Strong-stuff.ru

Образование Онлайн
0 просмотров
Рейтинг статьи
1 звезда2 звезды3 звезды4 звезды5 звезд
Загрузка...

Окислительно восстановительные реакции примеры с решением видео

Окислительно восстановительные реакции примеры с решением видео

Письмо с инструкцией по восстановлению пароля
будет отправлено на вашу почту

  • Главная
  • 8-Класс
  • Химия
  • Видеоурок «Окислительно-восстановительные реакции»

Мы уже знаем, что при образовании ионной химической связи между атомами разных по характеру элементов происходит полное или частичное перемещение валентных электронов к более электроотрицательному атому с образованием ионов.

Для обозначения их истинного или условного заряда в соединении введено понятие «степень окисления».

Напомню, что степень окисления– это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

В ионных соединениях степень окисления отражает истинный заряд ионов, что связано с переходом электронов от атомов металла к атомам неметалла, как, например, при образовании хлорида натрия. Отдав свой электрон атому хлора, атом натрия приобретает положительный заряд и превращается в катион натрия Na+. Атом хлора, приобретая электрон натрия, приобретает отрицательный заряд, превращаясь в хлорид-анион Cl-.

Образование ионной связи можно представить в виде двух процессов.

Первый – отдача электрона атомом натрия и превращение его в катион натрия – это окисление. Второй – присоединение электрона атомом хлора и превращение его в хлорид-анион – это восстановление.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Эти два процесса взаимосвязаны, так как электроны от одного атома переходят к другому атому. В обоих случаях это приводит к образованию устойчивых электронных структур.

Вещество, в состав которого входят атомы элемента, способного отдавать электроны, то есть повышать степень окисления, называется восстановителем. К восстановителям относятся атомы и простые вещества – металлы, молекулярный водород, сероводород, аммиак, оксид углерода (II) и другие. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

Вещество, в состав которого входят атомы элемента, способного притягивать электроны, то есть понижать степень окисления, называется окислителем.

Окислитель (галогены, кислород, кислоты и другие вещества) в этом процессе восстанавливается.

Восстановитель (металлы, водород, углерод и другие) окисляется.

Поместим 1-2 гранулы цинка в пробирку и добавим несколько мл соляной кислоты. На поверхности цинка образуются пузырьки газа, которые быстро поднимаются вверх. Этот газ – водород. Цинк постепенно растворится, превратившись в растворимый хлорид цинка. Zn + 2HCl→ZnCl2 + H2↑.

Расставим степени окисления над формулами веществ, участвующих в реакции. Степень окисления цинка в простом веществе цинк равна 0, в соляной кислоте водород имеет степень окисления +1, хлор -1. В хлориде цинка степень окисления цинка +2, хлора -1. Степень окисления водорода в простом веществе водород равна 0.

Zn0 + 2H+1Cl-1→ Zn+2Cl-12 + H02.

В данной реакции происходят два процесса. Первый, окисление – отдача электронов атомом цинка, восстановителем и приобретение им степени окисления +2. Второй, восстановление – присоединение электронов атомами водорода, окислителем и превращение их в нейтральную молекулу водорода.

В этих реакциях процессы окисления и восстановления взаимосвязаны. Особенность таких реакций заключается в том, что, кроме разрушения старых связей в исходных веществах и образования новых в продуктах реакции, происходит изменение степеней окисления атомов реагирующих веществ.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов, называются окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления атомов элементов в ходе превращения веществ – важнейший признак окислительно-восстановительных реакций, по которому они распознаются и выделяются среди других.

Окислительно-восстановительные реакции, как и другие реакции, подчиняются общему закону природы – закону сохранения массы и энергии.

Конкретное его проявление в окислительно-восстановительных реакциях заключено в сохранении числа электронов в реакционной системе, то есть число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Для окислительно-восстановительных реакций характерны специфические закономерности протекания:

1.единство, неразрывность окислительного и восстановительного процессов в реакциях данного вида;

2.сохранение числа электронов в системе.

Химическое уравнение является моделью реальной химической реакции. Химическая реакция и ее уравнение отражают закон сохранения массы веществ.

В химии важно владеть языком формул и уравнений, которые в краткой и обзорной форме отражают закономерности состава и строения веществ, сущность и закономерности протекания химических реакций. Теория окислительно-восстановительных процессов включает их уравнения, требующие своеобразного оформления и умения их составлять.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует опираться на изученные ранее закономерности их протекания, умение отличать окислительно-восстановительные реакции от других реакций. В основе их составления лежит молекулярное уравнение.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций надо учитывать неразрывность окисления и восстановления и сохранение при этом числа электронов, то есть опираться на следующее правило. Число электронов, оттянутых восстановителем, должно быть равно числу электронов, притянутых окислителем.

Составление уравнения окислительно-восстановительных реакций и расстановка в нём коэффициентов – достаточно сложные действия.

Расставлять коэффициенты в уравнениях сложных окислительно-восстановительных реакций путем их подбора, как это делали ранее, дело не только трудное, но часто и невозможное.

Упростить расстановку коэффициентов в уравнениях помогает метод электронного баланса. Он основан на правиле сохранения числа электронов в системе, отражающем суть метода.

Познакомимся с алгоритмом расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.

Определяем тип реакции по изменению степени окисления атомов элементов. Степени окисления изменяются – реакция окислительно-восстановительная. Записываем процессы окисления и восстановления, указываем окислитель и восстановитель. Уравниваем число электронов в процессах окисления и восстановления, ставим коэффициенты перед формулами соответствующих веществ. Уравниваем количество остальных атомов.

Окислительно-восстановительные реакции

На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

1. Понятие «окислительно-восстановительные реакции»

Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

Читать еще:  Набираем петли спицами для начинающих видео

Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.

До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции — +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:

Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:

Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.

2. Отличие окислительно-восстановительных реакций от реакций ионного обмена

В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления

3. Изменение степеней окисления окислителя и восстановителя

Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.

В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:

С -8е =С — процесс окисления

О +2е = О — процесс восстановления

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс, необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:

С -8е =С — восстановитель, окисляется

О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается

Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.

Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) (Источник).

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

Домашнее задание

1. №10.40 – 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. Участие в реакции простых веществ – верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О2.

Если вы нашли ошибку или неработающую ссылку, пожалуйста, сообщите нам – сделайте свой вклад в развитие проекта.

Окислительно-восстановительные реакции

Содержание

  1. Общее описание
  2. Классификация
  3. Что мы узнали?

Бонус

  • Тест по теме

Общее описание

В ходе ОВР происходит обмен атомов. Акцептор или окислитель принимает электроны, а донор или восстановитель – отдаёт. Получается, акцептор восстанавливается (добирает недостающие электроны), а донор окисляется (теряет электроны). Эти процессы происходят одновременно и зависят друг от друга.

Обмен электронами осуществляется на внешнем энергетическом уровне. В результате возникают ковалентные связи.

Рис. 1. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Степень окисления – условный заряд атома, указывающий на состояние окисления конкретного атома. Величина не отражает истинный заряд атома и используется для удобства записи и расчёта уравнения.

Степень окисления записывается цифрой сверху элемента. Знаки плюса и минуса указывают, чем является элемент – восстановителем (+) или окислителем (-). У простых веществ, свободных элементов всегда «нулевая» степень окисления.

Примеры окислительно-восстановительных реакций:

  • 2Mg 0 + O2 0 → 2Mg +2 O -2 (магний отдал два электрона, кислород – принял);
  • H2 0 + F2 0 → 2H +1 F -1 ;
  • 2Na 0 + Cl2 0 → 2Na +1 Cl -1 ;
  • Cu +2 S +6 O4 -2 + Fe 0 → Fe +2 S +6 O4 -2 + Cu 0 .

Рис. 2. Примеры записи уравнения ОВР.

Все металлы являются восстановителями. Они легко отдают внешние электроны и активно вступают в реакции с неметаллами. Элементы с неметаллическими свойствами могут выступать в роли восстановителя и окислителя, в зависимости от реакции. Значение можно узнать из специальной таблицы.

Рис. 3. Таблица степеней окисления элементов.

Степень окисления акцептора в процессе ОВР увеличивается, степень донора – уменьшается.

Классификация

Выделяют четыре вида ОВР:

    межмолекулярные – атомы окислителя и восстановителя находятся в молекулах разных веществ:

Процесс окисления (отдачи электронов) записывают со знаком минус, показывая, сколько электронов получил окислитель: S -2 – 2ē → S 0 , Al 0 – 3ē → Al +3 , Fe +2 – ē → Fe +3 . Процесс восстановления (присоединения электронов) записывается со знаком плюса: Mn +4 + 2ē → Mn +2 , S 0 + 2ē → S -2 , Cr +6 + 3ē → Cr +3 .

Что мы узнали?

Из урока 9 класса химии узнали, что окислительно-восстановительная реакция – взаимодействие веществ с изменением степени окисления. Эта условная величина указывает, сколько электронов принял (со знаком минус) или отдал (со знаком плюс) атом. В результате взаимодействия акцепторов (окислителей) и доноров (восстановителей) возникает ковалентная связь. Различают четыре типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования, контрпропорционирования.

Читать еще:  Вязаная шапка спицами видео

Окислительно-восстановительные реакции для «чайников»

Все химические реакции делятся на два вида:

  • реакции, в ходе которых не происходит изменения степени окисления атомов взаимодействующих веществ:
    Na +1 Cl -1 +Ag +1 N +5 O3 -2 = Ag +1 Cl -1 ↑+Na +1 N +5 O3 -2
  • реакции, в ходе которых взаимодействующие вещества меняют свои степени окисления:
    2K +1 I -1 +Cl2 0 = 2K +1 Cl -1 +I2 0

Второй тип реакций называют окислительно-восстановительными.

Нетрудно заметить, что в уравнении первой реакции степени окисления элементов в левой и правой частях уравнения одинаковы. Во втором уравнении хлор меняет свою степень окисления с 0 на -1, а йод, наоборот, с -1 на 0.

Возникает логичный вопрос, а почему, собственно, такие реакции получили название окислительно-восстановительных, а, не, скажем, окислительно-изменительных? И, вообще, что это за «зверь» такой окисление?

Для того, чтобы обстоятельно ответить на эти вопросы, предварительно следует разобрать такие понятия, как «валентность», «электроотрицательность» и «степень окисления».

Немного забегая вперед, можно сказать, что окисление и восстановление являются «парой сапог» — окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление связано с окислением. Если проводить аналогию с повседневной жизнью, то это, как давать и брать в долг деньги — кредитор и заемщик не могут существовать отдельно друг от друга, как только один человек передал свои деньги в руки другого, он становится кредитором, а человек, взявший эти деньги — заемщиком. Так же и в химии — элемент, отдавший свои электроны другому элементу, тотчас же становится восстановителем, а элемент, получивший эти электроны — окислителем.

Изложение дальнейшего материала ведется с учетом того, что читатель знаком с понятиями «атом» и «электрон». Вкратце лишь напомним, что атом элемента состоит из ядра (положительно заряженного) и электронов (отрицательно заряженных), которые вращаются по своим орбиталям вокруг ядра.

Что происходит, когда атом отдает свои электроны? Поскольку электроны являются отрицательно заряженными частицами, то, уменьшение их количества автоматически приводит к увеличению заряда атома.

Атом (молекула, ион), получивший электрон, наоборот, уменьшает свой заряд.

Опять же, если переводить все вышесказанное с языка химии на язык обывателя, то вещество-восстановитель является человеком-кредитором, а вещество-окислитель — человеком-заемщиком.

ВНИМАНИЕ! Теперь начнём «путать следы».

  • Атом, отдающий электрон, называется восстановителем , а процесс отдачи электронов — окислением ;
  • Атом, принимающий электрон, называется окислителем , а процесс приема электронов — восстановлением .

В общем, надо признать, что такая терминология не лишена логики, ведь, если переложить язык химии на повседневную жизнь, то:

  • Человек, отдающий деньги, называется кредитором, а сам процесс отдачи денег, называется заёмом.
  • Человек, берущий деньги, называется заёмщиком, а сам процесс принятия денег, называется кредитом.

Продолжаем «путать следы» дальше.

  • Атом-восстановитель, участвующий в процессе окисления, — окисляется;
  • Атом-окислитель, участвующий в процессе восстановления, — восстанавливается.

Подводим краткий итог сказанному:

На рисунке выше показано взаимодействие атома натрия с атомом хлора, в ходе которого, натрий отдает один свой электрон атому хлора. В этой реакции натрий является элементом-восстановителем, в ходе реакции он окисляется (степень окисления натрия увеличивается); атом хлора является элементом-окислителем, в ходе реакции он восстанавливается (степень окисления хлора уменьшается).

Следует понимать, что в окислительно-восстановительных реакциях кол-во отдаваемых электронов веществом-восстановителем, обязательно равно кол-ву электронов, принятых веществом-окислителем. Если кредитор дал взаймы 100 долларов, то заемщик получил кредит в 100 долларов.

Электроны могут переходить от одного атома к другому как полностью, так и частично (подробнее об этом будет сказано позже), но при разборе окислительно-восстановительных реакций химики не обращают внимания на подобные нюансы, считая, что один атом электроны отдает, а другой — их принимает.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции

В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F2, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl2, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

Составим электронные уравнения:

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Решение.

HN +3 O2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

Читать еще:  Связать топ спицами видео

N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель

Br2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель

N +3 + Br2 = N +5 + 2Br —

б) HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O

N +3 + e = N +2 | 1 окислитель

2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель

N +3 + 2I — = N +2 + I2

N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель

Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель

5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2 , HClO3 , Cl2O7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H +1 Сl -1 , Cl 0 2, H +1 Cl +3 O2 -2 , H +1 Cl +5 O3 -2 , Cl2 +7 O7 -2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl2O7

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl2, HClO2 , HClO3

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Составим электронные уравнения

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

Решение.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)

а) 2KNO3 = 2KNO2 + O2внутримолекулярная ОВР

N +5 +2e — = N +3 | 2 окислитель

2 O -2 -4 e — = O2 0 | 1 восстановитель

2N +5 + 2O -2 = 2N +3 + O2 0

б) 3Mq + N2 = Mq3N2межмолекулярная ОВР

N2 +6e — = 2N -3 | 2 | 1 окислитель

Mg 0 -2 e — = Mg +2 | 6 | 3 восстановитель

N2 + 3Mg 0 = 2N -3 + 3Mg +2

в) 2KClO3 = 2KCl + 3O2внутримолекулярная ОВР

Cl +5 +6e — = Cl — | 4 | 2 окислитель

2 O -2 -4 e — = O2 0 | 6 | 3 восстановитель

2Cl +5 + 6O -2 = 2Cl — + 3O2 0

Задача 5. Какие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:

а) Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O;

б) KClO3 = KCl + KClO4 .

Решение.

В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.

а) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O;

Cl2 0 +2e — = 2Cl — | 10| 5 окислитель

Cl2 0 -10e — = 2Cl +5 | 2 | 1 восстановитель

5Cl2 0 + Cl2 0 = 10Cl — + 2Cl +5

3Cl2 0 = 5Cl — + Cl +5

б) 4KClO3 = KCl + 3KClO4

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2 e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции

Решение.

MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O | 2 окислитель

NO2 — + H2O — 2e — = NO3 — + 2H + | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Решение.

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель

N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель

4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель

S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель

Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F — -2e — = F2, E 0 = 2,85 В

б) 2Сl — -2e — = Cl2, E 0 = 1,36 В

в) 2Br — -2e — = Br2, E 0 = 1,06 В

г) 2I — -2e — = I2, E 0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr2O7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H2O равен E 0 =1,33 В

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст

Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.

Итак, определим, можно ли K2Cr2O7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br — -2e — = Br2 и 2I — -2e — = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O

Если С(MnO4 — )=10 -5 М, С(Mn 2+ )=10 -2 М, С(H + )=0,2 М.

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2 ) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

Решение.

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

lgK = (E1 0 -E2 0 )n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O | 2 окислитель

Br — + H2O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель

Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10

E1 0 (окислителя) = 1,51 В

E2 0 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К:

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector