NaNO2 + H2O 56. PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O NaClO3 + SO2 + H2SO4 → NaHSO4 + ClO2 29 2. Направление окислительно-восстановительных реакций. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций. 57. Возможна ли реакция диспропорционирования азотистой кислоты по схеме: HNO2 → HNO3 + NO + H2O ? Значения стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем HNO2 + H+ + e ↔ NO + H2O NO3- + 3H+ + 2e ↔ HNO2 + H2O взять в таблице. Приведите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 58. В исследуемом растворе присутствуют ионы Cl-, Br-, I-. Какие из них могут окисляться азотистой кислотой HNO2? Ответ обосновать путем сравнения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительновосстановительных систем. Приведите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах. 59. На основании сопоставления величин редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем стандартных Cr2O72- + 14H+ +6e ↔ 2Cr3+ + 7H2O NO3- +4H+ + 3e ↔ NO + 2H2O определите, можно ли сульфат хрома (III) окислить в дихромат калия, действуя раствором нитрата калия в кислой среде. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 60. На основании сравнения значений стандартных редокс-потенциалов систем 2ClO- +2H2O +2e ↔ Cl2 + 4OHCl2 + 2e ↔ 2Clопределите, будет ли устойчив хлор в растворе щелочи. Приведите уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. 61. С помощью стандартных -восстановительных систем редокс-потенциалов NO3- + 2H+ + e ↔ NO2 + H2O Fe2+ + 2e ↔ Fe Fe3+ + e ↔ Fe2+ 30 окислительно определите, какие продукты реакции могут образоваться при взаимодействии железа с концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. 62. Можно ли восстановить сульфат железа (III) до сульфата железа (II) раствором H2SO3? Ответ обосновать путём сопоставления стандартных редокс-потенциалов систем Fe3+ + e ↔ Fe2+ SO42- + 4H+ +2e ↔ H2SO3 + H2O Напишите уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 63. С помощью величин стандартных окислительно-восстановительных систем редокс-потонциалов BrO3- +6H+ + 6e ↔ Br- + 3H2O Cl2 +2e ↔ 2ClОпределите, может ли бромат калия окислить хлорид калия в кислой среде. Приведите уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 64. Можно ли с помощью хромата калия окислить гидроксид железа (II) в щелочной среде? Значения стандартных редокс-потенциалов окислительно- восстановительных систем Fe(OH)3 +e ↔ Fe(OH)2 + OHCrO42- + 2H2O + 3e ↔ CrO2 - + 4OHвзять в таблице. Приведите уравнение реакции взаимодействующих веществ в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 65. Можно ли окислить сульфат хрома (III) бромом в щелочной среде? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно восстановительных систем. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. 66. Возможна протекающая по схеме? ли окислительно-восстановительная реакция, ClO4 - +Br2 + OH- → Cl- + BrO3 - + H2O Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем. Стандартный редокс-потенциал окислительно-восстановительной системы 31 2BrO3 - +6H2O + 10e ↔ Br2 +12OHравен 0,50 В. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 67. Можно ли осуществить реакцию, протекающую по схеме AgNO3 + H3PO3 + H2O → Ag + H3PO4 +HNO3 Ответ обосновать, путём сопоставления значений стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно восстановительных систем. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. 68. Можно ли раствором мышьяковой кислоты окислить йодид калия в кислой среде? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем. H3AsO4 + 2H+ + 2 ē ↔ HАsO2 + 2H2O I2 + 2 ē ↔ 2IНапишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 69. Можно ли окислить сероводород раствором хлората натрия в кислой среде? Ответ обосновать, путём сопоставления стандартных редокс-потенциалов окислительно восстановительных систем. ClO3 - +6H+ +6e ↔ Cl- + 3H2O S + 2H+ + 2e ↔ H2S Составьте уравнение окислительно-восстановительной молекулярной и ионной формах. реакции в 70. Устойчив ли раствор оксида азота (IV) в щелочной среде или возможна реакция диспропорционирования по схеме NO2 + NaOH ↔ NaNO2 + NaNO3 + H2O? Ответ обосновать путем сопоставления стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем NO2 + ē ↔ NO2- φo (NO2/NO2-) =0,08В NO3- + H2O + ē ↔ NO2 + 2OH- φo (NO3-/NO2-,OH-) = 0,01В Приведите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 32 71. Устойчив ли перманганат калия в неподкисленном растворе сульфата марганца (II)? Ответ обосновать путем сопоставления значений стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно – восстановительных систем. Составьте уравнение протекающей в растворе окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. 72. Устойчив ли раствор йода в щелочной среде? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем I2 + 2 ē ↔ 2IIO- + H2O + 2 ē ↔ I- + 2OHНапишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 73. Возможна ли реакция между гидроксидом никеля(III) и сернистой кислотой, протекающей по схеме Ni(OH)3 + H2SO3 + H2SO4 → NiSO4 + H2O? Ответ обосновать путем сравнения значений редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем стандартных Ni(OH)3 + 3H+ + ē ↔ Ni2+ + 3H2O SO42- + 4H+ + 2 ē ↔ H2SO3 + 2H2O Приведите уравнение окислительно-восстановительной молекулярной и ионной формах. реакции в 74. Можно ли окислить растворенный в воде хлороводород перманганатом калия? Ответ обосновать путем сравнения значений стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем MnO4- + 8H+ + 5 ē ↔ Mn2+ + 4H2O Cl2 + 2 ē ↔ 2ClПриведите уравнение окислительно-восстановительной молекулярной и ионной формах. реакции в 75. Какое из соединений: бромат натрия или гипобромит натрия нужно взять, чтобы окислить хлорид натрия в щелочной среде и получить хлорат натрия? Ответ обосновать путем сравнения значений стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем BrO3- + 3H2O + 6e ↔ Br- + 6OHBrO- + H2O + 2e ↔ Br- + 2OHClO3- + 3H2O + 6e ↔ Cl- + 6OH- 33 Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия реакции. 76. Может ли сульфат меди (II) окислить иодид калия по схеме CuSO4 + KI → CuI + I2 + K2SO4? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем Cu2+ + I- + e ↔ CuI I2 + 2e ↔ 2IПриведите уравнение окислительно-восстановительной молекулярной и ионной формах. 77. Сопоставьте значения стандартных окислительно-восстановительных систем реакции в редокс-потенциалов 2HgCl2 + 2e ↔ Hg2Cl2 + 2ClHg2Cl2 + 2e ↔ 2Hg + 2Clи определите, возможна ли реакция диспропорционирования хлорида ртути (I) по схеме Hg2Cl2 → HgCl2 + Hg Приведите уравнение реакции. 78. Сравнить значения стандартных окислительно-восстановительных систем редокс-потенциалов BrO3- + 3H2O + 6e ↔ Br- + 6OHCl2 + 2e ↔ 2ClМожет ли бромат калия окислить хлорид калия в щелочной среде? Приведите уравнение окислительно-восстановительной реакции участников указанных окислительно-восстановительных систем в молекулярной и ионной формах. 79. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно кислоты H2SeO3 и HI? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов систем H2SeO3 + 4H+ + 4e ↔ Se + 3H2O I2 + 2e ↔ 2IНапишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной и ионной формах. Рассчитайте величину константы равновесия. 80. Можно ли осуществить реакцию, протекающую по схеме 34 окислительно-восстановительную Hg(NO3)2 + H3PO3 + H2O → Hg + H3PO4 + HNO3? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов систем H3PO4 + 2H+ + 2e ↔ H3PO3 + H2O Hg2+ + 2e ↔ Hg Приведите уравнение окислительно-восстановительной молекулярной и ионной формах. реакции в 81. Какая кислота выполняет в реакции H2SeO3 + H2SO3 → функцию окислителя, а какая – восстановителя? Ответ обосновать путем сравнения значений стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем. Напишите уравнение реакции окисления-восстановления в молекулярной и ионной формах. 82. Возможна ли реакция между хлоратом калия и оксидом марганца (IV) в кислой среде? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции участников названных систем. Рассчитайте величину константы равновесия. 83. В каком направлении восстановительная реакция может протекать окислительно- K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + O2? Ответ обосновать, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов окислительно-восстановительных систем Cr2O72- + 14H+ + 6e ↔ 2Cr3+ + 7H2O O2 + 2H+ + 2e ↔ H2O2 Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. 84. Можно ли использовать перманганат калия KmnO4 в качестве окислителя в реакции получения висмутата натрия NaBiO3 в кислой среде? Ответ обоснуйте, сравнив значения стандартных редокс-потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем. 3. Электродный потенциал. Гальванические элементы 85. ЭДС гальванического элемента, состоящего из цинкового электрода, погруженного в раствор Zn(NO3)2 и серебряного электрода, погруженного в раствор AgNO3 с концентрацией растворенного вещества 0,05 моль/л, равна 1,56В. Определите потенциал цинкового электрода. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Указать направление движения электронов во внешней цепи элемента. Напишите уравнение реакции, протекающей в 35 работающем гальваническом элементе. Определите молярную концентрацию раствора Zn(NO3)2. 86. Гальванический элемент состоит из двух водородных электродов. Один из них погружен в раствор H2SO4, в одном литре которого содержится 24,5г. Растворённого вещества, другой – в раствор , в одном литре которого содержится 0.0098 г. H2SO4. Давление водорода, насыщающего растворы, равно стандартному. Определите потенциалы электродов. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнение процессов, происходящих на электродах. Указать направление движения электронов во внешней цепи элемента. Напишите уравнение процесса, протекающего в работающем гальваническом элементе. Вычислите ЭДС элемента. 87.ЭДС гальванического элемента, состоящего из железного электрода, погруженного в раствор FeSO4 с массовой долей растворённого вещества 21% и плотностью ρ=1.22 г/мл, и водородного электрода в растворе кислоты, равна 0.26В давление водорода равно стандартному. Определите потенциал водородного электрода. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнение процессов, происходящих на электродах. Указать направление движения электронов во внешней цепи элемента. Напишите уравнение реакции, протекающей в работающем гальваническом элементе. Определите рН раствора кислоты. 88. Гальванический элемент состоит из двух серебряных электродов, один из которых погружен в раствор AgNO3, содержащий 0.02 моль/л. Растворённого вещества, другой – в насыщенный раствор Ag2SO4. Определите потенциалы электродов. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнение процессов, происходящих на электродах. Указать направление движения электронов во внешней цепи элемента. Напишите уравнение реакции, протекающей в работающем гальваническом элементе. Вычислите ЭДС элемента. 89. Гальванический элемент состоит из двух никелевых электродов, один из которых погружен в раствор содержащий 0.0005 моль/л растворённого вещества, другой – в раствор [Ni(NH3)6]SO4, содержащий 0.1 моль/л. Растворённого вещества. Вычислите потенциалы электродов. Составите схему гальванического элемента. Приведите уравнение процессов, происходящих на электродах. Указать направление движения электронов во внешней цепи элемента. Вычислите ЭДС элемента. 90. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного и редокс-электрода Cr2O72-, H+, Cr3+│Pt Концентрации K2Cr2O7, Cr2(SO4)3 и H2SO4 в растворе равны соответственно 0.1моль/л, 0.005моль/л и 1моль/л. 36 Вычислите потенциал редокс-электрода. Составьте схему гальванического элемента. Рассчитайте величину его ЭДС. 91. ЭДС гальванического элемента, состоящего из кобальтового электрода, погруженного в раствор СоСl2 и стандартного водородного электрода равна 0.34В. Определите потенциал кобальтового электрода. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнение процессов, происходящих на электродах. Определите молярную концентрацию раствора СоСl2. 92. Гальванический элемент состоит из двух водородных электродов, один из которых помещен в раствор Н2SO4, содержащий 1.10-5 моль/л растворенного вещества, другой – в раствор Н2SO4, содержащий 5.10-3 моль/л растворенного вещества. Вычислите электродные потенциалы, составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 93. Гальванический элемент состоит из стандартного свинцового электрода и свинцового электрода, погруженного в насыщенный раствор PbI2. Приведите схему гальванического элемента. Рассчитайте величину его ЭДС. 94. Гальванический элемент состоит из марганцевого электрода, погруженного в раствор сульфата марганца (II), литр которого содержит 3,02г растворенного вещества, и стандартного водородного электрода. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 95. Гальванический элемент состоит из оловянного электрода, погруженного в раствор SnCl2, содержащий 0,004 моль/л растворенного вещества, и водородного электрода в растворе НCl, содержащем 0,004 моль/л растворенного вещества. Вычислите электродные потенциалы. Составьте схему гальванического элемента. Напишите уравнение реакции, протекающей в работающем элементе. Рассчитайте ЭДС элемента. 96. Концентрационный гальванический элемент составлен из магниевого электрода, погруженного в раствор MgCl2, содержащий 5.10-5 моль/л растворенного вещества, и стандартного магниевого электрода. Рассчитайте потенциал электрода, погруженного в разбавленный раствор MgCl2. Составьте схему элемента. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 97. Гальванический элемент состоит из кадмиевого электрода, погруженного в раствор, 100 мл которого содержат 0,0472 г нитрата кадмия и стандартного водородного электрода. Определите потенциал кадмиевого электрода. Составьте схему гальванического элемента. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 37 98. Вычислите значение потенциала водородного электрода в растворе Н3РО4, в одном литре которого содержится 0,049 г растворенного вещества. Давление водорода равно стандартному. 99. На сколько милливольт изменится потенциал водородного электрода, погруженного в раствор Н2SO4, в 100 мл которого содержится 0,0196 г растворенного вещества, при добавлении 50 мл раствора NaOH, содержащего 0,008 г растворенного вещества? Давление водорода равно стандартному. 100. Сколько граммов сульфата хрома (III) содержится в литре раствора, если потенциал хромового электрода, погруженного в него, равен -0,76В? 101. Цинковый электрод погружен в раствор нитрата цинка, в 400 мл которого содержится 1,89 г Zn(NO3)2. Медный электрод погружен в раствор сульфата меди (II), в 500 мл которого содержится 0,94 г Cu(NO3)2. Определите потенциалы цинкового и медного электродов. Составьте гальванический элемент из указанных электродов. Вычислите его ЭДС. 102. Концентрационный гальванический элемент состоит из двух серебряных электродов, погруженных в растворы нитрата серебра, концентрации которых равны соответственно 0,1 моль/л и 0,001 моль/л. Вычислите величину ЭДС элемента. Во сколько раз следует изменить концентрацию разбавленного раствора AgNO3, чтобы ЭДС элемента увеличилась в два раза? 103. Гальванический элемент составлен из стандартного водородного и редокс-электрода Fe3+, Fe2+ │ Pt; концентрации растворов Fe2(SO4)3 и FeSO4 равны соответственно 0,01 моль/л и 0,001 моль/л. Вычислите потенциал редокс-электрода. Составьте схему гальванического электрода. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 104. Гальванический элемент состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, в одном литре которого содержится 1,61 г ZnSO4 и кадмиевого электрода, погруженного в раствор сульфата кадмия, в одном литре которого содержится 2,08 г CdSO4. Вычислите потенциалы цинкового и кадмиевого электродов. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов на электродах. Рассчитайте ЭДС элемента. 105. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного медного электрода и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди (II), в 100 мл которого содержится 0,80 г CuSO4. На сколько милливольт изменится ее величина, если к разбавленному раствору добавить воду, доведя его объем до 500 мл? 38 106. Гальванический элемент составлен из стандартного оловянного электрода и водородного электрода, погруженного в раствор с концентрацией ионов водорода, равной 0,002 моль/л. Давление водорода равно стандартному. Рассчитайте величину потенциала водородного электрода. Приведите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и уравнение реакции, протекающей в работающем элементе. Вычислите ЭДС элемента. 107. ЭДС элемента, составленного из свинцового электрода, погруженного в раствор нитрата свинца (II), содержащего 0,008 моль/л растворенного вещества, и медного электрода, погруженного в раствор нитрата меди (II), равна 0,52В. Определите потенциал медного электрода. 108. Гальванический элемент состоит из стандартного медного электрода и ртутного электрода, помещенного в раствор нитрата ртути (II), содержащего 0,007 моль/л растворенного вещества. Вычислите потенциал ртутного электрода. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Определите ЭДС элемента. 109. Вычислите потенциал марганцевого электрода, погруженного в насыщенный раствор сульфида марганца (II). На сколько милливольт изменится его потенциал при увеличении концентрации сульфид-ионов в растворе до 0,01 моль/л? 110. ЭДС гальванического элемента, состоящего из никелевого электрода, погруженного в раствор NiSO4 c концентрацией растворенного вещества 0,005 моль/л , и водородного электрода в растворе Н2SO4, равна 0,00В. Определите рН раствора Н2SO4. 111. Гальванический элемент состоит из железного электрода, погруженного в раствор сульфата железа (II) с концентрацией FeSO4, равной 0,005 моль/л, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди (II) с концентрацией CuSO4, равной 0,25 моль/л. Вычислите потенциалы железного и медного электродов. Составьте схему элемента. Приведите уравнения процессов, протекающих на электродах. Определите ЭДС элемента. 112. Концентрационный гальванический элемент состоит из стандартного кадмиевого электрода и кадмиевого электрода, погруженного в раствор сульфата кадмия с концентрацией CdSO4, равной 4.10-4 моль/л. Составьте схему гальванического элемента. Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах. Определите ЭДС элемента. 4. Расчеты реакций по уравнениям окислительно-восстановительных 113. К 0,3526 г пиролюзита добавили 25,00 мл раствора щавелевой кислоты Н2С2О4 с нормальностью, равной 0,1245 моль/л. Смесь подкислили 39 серной кислотой и нагрели на водяной бане. При этом оксид марганца (IV) восстановился до сульфата марганца (II). На реакцию с избытком щавелевой кислоты израсходовали 22,15 мл раствора перманганата калия KmnO4 с нормальностью, равной 0,04123 моль/л. Определите массовую долю MnO2 в пиролюзите. 114. Сколько литров хлора, измеренного при нормальных условиях, вступят в реакцию с 10 л раствора гидроксида бария с массовой долей растворенного вещества 3,75% и плотностью 1,04 г/мл? Рассчитайте массы образовавшихся солей. 115. Сколько миллилитров раствора йодноватой кислоты HIO3 с массовой долей растворенного вещества 5% и плотностью 1,02 г/мл потребуется для окисления 40 мл раствора йодоводородной кислоты HI с массовой долей растворенного вещества 8% и плотностью 1,06 г/мл? Сколько граммов йода образуется при этом? 116. Сколько граммов йода и сколько миллилитров раствора азотной кислоты с массовой долей растворенного вещества 36% и плотностью 1,22 г/мл следует взять для получения 1 л раствора йодноватой кислоты HIO3 с массовой долей растворенного вещества 21% и плотностью 1,21 г/мл? Определите объем выделившегося оксида азота (II), измеренного при нормальных условиях. 117. Навеска сплава, содержащего свинец, равна 4,000 г. Сплав растворили в кислоте. Объем раствора составил 250 мл. К 25 мл этого раствора добавили хромат калия. Образовавшийся осадок хромата свинца PbCrO4 отфильтровали, промыли, после чего растворили в кислоте. К раствору добавили избыток йодида калия. На реакцию с выделившимся йодом израсходовали 24,18 мл раствора тиосульфата натрия с нормальностью 0,04903 моль/л. Определите массовую долю свинца в сплаве. 118. 0,4554 г минерала растворили в серной кислоте без доступа воздуха. На реакцию с раствором FeSO4 израсходовали 20,80 мл раствора дихромата калия с нормальностью 0,1108 моль/л. Определите массовую долю железа (II) в минерале. 119. Реакция диспропорционирования оксида азота (IV) в щелочной среде сопровождается образованием нитрита и нитрата. Сколько миллилитров раствора гидроксида калия с нормальностью 4 моль/л потребуется для поглощения 23 г NO2? Определите массы образовавшихся солей. 120. Сколько граммов нитрита калия KNO2 потребуется для выделения всего йода из 10 мл раствора йодида калия с массовой долей KI 25% и плотностью 1,12 г/мл, подкисленного разбавленной серной кислотой? 121. Определите объем кислорода, измеренного при нормальных условиях, выделившегося при добавлении избытка перманганата калия к 400 40 мл раствора пероксида водорода подкисленного серной кислотой. с нормальностью 0,05 моль/л, 122. Какой объем сероводорода, измеренного при нормальных условиях, следует пропустить через 300 мл раствора перманганата калия с массовой долей KmnO4 6% и плотностью 1,04 г/мл, подкисленного серной кислотой до полного обесцвечивания раствора (восстановления KmnO4)? 123. 0,2886 г железной руды растворили в разбавленной серной кислоте. На окисление образовавшегося сульфата железа (II) израсходовали 22,47 мл раствора дихромата калия, эквивалентная концентрация которого (нормальность) равна 0,1209 г-экв/л. Определите массовую долю железа в руде. 124. Сколько миллилитров раствора дихромата калия с нормальностью 0,2 г-экв/л потребуется для окисления сернистой кислоты, содержащейся в 50 мл раствора с массовой долей SO2 4% и плотностью 1,022 г/мл, подкисленного серной кислотой? 125. Сколько миллилитров раствора хлората калия с массовой долей KclO3 6,8% и плотностью 1,04 г/мл следует взять для окисления сульфата железа (II), содержащегося в 200 мл раствора FeSO4 с массовой долей растворенного вещества 21% и плотностью 1,22 г/мл, подкисленного серной кислотой? 126. Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей растворенного вещества 30% и плотностью 1,149 г/мл потребуется для растворения 10 г оксида марганца (IV)? Определите объем образовавшегося хлора, измеренного при нормальных условиях. 127. Сколько граммов марганцевой кислоты образуется при взаимодействии 50 г оксида свинца (IV) с нитратом марганца (II) в кислой среде? 128. Сколько миллилитров раствора дихромата калия с массовой долей K2Cr2O7 5,7% и плотностью 1,04 г/мл нужно взять для окисления хлороводорода, содержащегося в 600 мл раствора соляной кислоты с массовой долей HCl 12% и плотностью 1,057 г/мл? 129. Сколько граммов брома потребуется для окисления сульфата железа (II), содержащегося в 550 мл раствора FeSO4, нормальность которого равна 0,1 г-экв/л, подкисленного серной кислотой? Определите массу образовавшегося сульфата железа (III). 130. Сколько граммов хлорида железа (III) можно восстановить йодидом калия, содержащимся в 1 л раствора KI с массовой долей растворенного вещества 15% и плотностью 1,12 г/мл? 131. Сколько граммов I2 выделится при взаимодействии 16 г сульфата меди (II) с 16 г йодида калия, растворенных в воде? 41 132. Сколько граммов нитрита калия можно окислить в присутствии серной кислоты перманганатом калия, содержащимся в 30,25 мл раствора, нормальность которого равна 0,08 г-экв/л? 133. Сколько граммов хромата калия можно получить путем окисления сульфата хрома (III) пероксидом водорода, содержащимся в 150 г раствора с массовой долей Н2О2 6% в щелочной среде? 134. Сколько граммов раствора дихромата калия с массовой долей K2Cr2O7 1,5% нужно взять, чтобы в подкисленной серной кислотой растворе окислить 2,75 л сероводорода, измеренного при нормальных условиях? 135. Сколько граммов сульфида кадмия можно растворить в 50 мл раствора НNO3 с массовой долей растворенного вещества 10% и плотностью 1,054 г/мл? Вычислите объем образовавшегося оксида азота (II), измеренного при нормальных условиях. 136. К раствору йодида калия, подкисленному серной кислотой, прибавили 40 мл раствора нитрата калия, нормальность которого равна 0,3 гэкв/л. Определите массу образовавшегося йода и объем выделившегося оксида азота (II), измеренного при нормальных условиях. 137. Сколько миллилитров раствора перманганата калия с массовой долей KmnO4 6% и плотностью 1,04 г/мл расходуется на окисление 7,60 г сульфата железа (II) в нейтральной среде? 138. Сколько литров сероводорода, измеренного при нормальных условиях, можно окислить в кислой среде дихроматом калия, содержащемся в 250 мл раствора K2Cr2O7, нормальность которого равна 0,055 г-экв/л? 139. Определите массы сульфида натрия и сульфита натрия, образовавшегося при кипячении 2,56 г серы с раствором гидроксида натрия. 140. Определите объем выделившегося хлора, измеренного при нормальных условиях, при взаимодействии перманганата калия, содержащегося в 175 г раствора KmnO4 с массовой долей растворенного вещества 4%, с избытком соляной кислоты. 5. Электролиз 141. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе с нерастворимым анодом в расплавах и растворах: 1) KCl; 2) NaOH; 3) AlCl3. сколько и каких веществ выделится на электродах, если сила тока 8 А и время электролиза 4,5 часа? 142. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе в растворах ZnSO4 и ZnCl2. Электроды растворимые (анод цинковый). Сколько цинка выделится при пропускании тока силой 5 А в течение 30 минут? 143. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе в растворах ZnSO4 и ZnCl2. Электроды нерастворимые. Какое 42 количество электричества необходимо пропустить через раствор ZnSO4, чтобы получить 1 кг олова? 144. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора CuSO4 с растворимым медным анодом и нерастворимым графитовым анодом. Рассчитайте, сколько растворится меди на аноде при пропускании тока силой 10 А в течение 3 часов? 145. В течение некоторого времени через 500 мл 2н раствора H2SO4 пропустили 96 тыс. Кл электричества. Как изменилась концентрация кислоты? Почему? 146. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе раствора ZnSO4 с растворимым анодом. Рассчитайте, сколько цинка растворится на аноде при пропускании тока силой 5 А в течение 20 часов. 147. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе растворов KI и K2SO4. Электроды нерастворимые. Рассчитайте, сколько выделится на аноде продукта в каждом из двух случаев при пропускании тока силой 4 А в течение 10 часов. 148. В течение некоторого времени проводили электролиз растворов NaCl и Na3PO4. Изменилось ли от этого количество соли в том и другом случае? Ответы мотивируйте, составьте электронные уравнения реакций, идущих на катоде и аноде. 149. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе водных растворов NiCl2 и BeCl2. Электроды нерастворимые. Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н.у.) при пропускании тока силой 20 А в течение 5 часов. 150. Изменится ли количество соли в растворе, если электролизу подвергнуть, применив нерастворимый анод, следующие растворы: Cu(NO3)2, Na2CO3, KCl? Сколько и каких веществ выделится при этом на катоде и аноде, если пропускать ток силой 8 А в течение 12 часов? 151. Через 2 литра 0,5 молярного раствора Na2CO3 пропускали ток силой 2 А в течение 6 часов. Как изменится количество соли, ее концентрация? 152. Что выделится на катоде при электролизе растворов солей натрия, если анод медный? 153. Что выделится на катоде при электролизе солей магния, если анод серебряный? 154. Сколько и какого продукта выделится на катоде, если через раствор K2SO4 пропускать ток силой 4 А в течение 8 часов? Анод медный. 155. Что образуется в растворе и на аноде при электролизе сульфата никеля (II): а) при угольном аноде; б) при никелевом аноде? Какова масса продуктов, выделяющихся на аноде и катоде в каждом из двух случаев, если было пропущено 18 тыс. Кл электричества? 43 156. В какой последовательности будут восстанавливаться катионы при электролизе их смеси одинаковой концентрации следующего состава: Zn2+, Hg2+, Ni2+, Cr3+? 157. Изменится ли в процессе электролиза: а) концентрация раствора гидроксида бария; б) количество гидроксида бария? Если изменится, то как? Через 1 литр раствора с концентрацией 0,05 моль Ba(OH)2 пропускали ток силой 6 А в течение 6 часов. 158. Что и в каком количестве выделится на аноде при электролизе серной кислоты, если анод нерастворимый? Сила тока 8 А, время электролиза 4 часа. 159. Одинаковы ли продукты, выделяющиеся на электродах при электролизе водных растворов K2CO3 и Na2SO4? Электроды угольные. Приведите схемы электролиза. 160. Одинаковы ли продукты, выделяющиеся на электродах при электролизе водных растворов NaCl и СaCl2? Электроды угольные. Приведите схемы электролиза. 161. Одинаковы ли продукты, выделяющиеся на электродах при электролизе водных растворов Ba(NO3)2 и Pb(NO3)2? Электроды угольные. Приведите схемы электролиза. 162-165. Для следующих ионных реакций электролиза растворов солей напишите уравнения в молекулярной форме и уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде (анод нерастворимый). 162. CO32- + 3HOH → 2OH- + 2H2 + O2 + CO2 163. 2Fe2+ + 4Cl- + 2HOH → Fe + H2 + 2Cl2 + Fe(OH)2 164. 4HOH → 2H2 + O2 + 2OH- + 2H+ 165. S2- + 2HOH → H2 + 2OH- + S↓ Вычислите в каждом случае массу веществ, выделяющихся на катоде и аноде, если через раствор прошло 386,2 тыс. Кл электричества. 166-168. Для следующих молекулярных уравнений реакций электролиза растворов солей напишите схемы анодного и катодного процессов. Рассчитайте массы выделяющихся продуктов, если через растворы пропущен ток силой 3 А в течение десяти часов. 166. Na2SO4 + 4H2O → 2H2 + O2 + 2NaOH + H2SO4 167. AgNO3 + H2O → 2Ag + O2 + 2HNO3 168. CaBr2 + 2H2O → H2 + Br2 = Ca(OH)2 44 6. Коррозия 169. Составьте уравнения реакций, протекающих при химической коррозии серебра в парах Н2О, содержащей Н2S. 170. Составьте уравнения реакций, протекающих при химической коррозии меди в парах воды, содержащей СО2. 171. Составьте уравнения реакций, протекающих при химической коррозии железа в парах воды, содержащей СО2. 172. Каковы продукты коррозии алюминия в парах воды, содержащей Cl2? 173. Каковы продукты коррозии цинка в парах воды, содержащей H2S? 174-182. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при коррозии с кислородной и водородной деполяризацией двух металлов. Приведите уравнения реакций образования вторичных продуктов коррозии. 174. Al и Zn. 175. Cd и Fe. 176. Zn и Mg. 177. Al и Fe. 178. Mg и Ni. 179. Be и Sn. 180. Ni и Cd. 181. Fe и Zn. 182. Sn и Cu. 183-188. Определите катод и анод пары двух металлов. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих при кислородной и водородной деполяризации. 183. Fe и Cu. 184. Al и Fe. 185. Mn и Bi. 186. Cr и Al. 187. Ni и Zn. 188. Cu и Ag. 189. В раствор хлороводородной кислоты поместили цинковую пластинку и цинковую пластинку, покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составьте электронные уравнения соответствующих процессов. 45 190. Какое покрытие металла называется анодным и катодным? Назовите несколько металлов, которые могут быть использованы для анодного и катодного покрытий железа. 191. В чем сущность протекторной защиты от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов. 192. Железное изделие покрыто никелем. Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов: а) во влажном воздухе; б) в среде хлороводородной кислоты. 193-195. Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары металлов. 193. Mg и Ni. 194. Ni и Pb. 195. Fe и Cd. 196. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии технического железа: а) во влажном воздухе; б) в кислой среде (H2SO4). 46 7. Варианты домашних заданий Таблица 2 № Номера задач варианта 01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 47 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 ПРИЛОЖЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПЕРЕХОДЫ ВАЖНЕЙШИХ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ 1) ОКИСЛИТЕЛИ а) Простые вещества: O2 + восстановитель → OH- (в щелочной и нейтральной средах) → H2O (в кислой среде) O2 + 2 H2O + 4 ē → 4 OHO2 + 4H+ + 4 ē → 2 H2O F2 (Cl2, Br2, I2) + восстановитель → F- (Cl-, Br-, I-) F2 + 2 ē → 2 F б) Высшие кислородные кислоты и их соли: H2SO4(конц .) + восстановитель → SO2 SO42- + 4 H+ + 2 ē → SO2 + 2 H2O H2SO4(конц .) + активный восстановитель → H2S (например, с активным металлом Zn, Mg или KI ) HNO3(конц.) + восстановитель → NO2 NO3- + 2 H+ + ē → NO2 + H2O HNO3(разб.) + восстановитель → NO NO3- + 4 H+ + 3 ē → NO + 2H2O NO3- + 4 H+ + 3 ē → NO + 2H2O HNO3(сильно разб.) + активный восстановитель → NH4+ NO3- + 10H+ + 8 ē → NH4+ + 3H2O MnO4- + восстановитель → Mn2+ (в кислой среде) MnO4- + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4H2O MnO4- + восстановитель → MnO42- (в щелочной среде) MnO4- + ē → MnO42MnO4- + восстановитель → MnO2 (в нейтральной среде) MnO4- + 2H2O + 3 ē → MnO2 + 4OHCrO42-(Cr2O72-) + восстановитель → Cr3+ (в кислой среде) CrO42- + 8H+ + 3 ē → Cr3+ + 4H2O Cr2O72- + 14H+ + 6 ē → 2Cr3+ + 7H2O CrO42-(Cr2O72-) + восстановитель → [Cr(OH)6]3- (в щелочной среде) CrO42- + 4H2O + 3 ē → [Cr(OH)6]3- + 2OHCr2O72- + 7H2O + 6e-→ 2[Cr(OH)6]3- + 2OH- 48 в) Ионы металлов в высших степенях окисления. Fe3+ + восстановитель → Fe2+ Fe3+ + ē → Fe2+ PbO2 + восстановитель → Pb2+ (в кислой среде) PbO2 + 4H+ + 2 ē → Pb2+ + 2H2O MnO2 + восстановитель → Mn2+ (в кислой среде) MnO2 + 4H+ + 2 ē → Mn2+ + 2H2O 2) ВОССТАНОВИТЕЛИ а) Простые вещества: Me + окислитель → Men+ (в кислой среде) Me + окислитель → Me(OH)n (в щелочной среде) Me + окислитель → [Me(OH)2n]n- (в щелочной среде, амфотерный металл) S + окислитель → SO2, SO42H2 + окислитель → H+ H2 – 2 ē → 2H+ б) Низшие кислородные кислоты и их соли: H2SO3, SO32- + окислитель → SO42- в) Ионы металлов в низших степенях окисления: Fe2+ + окислитель → Fe3+ (в кислой среде) Fe2+ – ē → Fe3+ Fe2+ + окислитель → Fe(OH)3 (в щелочной среде) Fe2+ + 3 OH- – ē → Fe(OH)3 Sn2+ + окислитель → Sn4+ (в кислой среде) Sn2+ – 2 ē → Sn4+ Sn2+ + окислитель → [Sn(OH)6]2- (в щелочной среде) Sn2+ + 6OH- – 2 ē → [Sn(OH)6]2Cr3+ + окислитель → Cr2O72- (в кислой среде) 2Cr3+ + 7H2O – 6 ē → Cr2O72- + 14 H+ Cr3+ + окислитель → CrO42- (в щелочной среде) Cr3+ + 8OH- – 3 ē → CrO42- + 4 H2O г) Анионы неметаллов: Cl- (в концентрированном растворе HCl) + окислитель → Cl2 2Cl- – 2 ē → Cl2 Br- + окислитель → Br2 I - + окислитель → I2 S2- + окислитель → S или SO42- 49 3) Окислительно-восстановительная двойственность: H2O2 + восстановитель → H2O (в кислой среде) H2O2 + восстановитель → OH- (в щелочной и нейтральной средах) H2O2 + 2H+ + 2 ē → 2 H2O H2O2 + 2 ē → 2 OHH2O2 + окислитель → O2 H2O2 – 2 ē → O2 + 2H+ (в кислой и нейтральной средах) H2O2 + 2 OH- – 2e- → O2 + 2 H2O NO2- + восстановитель → NO NO2- + 2H+ + ē → NO + H2O (в кислой среде) NO2- + H2O + ē → NO + 2 OH- (в щелочной и нейтральной средах) NO2- + окислитель → NO3NO2- + H2O – 2 ē → NO3- + 2 H+ (в кислой и нейтральной средах) NO2- + 2 OH- – 2 ē → NO3- + H2O (в щелочной среде) РЕАКЦИИ ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ ПО СТЕПЕНЯМ ОКИСЛЕНИЯ Cl2(Br2, I2) + NaOH → NaClO + NaCl + H2O (на холоду) Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O (при нагревании) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S + H2O P + NaOH → NaH2PO2 + PH3 NO2 + NaOH → NaNO2 + NaNO3 РЕАКЦИИ ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ (при нагревании твердых солей) NH4NO3 → N2O + H2O NH4NO2 → N2 + H2O (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O NaNO3 → NaNO2 + O2 (для металлов, стоящих в ЭРНМ* до Mg) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2 (для металлов в ЭРНМ от Mg до Cu) AgNO3 → Ag + NO2 + O2 (для металлов в ЭРНМ справа от Cu) * ЭРНМ – электрохимический ряд напряжений металлов 50 Рекомендуемая литература Учебная 1. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2000. 2. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Астрель, 2004. 3. Задачи и упражнения по общей химии под ред. Коровина Н.В. - М.: Высшая школа, 2004. 4. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неорганической химии. - М.: Высшая школа, 1990. 5. Кузьменко Н.Е., Ерёмин В.В. ХИМИЯ. Ответы на вопросы. Теория и примеры решения задач. - М.: Федеративная Книготорговая Компания, 1997 Справочная 1. Краткий справочник физико-химических величин./Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. - Л.: Химия, 1983. 2. Общая химия в формулах, определениях, схемах: Справ. руководство/ И.Е.Шиманович, М.Л.Павлович, В.Ф.Тикавый, П.М.Малашко; Под ред. В.Ф.Тикавого. - Минск: изд-во "Университетское", 1987. 3. Химия: Справочные материалы: Кн. для учащихся/Ю.Д.Третьяков, Н.Н.Олейников, Я.А.Кеслер, К.А.Лукин, И.В.Казимирчик; Под ред. Ю.Д.Третьякова. - 3-е изд., перераб. - М.: Просвещение, 1993. 51 Содержание Введение … 3 1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций … 4 Степени окисления атомов в соединениях … 5 Типы окислительно-восстановительных реакций … 8 Окислительно-восстановительные свойства элементов в зависимости от строения их атомов … 9 Окислительно-восстановительные превращения важнейших окислителей и восстановителей … 10 Метод электронного баланса … 11 Метод электронно-ионного баланса … 13 2. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ И ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Равновесие металл-раствор электролита. Равновесный Электродный потенциал. Уравнение Нернста … 16 Направление протекания окислительно-восстановительного процесса … 18 Гальванические элементы … 20 3. ЭЛЕКТРОЛИЗ … 22 Электролиз расплавов электролитов … 23 Электролиз водных растворов электролитов … 24 Законы Фарадея … 26 КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ДЛЯ СТУДЕНТОВ … 27 ПРИЛОЖЕНИЕ. Окислительно-восстановительные переходы важнейших окислителей и восстановителей Рекомендуемая литература … 48 … 51 52
