Окислительно-восстановительные рекции

М.А. Молявко, Ф.Б. Шевляков
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Меха
низ
2HJ+H2 O2=J2+2H2 O
2 J ?+ H 2 O 2 +2 H + = J 2 + 2 H 2 O
мы
реакций
J ? + H 2O 2 = J O ? + H 2O
JO?+H+=HJO
ОВР
H J O + J ? + H + = J2 + H2O
Уфа 2008
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
М.А.Молявко, Ф.Б.Шевляков
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Учебное пособие
Уфа 2008
2
УДК 542.943.(07)
ББК 24.1 я 7
М75
Рекомендовано Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Рецензенты
Заведующий
кафедрой
«Общая
химия»
Башкирского
государственного медицинского университета д-р хим. наук, профессор
Е.В. Пастушенко
Доктор химических наук Башкирского государственного
университета, профессор Ф.Х. Кудашева
Молявко М.А., Шевляков Ф.Б.
М75 Окислительно-восстановительные реакции: учеб. пособие. -Уфа: Изд-во
УГНТУ, 2008. – 110 с.
ISBN 978-5-7831-0821-1
В учебном пособии дано краткое описание теории окислительновосстановительных реакций (ОВР), которое включает: общую
характеристику этих реакций, составление уравнений ОВР, особые
случаи их протекания, количественные характеристики ОВР и их
направление, механизмы некоторых реакций.
Описано большое число примеров решения упражнений и задач,
включены упражнения и задачи для самостоятельного решения.
Даны рекомендации к выполнению лабораторных опытов, варианты
домашних заданий.
Пособие предназначено для студентов высших учебных заведений,
может быть использовано преподавателями колледжей и школ.
УДК 542.943.(07)
ББК 24.1 я 7
ISBN 978-5-7831-0821-1
©Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2008
© Молявко М.А., Шевляков Ф.Б., 2008
3
ВВЕДЕНИЕ
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу
наиболее распространенных химических реакций и имеют большое значение
в теории и практике.
Окисление-восстановление – один из важнейших процессов природы.
Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода,
обмен веществ и ряд биологических процессов в основе своей являются
окислительно-восстановительными реакциями.
Сжигание топлива в топках паровых котлов и двигателях внутреннего
сгорания, электролитическое осаждение металлов, процессы, происходящие
в гальванических элементах и аккумуляторах, включают реакции окислениявосстановления.
Получение простых веществ, например, железа, хрома, марганца, никеля,
кобальта, вольфрама, меди, серебра, цинка, серы, хлора, йода и т.д. и ценных
химических продуктов, например, аммиака, щелочей, сернистого газа, азотной,
серной и других кислот, основано на окислительно-восстановительных
реакциях.
Производство строительных материалов, пластических масс,
удобрений, медикаментов и т.д. также было бы невозможно без
использования окислительно-восстановительных процессов.
Известно, что сероводород токсичен, коррозионно агрессивен и имеет
неприятный запах. После сгорания сероводород окисляется до диоксида серы
(SO2), вносящего большой вклад в кислотные дожди и выбросы парникового
газа.
Удаление
сероводорода
с
использованием
окислительновосстановительных реакций является очень важной экологической
проблемой.
Суть реакции удаления сероводорода из потоков газа в
нефтегазоперерабатывающей,
металлургической
промышленности
–
заключается в окислении гидросульфидных ионов (HS ) до элементарной
серы путем восстановления Fe3+→Fe2+ с последующим повторным
окислением ионов Fe2+ до Fe3+ посредством контакта с воздухом по схеме:
H2S(горячий пар) + Н2О(жид.) → Н2S(ж.)
(1)
+
–
Н2S(ж.) → H + HS
(2)
–
3+
o
2+
+
HS + 2Fe → S + 2Fe + H
(3)
? O 2(воздух) + H2O(ж) → ½ O2 (ж)
(4)
2+
3+
–
2Fe + 1/2O2(воздух ж)+H2O → 2Fe + 2OH
(5)
Суммарная реакция:
(Fe)
0
Н2S(пар)+1/2O2(пар) → S + H2O
(6)
Уравнение 1 и 2 представляют абсорбцию H2S в водный раствор
хелатного соединения железа и его последующую ионизацию, а уравнение 3
представляет окисление гидросульфидных ионов до элементарной серы,
4
сопровождающееся
восстановлением
трехвалентного
железа
до
двухвалентного состояния. Уравнения 4 и 5 представляют абсорбцию
кислорода в водный раствор с последующим окислением двухвалентного
железа обратно в трехвалентное состояние.
Fe3+ служит двум целям:
а) Fe3+ является и электронным донором и акцептором;
б) Fe3+ выступает в роли катализатора, ускоряя суммарную реакцию.
Fe3+ – каталитический реагент.
На процессах окисления-восстановления в аналитической химии
основаны методы объемного анализа: перманганатометрия, йодометрия,
броматометрия и другие, играющие важную роль при контролировании
производственных процессов и выполнении научных исследований. Поэтому
изучению окислительно-восстановительных реакций при изучении курса
химии необходимо уделить должное внимание.
1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
1.1. Основные понятия
По современным представлениям окислительно-восстановительные
реакции (ОВР) – это реакции, которые протекают с переходом (чаще с
оттягиванием) электронов от одних атомов (в составе ионов, молекул) к
другим.
Частицы, к которым оттягиваются (переходят), электроны, называются
окислителями, во время реакции они восстанавливаются. Процесс
присоединения (оттягивания) электронов называется восстановлением.
Пример, H2+2Na=2NaH
(1)
o
1) восстановитель
2Na –2ē=2Na+ окисление
2) окислитель Н2+2ē=2Н? восстановление
Н2 – окислитель, восстанавливается до гидрид-иона Н?.
В реакции Н2+Br2=2HBr
(2)
бром является окислителем, он приобретает электрон и восстанавливается, а
водород – восстановитель.
?
1) окислитель Br2+2ē=2Br
восстановление
+
2) восстановитель
Н2 – 2ē=2Н
окисление
Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые способны отдавать
электроны в ходе ОВР, называются восстановителями; в примере (1)
восстановитель натрий, а в примере (2) восстановитель – молекула водорода.
Процесс отдачи электронов называется окислением.
Следует отметить, что в ОВР в большинстве случаев происходит не
потеря или приобретение электронов, а только смещение электронного облака
связи от одной частицы (иона, атома, молекулы) к другой с образованием
ковалентной связи. Поэтому правильнее говорить об изменении электронной
плотности у восстановителя (обеднение электронами) и окислителя
(обогащение электронами). Перераспределение электронной плотности
5
(перестройка электронных орбиталей и изменение электронного состояния
участвующих веществ) приводит к образованию новых веществ с определенным
строением и химическими свойствами. Для составления уравнений ОВР не
имеет большого значения, какая связь при этих реакциях образуется – ионная
или ковалентная. Поэтому для простоты говорят о присоединении или отдаче
электронов независимо от типа связи.
1.2. Степень окисления или окислительное число атома
в соединениях
Переход (смещение) электронов может быть более или менее
значительным и для того, чтобы не учитывать этого обстоятельства (весьма
важного для оценки характера химической связи) и облегчить составление
ОВР. С этой целью ввели понятие окислительного числа (О.Ч.) или степени
окисления (С.О.) атома в молекуле или ионе. Степень окисления – условный
электрический заряд атома элемента в данной частице (молекуле, ионе),
который он может приобрести в том случае, если все его связи считать
условно ионными. Таким образом, во всех связях подразумевается полный
переход электронов от менее электроотрицательного элемента к более
электроотрицательному.
Следовательно, степень окисления водорода в соединении NaH равна
минус единице, а в молекуле HBr плюс единице. Степень окисления, равная
минус единице, означает, что атом в данной молекуле как бы присоединил
один электрон соседа. Например, свободный атом водорода имеет
электронную формулу 1s1, а водород с С.О., равной –1, будет иметь
электронную формулу 1s2.
1s1+ē ↔ 1s2
Из такой записи непосредственно видно, что свободный водород
принимает электрон и потому является окислителем.
Степень окисления, равная плюс единице, означает, что атом элемента
в данной молекуле как бы отдал один электрон соседнему атому. При этом,
конечно, меняется его электронная формула. Так, свободный атом натрия
имеет электронную формулу 1s22s22p63s1, а натрий в С.О., равной +1, будет
иметь формулу 1s22s22p63so, т.е. натрий 1s22s22p63s1 отдал один электрон и
потому является восстановителем (пример 1).
В разных молекулах С.О. данного элемента может быть различной.
Например, степень окисления водорода в молекулах HBr и NaH равна
соответственно +1 и –1.
На основании изложенного можно дать такое определение ОВР:
ОВР – это реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления
(С.О.) атомов элементов.
Не следует отождествлять степень окисления элемента с его
валентностью. Валентность – это число, показывающее, сколько связей
образовано элементом в данной молекуле. Поэтому валентность знака заряда
не имеет. Например, в молекуле NH4Cl валентность азота равна 4, а степень
6
окисления равна минус –3. В молекуле Н2С2О4 валентность углерода равна 4,
что видно из строения
O
H
O
C
O
C
O
H, а степень окисления равна +3. В молекуле
азота N≡N валентность его равна 3, а степень окисления равна 0. В
молекулах Н2, О2, Сl2 и др. оба атома равноценны, электроны от атомов не
оттягиваются и не притягиваются и потому степень окисления равна 0.
В молекуле Н2О2 (Н:О:О:Н) степень окисления кислорода равна –1; и
общая электронная пара двух атомов кислорода принадлежит им в равной
степени. Перетягиваются электронные пары только со стороны атомов
водорода, поэтому степень окисления водорода в Н2О2 равна +1.
Можно считать, что положительная степень окисления атома в
соединении совпадает с числом оттянутых от атома общих электронных пар,
а отрицательная степень окисления соответствует числу принятых атомом
общих электронных пар в рассматриваемом соединении.
Принято указывать степень окисления сверху символа элемента со
1 7 2
знаком «+» или «–» перед цифрой (например, H Cl O 4 ). Не следует путать
порядок написания степени окисления элементов в соединении и зарядов
ионов в растворе. Для обозначения заряда ионов знаки «+» и «–» ставятся
после арабской цифры, например, Cu2+, Na+, SO42–, Cr3+. Заряды (+1) и (–1)
обозначают просто знаками «+» и «–».
Для определения степени окисления используют следующие
положения:
1) степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (F2o, Cao,
Mgo, N2o, O2o, Feo);
2) водород в соединениях имеет степень окисления +1, за исключением
гидридов – солеподобных соединений активных металлов (NaH, CaH2 и
др.), в которых степень окисления водорода равна (–1);
3) степени окисления кислорода в соединениях обычно (–2). Исключение
составляют пероксиды – соединения, содержащие группу –О–О–, где
степень окисления кислорода (–1), и некоторые другие вещества
(надпероксиды, озониды, фториды кислорода); в соединении OF2
степень окисления кислорода +2;
4) во всех соединениях атомы металлов имеют только положительные
окислительные числа (Na2+SO4, Cr+3Cl3, Ca+2Cl2, K2+CO3 и др.). При этом
металлы главных подгрупп I, II, III групп периодической таблицы Д.И.
Менделеева имеют постоянные положительные значения степени
окисления, которая равна номеру группы;
5) атомы фтора, как элемента с наибольшей электроотрицательностью,
имеют в соединениях окислительное число, равное (–1);
6) алгебраическая сумма окислительных чисел атомов в сложных ионах
равна заряду этого иона, например:
в перманганат-ионе (Mn+7O4–2)–: +7+(–2)·4= 1–;
7
сульфат-ионе (S+6O4–2)2–: +6+(–2)·4=2–;
дихромат-ионе (Cr2+6O7–2)2–: +6+(–2)·4=2–;
7) алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле с учетом
атома с неизвестной С.О.=х приравнивается нулю. Например, в молекуле
K2Cr2O7 (1∙2+2х+(–2)∙7)=0
2х=12
х=6, т.к. молекула в целом
электронейтральна.
8) для комплексных соединений обычно указывают степень окисления
центрального атома, иона – комплексообразователя. Например,
[Cu(OH)4]SO4, [Zn(H2O)4]Cl2, K2[PtCl6] – степень окисления меди равна
+2, цинка +2 и платины +4;
9) химические связи в большинстве органических соединений имеют слабо
выраженный полярный характер; присоединение к ним таких
электроотрицательных элементов, как F, O, Cl, N, приводит к изменению
электронной плотности между атомами углерода и указанными
элементами, а следовательно, и к увеличению полярности связи между
ними. Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в
ковалентных полярных соединениях.
Эти положения позволяют легко определить степень окисления атома
элемента, если известны степени окисления остальных атомов элементов,
входящих в состав иона или молекулы. Для этого нужно решить простое
уравнение с одним неизвестным.
Пример 1. Найти степень окисления серы в молекуле H2S2O7.
Составляем для этой молекулы следующее уравнение:
х∙2+1∙2+(–2)∙7=0, где
х – С.О. серы в данной молекуле;
2 – число атомов серы в данной молекуле;
1 – С.О. водорода;
2 – число атомов водорода;
(–2) – степень окисления кислорода;
7 – число атомов кислорода.
2х+2+(–14)=0
Решая указанное уравнение с одним неизвестным, находим 2х=12, а
х=6.
Пример 2. Найти степень окисления йода в молекуле H5IO6. Составляем
для этой молекулы уравнение:
(1∙5)+х+(–2)∙6=0, где
1 – степень окисления водорода;
5 – число атомов водорода;
х – степень окисления йода;
(–2) – степень окисления кислорода; 6 – число атомов кислорода.
Решая уравнение, получаем х=+7.
Пример 3. Найти степень окисления S в молекуле Na2S4O6. Составляем
для нее уравнение:
1∙2+х∙4+(–2)∙6=0, где
1 – С.О. натрия;
8
2 – число атомов натрия;
х – С.О. серы;
4 – число атомов серы в молекуле;
(–2) – С.О. кислорода. Решая уравнение, получаем х=2,5.
1
x
2
Пример 4. Определить С.О. серы в соединении H 2 S 2 O 8 . Структурная
формула соединения
. При решении уравнения с одним
неизвестным получаем +1∙2+2х+(–2)∙8=0 2х=14 х=7. Значения С.О. серы в
примерах 3 и 4 являются формальными, т.к. они не соответствуют
электронному строению атома. У атома серы шесть валентных электронов,
поэтому степень окисления серы не может быть больше 6 (пример 4) и не
может быть дробным (пример 3).
Чтобы определить действительное значение степени окисления в
подобных случаях, необходимо составить электронно-графические формулы
(ЭГФ) молекул рассматриваемых соединений и отметить направление
смещения общих электронных пар.
В соединении Na2S4O6 степени окисления атомов серы различны.
Например:
ЭГФ
–
,
где черточка с указанием стрелки – смещенная электронная пара.
У двух атомов серы, связанных с кислородными атомами, степени окисления
равны +4, а у двух других (+1). Допускаем, что электроотрицательность
атомов серы, образующих пять ковалентных связей с атомами кислорода,
выше электроотрицательности других атомов серы.
В случае сложных ионов, например,
SO32  ; CrO42  ; P2 O74 ; SiF62  ; [ Sn(OH ) 6 ] 2 ; [Cu ) NH 3 ) 4 ] 2  ,
степень окисления серы, хрома, фосфора, кремния, олова, меди
находится аналогичным путем. Исходят из того, что алгебраическая сумма
степеней окисления элементов данного иона с учетом числа их атомов равна
указанному заряду иона.
Пример 1. Определить С.О. серы в ионе SO32–.
х + (–2)∙3 = 2 –;
(–2) – С.О. кислорода;
3 – число атомов кислорода;
(2–) – заряд всего иона.
Отсюда легко находим х=4.
Пример 2. Определить С.О. кремния в ионе SiF62–.
х + (–1)∙6 = 2–
9
(х) – С.О. кремния;
(–1) – С.О. фтора;
6 – число атомов фтора;
(2–) – заряд всего иона.
Отсюда х=4.
Пример 3. Определить С.О. олова в ионе [Sn(OH)6]2–.
х + (–1)∙6 = 2–
(х) – С.О. олова;
(–1) – С.О. гидроксильной группы;
(2–) – заряд всего иона.
Отсюда находят х=4.
Пример 4. Определить С.О. меди в ионе [Cu(NH3)4]2+.
х + 0∙4 = 2+
(х) – С.О. меди;
(0) – С.О. молекулы аммиака (как всякой молекулы, оно равно нулю);
(2+) – заряд иона.
Отсюда находят х=2.
Пример 5. Определить С.О. хрома в ионе [Cr(OH)5(H2O)]2–
х + (–1)∙5 + 0∙1 = 2–
(х) – С.О. хрома;
(–1) – С.О. гидроксильной группы;
(0) – С.О. молекулы воды;
1 – число молекул воды;
(2–) – заряд всего сложного иона.
Отсюда находят х=3.
В органических соединениях: метане CH4, метиловом спирте СН3ОН,
формальдегиде СН2О, муравьиной кислоте НСООН, а также в диоксиде
углерода СО2 – степени окисления углерода составляют соответственно –4, –
2, 0, +2, +4, тогда как валентность углерода во всех этих соединениях равна
четырем. С.О. углерода в молекуле СН4 (–4) – это низшая степень окисления
углерода, которая соответствует числу электронов необходимых для
завершения оболочки атома до восьмиэлектронной. Восьмиэлектронная
внешняя оболочка у атомов является завершенной. Степень окисления атома
углерода (–4) в СН4 можно объяснить тем, что водород по сравнению с
углеродом менее электроотрицателен. ОЭО водорода 2,1; ОЭО углерода 3.
ΔОЭО=3-2,1=0,9, вследствие этого атом углерода оттягивает на себя общие
электронные пары в молекуле СН4.
В молекуле метилового спирта графическая формула, которой такова:
, кислород как более электроотрицательный атом
оттягивает электронную плотность на себя от атомов углерода и водорода, а
атом углерода в свою очередь оттягивает электронную плотность трех
атомов водорода, и поэтому атом углерода проявляет степень окисления –2.
10
В молекуле метаналя СН2О атом кислорода связан с атомом углерода
двойной химической связью
, по которой происходит оттягивание
общих электронных пар к кислороду как более электроотрицательному
элементу. В свою очередь углерод оттягивает электронную плотность от
двух атомов водорода и С.О. углерода становится равной нулю.
В молекуле муравьиной кислоты СНООН
С.О. атома
углерода равна +2. Атом кислорода связан с атомом углерода двойной
химической связью, по которой происходит оттягивание общих электронных
пар к кислороду, атом кислорода ОН‾ – группы оттягивает электронные
плотности от атомов углерода и водорода, а атом углерода в свою очередь
оттягивает электронную плотность от атома водорода, связанного
непосредственно с ним. Таким образом, С.О. углерода становится равной +2.
В молекуле СО2 С.О. равна +4. Углерод связан с двумя атомами
кислорода
двумя
двойными
связями,
вследствие
бoльшей
электроотрицательности атом кислорода оттягивает по две электронные пары
от атомов углерода
.
Учитывая положение атомов в периодической системе Д.И.
Менделеева и сопоставляя значения их электроотрицательностей
(приложение 2), можно количественно определить степень окисления атома в
соединении. Например, в серусодержащих соединениях степень окисления
серы имеет значения
2 2 2

4 2
4 2
1 6 2
Sr S , S Br2 , S O2 , C S 2 , H 2 S O 4 , объясняется аналогично примерам,
рассмотренным для органических соединений.
Степени окисления закономерно изменяются при переходе от одного
элемента к другому в периодической системе Д.И. Менделеева.
Атом в соединениях может иметь высшую, низшую и промежуточную
степени окисления.
Высшая степень окисления – это наибольшее для данного элемента
значение положительного окислительного числа. Высшая степень окисления,
за редким исключением, отвечает номеру группы, к которой относится
данный элемент. Так, у элемента V группы, азота, высшая степень окисления
равна пяти; у элементов VII группы, хлора и марганца, высшая степень
окисления равна семи, а у элементов VIII группы, ксенона и осмия, – восьми
и т.д.
Исключения составляют фтор, кислород, гелий, неон, аргон, а также
железо и элементы подгрупп кобальта и никеля, высшая степень окисления
которых ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов
подгруппы меди, наоборот: высшая степень окисления равна трём, хотя они
и относятся к I группе.
11
В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз обычно
устойчивы низкие степени окисления, в побочных подгруппах – наоборот,
более высокие.
Низшая степень окисления – это отрицательное значение
окислительного числа С.О. для атома элемента и определяется числом
электронов, которые атом элемента может присоединить на внешний
энергетический уровень для его полного завершения (т.е. до восьми
электронов). Для элементов главных подгрупп IV, V, VI, VII групп
периодической системы окислительные числа имеют отрицательные
значения – соответственно –4, –3, –2, –1.
Степень (состояние) окисления элемента – понятие условное, однако
оно весьма полезно. Значения степеней окисления элементов широко
используются при составлении формул соединений, написании и подборе
коэффициентов в уравнениях реакций, для классификации соединений,
характеристики их химической природы и свойств, предсказания
направления течения химических реакций и их продуктов.
1.3.
Восстановители, окислители. Процессы окисления
и
восстановления
1.3.1. Восстановители
Восстановителями могут быть нейтральные атомы, отрицательно
заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в
низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в
состоянии промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде.
Рассмотрим некоторые из них.
– Нейтральные атомы. Типичными восстановителями из нейтральных
атомов являются металлы. К металлам относятся S-элементы (кроме
водорода и гелия), d–, f–элементы и 10 p–элементов. Электронная
конфигурация последнего электронного слоя типичных металловвосстановителей заканчивается так: ns1, ns2, ns2np1, ns2(n-1)d1.
Из нейтральных атомов восстановительные свойства могут проявлять и
некоторые неметаллы, например, водород, углерод. В реакциях металлы
легко отдают электрон, т.к. их энергия ионизации малая величина, и сами
окисляются, повышая величину степени окисления
Mg  H 2 SO4  MgSO4  H 2 – это ОВР
разб .
восстановитель Mgo – 2ē = Mg+2 процесс окисления
окислитель
2Н+ + 2ē = Н2↑ процесс восстановления
ē
o
o
2
2 2
2 Zn  O  2 Zn O
восстановитель 2Zn–4ē = 2Zn+2
окислитель
O2o+4ē = 2O–2
окисление
восстановление
12
– Отрицательно заряженные ионы неметаллов. Эти ионы образуются
присоединением к нейтральному атому неметалла, имеющего большое
сродство к электрону, одного или нескольких электронов и превращением их
в отрицательно заряженный ион. Например, электронная конфигурация
атома серы такова: 1s22s22p63s23p4. До завершения внешнего слоя 8-ю
электронами сере не хватает двух электронов So….3s23p4 + 2ē = …3s23p6 =>
S2–
У атома брома последний электронный слой имеет 7 электронов и до
завершения брому не хватает одного электрона 4s24p5 + ē = 4s24p6==>Br?.
Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, т.к.
они легко могут отдавать не только слабо удерживаемые избыточные
электроны, но и другие электроны внешнего уровня.
Восстановительная способность отрицательно заряженных ионов с
одинаковым зарядом возрастает с увеличением радиуса атома. Например,
восстановительная способность галогенид-ионов в ряду растет слева направо
Cl? → Br? → I? , а фторид ион – (F? ) восстановительных свойств вообще не
проявляет. В соединениях H2S, H2Se, H2Te, PH3, NH3, HI, HCl, HBr, AsH3 ионы
восстановители: S2–, Se2–, Te2–, P3–, N3–, I–, Cl–, Br–, As3–.
– Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени
окисления.
Такие ионы образуются из нейтральных атомов металлов в результате
потери части электронов с внешней и предвнешней оболочки, например,
электронная формула марганца такова: 1s22s22p63s23p63d54s2. Марганец отдав
2 электрона с внешней оболочки превращается в положительно заряженный
ион Mn2+
Mn…3s23p63d54s2 – 2ē = …3s23p63d54so → Mn2+
5 1
4 o
→ Cr2+
24Cr[Ar]…3d 4s – 2ē = 24Cr[Ar]3d 4s
6 2
6 o
→ Fe2+
26Fe[Ar]…3d 4s – 2ē = 26Fe[Ar]…3d 4s
Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления
в реакциях проявляют восстановительные свойства, например:
10FeSO4+8H2SO4+2KMnO4 → 5Fe2(SO4)3+K2SO4+2MnSO4+8H2O
восстановитель 2Fe2+ – 2ē = 2Fe3+ окисление
окислитель
MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O восстановление
или 2Fe – 2ē = 2Fe3+; Mn+7 + 5ē = Mn+2
– Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии
промежуточной степени окисления, СrO2 ; SO32  ; NO2 ; PO33 ; AsO33  являются
3
4 3 3
3
восстановителями Cr , S , N , P, As . Например,
5NaNO2+2KMnO4+3H2SO4 → 2MnSO4+5NaNO3+K2SO4+3H2O
восстановитель NO2– + H2O – 2ē = NO3– + 2H+
окислитель
MnO4–+8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
3
или
5
N – 2ē = N
13
7
2
Mn + 5ē = Mn
4
5
6
1
3 Mn O2  6KOH  K Cl O3  3K 2 Mn O4  K Cl  3H 2 O
В соединении MnO2
марганец находится в промежуточной степени
окисления (+4), а в процессе отдачи электронов он окисляется и его степень
окисления возрастает до 6.
восстановитель
4
6
Mn – 2ē = Mn
окислитель
Cl + 6ē = Cl 
MnO2 + 4OH– – 2ē = MnO42– +
2H2O
восстановитель
окислитель
5
ClO3– + 3H2O + 6ē = Cl– + 6OH–
3 процесс окисления
1 процесс
восстановления
3 процесс окисления
1 процесс
восстановления
1.3.2. Окислители
Окислители – это частицы (атомы, ионы, молекулы), принимающие в
результате реакции электроны. Процесс принятия электронов называют
восстановлением. При восстановлении величина О.Ч. или степени окисления
уменьшается. Окислителями могут быть нейтральные атомы и молекулы;
положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления;
сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высокой
степени окисления; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы
неметалла в состоянии положительной степени окисления; катионы водорода
(Н+).
– Нейтральные атомы, имеющие на последнем энергетическом уровне от 4
до 7 электронов (ns2np2 – ns2np5)
…3s23p2 – …3s23p5,
Si
Cl
– это неметаллы, характеризующиеся большим сродством к электрону или
большой электроотрицательностью.
2 2
3
2 2
6
3–
7N 1s 2s 2p + 3ē → 1s 2s 2p → N
2 2
6 2
5
2 2
6 2
6
?
17Cl 1s 2s 2p 3s 3p + ē → 1s 2s 2p 3s 3p → Cl
Самые сильные окислители – атомы галогенов и кислорода, самые слабые
окислители – атомы главной подгруппы четвертой группы (C, Si, Ge, Sn, Pb).
– Положительно заряженные ионы атомов металлов с высокой степенью
окисления: Sn4+, Fe6+, Ge4+, Cu2+, Cr6+, Mn7+
2
1
0
1
2 Cu SO4  4 K I  I 2  2 Cu I  2 K 2 SO4
окислитель
Cu2+ + ē =Cu+
процесс
14
восстановления
процесс окисления
?
2I – 2ē = I2
восстановитель
– Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии
высшей степени окисления:
6
7
5
4
3
2

( Mn O4 ), (Cr 2 O7 ) V O3 , [ Au Cl 4 ]  , Pb O2 и др.
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
PbO2 + 4H+ + 2ē=Pb2+ + 2H2O
окислитель
восстановитель
Mn2+ + 4H2O – 5ē = MnO4? + 8H+
5 процесс
восстановления
2 процесс окисления
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 → Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4
Cr2O72– + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ +
1 процесс
окислитель
7H2O
восстановления
?
?
+
восстановитель
NO2 + H2O – 2ē = NO3 + 2H
3 процесс окисления
– Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии
положительной степени окисления.
1
5
7
1
6
KO Br , K Cl O4 , Na Cl O3 , H 2 SO 4 , HO Cl
Сильными окислителями являются концентрированные кислоты: азотная –
6
6
6
HNO3, серная - H 2 SO 4 , селеновая - H 2 SeO 4 , теллуровая - H 2 Te O4
HClO3 + 3H2SO3 = HCl + 3H2SO4
окислитель
ClO3– + 6H+ + 6ē = Cl– + 3H2O
восстановитель
SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+
6
1 процесс
восстановления
3 процесс окисления
4
–1
2HI + H 2 Se O4 = I2? + H 2 Se O3 + H2O
окислитель SeO42– + 2H+ + 2ē = SeO32– + H2O
восстановитель
2I? – 2ē = I2
6
восстановление
окисление
3
2As? + 3 H 2 SO 4 = 3SO2 + 2 H 3 As O3
окислитель
2As? + 3H2O – ē = AlO33– + 6H+
восстановитель
SO42– + 4H+ + 2ē = SO2 + 2H2O
процесс
восстановления
процесс окисления
В табл. 1 приведены применяемые в практике восстановители и
окислители.
Таблица 1
15
Применяемые в практике восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
а) металлы как простые вещества: K?, а) неметаллы как простые вещества с
Na?, Ca?, Al? и др.;
большой электроотрицательностью:
2–
б) простые анионы неметаллов: S , F2, O2, Cl2 и др.;
Cl?, I?, Br?, Se2– и др.;
б) простые катионы в высокой
в) сложные анионы и молекулы, степени окисления: Sn4+, Fe3+, Cu2+ и
содержащие электроположительные др., а также H+;
элементы в промежуточной степени в) сложные ионы и молекулы,
окисления: S+4O32–, N+3O2–, As+3O3–3, содержащие атомы металла в высшей
7
Cr+3O2–, [Fe+2(CN)6]4–, C+2O, N+2O, степени
окисления:
K
Mn
O4 ,
S+4O2 и др.;
6
6
7
K 2 Cr 2 O 7 ,
K 2 Cr O 4 ,
H Cl O4
г) простые катионы в низшей степе2+
2+
3+
+
4
ни окисления: Fe , Sn , Cr , Cu , Pb (CH COO) , и др.;
3
4
Mn2+, As3+ и др.;
г) сложные ионы и молекулы,
д) некоторые неметаллы:
содержащие атомы неметаллов в
C, H2, S, N2 и др.;
положительной степени окисления:
е) катод при электролизе.
1
5
6
6
6
H 2SO 4 , S O 3 , HO Cl , H Cl O 3 , H 2 Se O 4 ,
6
H 2 Te O 4 и др.;
д) анод при электролизе.
Растворы кислот – более сильные окислители, чем растворы их солей,
при этом окислительная активность первых тем значительнее, чем выше их
концетрация. Так, KN+5O3 в водном растворе почти не проявляет
окислительных свойств (необходим очень сильный восстановитель),
разбавленная HN+5O3 является слабым окислителем, а концентрированная –
один из наиболее энергичных окислителей.
1.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций (типы
ОВР)
Все ОВР подразделяются: на реакции межатомного или
межмолекулярного
окисления–восстановления;
реакции
внутримолекулярного окисления–восстановления; реакции самоокисления,
самовосстановления (диспропорционирования).
1.4.1. Реакции межатомного или межмолекулярного
окисления-восстановления
В реакциях этого типа обмен электронами происходит между
различными атомами, молекулами или ионами.
Mg + O2 = 2MgO
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+K2SO4 + 5Fe2(SO4)3+8H2O
Такие реакции могут протекать в трех разных условиях-средах.
16
а) в кислой среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы кислот,
например:
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2O;
б) в щелочной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы
основания, например:
3Zn + KNO2 + 5KOH = NH3 + 3K2ZnO2 + H2O;
в) в нейтральной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы
воды, например:
5(NH4)2S2O8 + 8H2O + 2MnSO4→ 2HMnO4 + 7H2SO4 + 5(NH4)2SO4.
1.4.2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления
Это такие реакции, когда в одной и той же молекуле сложного
вещества атомы одного элемента проявляют свойства окислителя, а атомы
другого элемента – свойства восстановителя. Простейшими примерами таких
реакций могут служить реакции термического распада сложного вещества.
Например:
4
6
7 2

2K Mn O 4 = K 2 Mn O4 + Mn O2 + O2
5  2
1
2K ClO 3 = 2K Cl + 3 O2
5
окислитель
Cl + 6ē = Cl 
2O 2 – 4ē = O2
восстановитель
2 процесс
восстановления
3 процесс окисления
1.4.3. Реакции диспропорционирования
(самоокисления – самовосстановления)
В таких реакциях атомы одного элемента в соединении исходного
вещества одновременно проявляют как окислительные, так и
восстановительные свойства. Эти реакции протекают в том случае, когда
атомы в соединении имеют промежуточную степень окисления и поэтому
могут отдавать и принимать электроны и соответственно – окисляться и
восстанавливаться, переходя в состояние с низшей или высшей степенью
окисления.
Скорость реакции диспропорционирования связана с близостью
внешних энергетических уровней в обоих состояниях атома.
3
5
2
3H NO 2 = H NO 3 + 2 NO + H 2 O , где соединения азота в степени
окисления (+3) проявляют как окислительные, так и восстановительные
свойства:
восстановитель
окслитель
3
5
N -2ē = N
3
2
N +ē= N
процесс окисления
процесс
восстановления
17
4
2
2S? + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 2H2O
S? - выполняет роль и окислителя и восстановителя:
4
восстановитель
процесс окисления
S? – 4ē = S
2
процесс
окислитель
S
S? + 2ē =
восстановления
2. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ
ОКИСЛЕНИЯ – ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Для
составления
уравнений
ОВР
надо
знать
свойства
взаимодействующих
веществ,
учитывать
значения
окислительновосстановительных потенциалов (ОВП) в разных средах (глава 5.4.2), на их
основании определять направление протекания ОВР и уметь написать на
этом основании продукты реакции правой части уравнения.
Правильно составленное уравнение реакции является выражением
сохранения массы веществ. Поэтому необходимо следить за тем, чтобы
количество атомов одного и того же элемента в исходных веществах и
продуктах реакции было одинаковым. Применяют два основных метода
составления реакций окисления-восстановления:
– метод электронного баланса;
– метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).
2.1. Метод электронного баланса
В этом методе подсчет числа принятых и отданных электронов
производится на основании значений степеней окисления элементов до, и
после реакции.
Порядок нахождения коэффициентов в ОВР методом электронного
баланса можно видеть из следующего примера. Пусть взаимодействует
бромистый водород HBr с концентрированной серной кислотой. В результате
взаимодействия образуется свободный бром Br2 и сернистый газ SO2. Подбор
коэффициентов осуществляется в несколько этапов:
а) записывают схему ОВР в молекулярной форме:


6
o
2
4 2
H Br  H 2 S O4  Br  S O 2 ;
б) определяют степень окисления элементов до и после реакции.
Величину степени окисления записывают над символами, знак заряда
указывают перед цифрой;
в) определяют, какие из элементов изменили степени окисления (в этой
реакции бром и сера);
г) находят восстановитель и окислитель, рассуждая таким образом: ион
брома, имевший окислительное число -1, перешел в нейтральный атом
(приобрел окислительное число, равное нулю). Следовательно, ион брома
18
потерял один электрон и является восстановителем, при этом он окислился.
Окислительное число серы понизилось с +6 до +4, значит, сера S+6 в ионе
SO42– присоединила 2 электрона и является окислителем, при этом она
восстановилась;
д) записывают имевшее место в ходе реакции перемещение электронов в
виде электронных уравнений, уравнивая число атомов слева и справа
уравнений:
2Br? – 2ē = Br?2
процесс окисления
процесс
6
4
S +2ē= S
восстановления ;
е) поскольку количество электронов отданных восстановителем и
приобретенных окислителем, должно быть одинаковым, то подбираются
множители
для окислителя и восстановителя с тем расчетом, чтобы
соблюдать это равенство. Для этого справа проводят вертикальную черту,
пишут за ней соответствующие множители:
2Br- – 2e = Br?2
1
6
4
1
S+2ē= S
Из баланса вытекает вывод, что на каждый атом серы должно
приходиться два иона Br–. Следовательно, с одной молекулой H2SO4
реагируют две молекулы HBr. Эти цифры проставляются перед
соответствующими молекулами как коэффициенты:
2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2H2O;
ж) далее, сравнивая левую и правую части схемы реакции, замечаем,
что в левой части рассматриваемого примера имеется 4 атома водорода и 2
атома кислорода, которых недостает в правой части схемы. Очевидно, что в
результате реакций образуется еще 2 молекулы воды;
и) составляется уравнение реакции в окончательном виде. Стрелку
можно заменить на знак равенства:
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;
к) проверяется правильность составленного уравнения путем подсчета
атомов кислорода и водорода в обеих частях уравнения.
Рассмотренный выше пример относится к числу простейших. При
определении же коэффициентов ОВР, которые характеризуются наличием
молекул кислот, оснований или воды в левой части уравнения (см. 1.4.1),
задача усложняется необходимостью нахождения коэффициента перед
молекулами упомянутых веществ.
Рассмотрим пример подбора коэффициентов для следующей ОВР,
протекающей с участием молекулы кислоты:
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + H2O + MnSO4
2
5 процесс окисления
S – 2ē = S°
19
7
2 процесс
восстановления
2
Mn + 5ē = Mn
5H2S + 2KMnO4 + H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
Задача решается аналогично предыдущей до пункта «ж». Далее
уравниваются числа атомов тех элементов, которые имеют постоянное
окислительное число. Это касается щелочных и щелочноземельных
металлов. В данной реакции число ионов калия в левой части реакции равно
числу ионов калия в правой части реакции, поэтому дополнительные
коэффициенты не вводятся.
Затем определяют коэффициент перед формулой кислоты.* Для этого
подсчитывают число кислотных остатков правой части уравнения (в данном
примере три) и вычитают из него число таких же кислотных остатков, содержащихся в восстановителе или окислителе (в данном случае кислота не
играет роли ни окислителя, ни восстановителя, поэтому оно равно нулю), и
по разности 3 – 0 = 3 находят коэффициент для молекулы кислоты перед
кислотой ставится коэффициент три.
В последующем определяют число молекул образовавшейся воды. Для
этого подсчитывается число атомов водорода в левой части уравнения, в
данной реакции их 16, отсюда следует, что образуется 8 молекул воды (на
образование воды пошел кислород, освободившийся при восстановлении
KMnO4). Наконец, ставится коэффициент 8 перед водой и стрелка заменяется
знаком равенства.
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Проверяется правильность составленного уравнения путем подсчета
атомов кислорода в обеих частях уравнения.
Рассмотрим другой пример, когда в левой части уравнения имеется
молекула основания.**
NaСrO2 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + H2O
В щелочной среде подбор коэффициентов осуществляется так же, как
это делалось выше, до пункта «ж».
3
6
2
1
Na Cr O2 + Br°2 + NaOH → Na2 Cr О 4 + Na Br + H2O
3
6
2
Cr – 3ē = Cr
?
Br2 +2ē = 2Br
3
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH – 2Na2CrO4 + 6NaBr + H2O
Затем коэффициент перед молекулой основания находят как разницу
между числом ионов металлов (в данном случае ионов Na+), входящих в
состав молекулы щелочи, и числом тех же ионов (если таковые имеются),
входящих в состав молекул восстановителя и окислителя. В данном примере
этот коэффициент равен 10 – 2 = 8. Перед молекулой щелочи ставится
*
В кислой среде все ионы металлов с зарядностью от 1 до 3 соединяются с кислотными остатками с
образованием солей.
**
В щелочной среде все образующиеся кислотные остатки (отрицательные ионы) соединяются с
положительными ионами металлов с образованием солей.
20
найденный коэффициент. По числу атомов водорода в левой части уравнения
находят коэффициент перед молекулой воды. В данном примере он равен 4.
Все найденные коэффициенты расставляются, и стрелка заменяется знаком
равенства.
Проверяется правильность составленного уравнения путем подсчета
атомов кислорода в обеих частях уравнения.
Метод электронного баланса применим для любых ОВР, протекающих
в растворах, расплавах, твердых системах гомогенного и гетерогенного
характера, например, при сплавлении, обжиге, горении и т.д. Вследствие
того, что понятия – «окислительное число» или «степень окисления» имеют
формальный характер, то используемые при этом схемы также являются
формальными и поэтому применительно к растворам не отражают реально
протекающих в них процессов.
Метод неудобен для подсчета окислительного числа элементов в
перекисных, органических, полисульфидных соединениях, в полииодидах,
некоторых комплексных соединениях и т.д., написание структурных формул
которых вызывает значительные затруднения.
2.2. Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)
Метод применяют при составлении уравнений ОВР, протекающих в
растворах.
В отличие от метода электронного баланса он дает более правильное
представление о процессах окисления и восстановления в растворах, так как
рассматривает не гипотетические степени окисления элементов, а ионы
молекул в том виде, в котором они существуют в растворе. Слабые
электролиты или малорастворимые вещества записывают в виде молекул, а
сильные – в виде ионов; при этом учитывают, что в водной среде в реакции
могут участвовать ионы Н+, ОН– и молекулы Н2О.
Порядок и правила нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР,
протекающих в различных средах, неодинаковы, поэтому рассмотрим их на
отдельных примерах.
2.2.1. ОВР, протекающие в кислой среде
Каждая освобождающаяся частица кислорода связывается с
двумя ионами водорода с образованием одной молекулы воды: [О–2] + 2 Н+ =
Н2О. Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды,
при этом освобождается два иона водорода: Н2О - [О–2] = 2 H+
Последовательность действий при составлении уравнений реакции
следующая:
1. Записывают схему реакции в молекулярной форме, например:
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O
2. Записывают схему реакции в ионной форме:
+
K + MnO4‾ + 2H+ + C2O42- + 2H+ + SO42- → Mn2+ + SO42- + CO2 +2K+ + SO42- +
H2O
Сокращаем те ионы, которые не претерпели изменения в результате реакции.
21
3. Составляют краткое ионное уравнение ОВР и подчеркивают ионы,
которые изменились по зарядности или составу:
MnO4‾ + 2H+ + C2О4 2- → Mn2+ + CО2+ H2O
4. Записывают схему процессов окисления и восстановления в виде так
называемых полуреакций а) MnO4– → Mn2+ восстановление;
б) C2O42– → CO2 окисление.
5. Составляют качественный и количественный баланс для атомов
элементов, а также баланс по зарядам ионов, молекул для полуреакций «а» и
«б».
Качественный баланс предусматривает, чтобы в правой и левой частях
уравнений «а» и «б» присутствовали одни и те же элементы. Количественный
баланс требует равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой
частях.
Качественный и количественный баланс обеспечивается разными
способами в различных средах.
В процессе восстановления в левой части полуреакции «а» - четыре
атома кислорода, для их связывания нужно написать в левую часть 8 H+ и
получить 4 молекулы воды в правой части уравнения «а» (т. е. на каждый
избыточный атом кислорода вводится в левую часть удвоенное число
катионов водорода, а в правую вводится соответствующее число молекул
воды (в два раза меньше, чем число ионов водорода):
а) MnO4‾ + 8 H+ → Mn2+ + 4H2O;
б) C2O42‾ → 2CO2;
для полуреакции «б» качественный и количественный баланс обеспечивают
коэффициентом в правой части уравнения. Если окислительновосстановительные реакции протекают в присутствии молекулы кислоты и
при составлении материального баланса наблюдается недостаток атомов
кислорода в одной из частей баланса, то в эту часть записывают столько
молекул воды, сколько не хватает атомов кислорода, а в противоположную
часть записывают удвоенное число катионов водорода на каждый
избыточный атом кислорода.
6. Далее осуществляют баланс по зарядам ионов и молекулам
складывая все заряды левой части и правой части уравнения. В нашем
примере заряд левой части равен +7, а правой части двум. Далее, чтобы
уравнять заряды прибавляют в левую часть 5ē электронов, и стрелку
заменяем на знак равенства.
В полуреакции «б» заряд левой части обусловливается зарядом иона и
равен –2, а правой части – 0, т.к. нейтральные молекулы электронейтральны,
и чтобы заряд левой части был равен нулю, отнимают 2 электрона
MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
5
2
суммарный
суммарный заряд
число переданных
заряд
до после превращения электронов
10
превращения
[-1+8(+1)]=+7
[+2+4•0]=+2
n1 =+7-2=+5
22
C2O42- - 2ē = 2CO2
заряд
до заряд после
превращения
превращения
равен -2
2•0=0
2
5
число переданных
электронов
n2 =–2 – 0 =–2
Так как число принятых окислителем электронов и отданных
восстановителем должно быть одинаковым, то для чисел 2 и 5 находим
наименьшее общее кратное, оно равно 10, затем находим коэффициенты для
полуреакций «а» и «б». Для молекул и ионов уравнения «а» множитель равен
2, в уравнении «б» множитель равен 5.
7. Каждую частицу полуреакции окисления-восстановления умножаем
на найденные коэффициенты электронного баланса и складываем левые и
правые части баланса; если нужно, то приводим подобные члены и
составляем краткое ионное уравнение ОВР.
2MnO4? + 16H+ + 5C2O42– = 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 (краткое ионное
уравнение)
Множители перед ионами и молекулами в суммарном уравнении есть
коэффициенты перед соответствующими молекулами в молекулярном
уравнении и составляют молекулярное уравнение.
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O
8. Определяют коэффициенты перед атомами элементов не
участвующими в ОВР (например К+) и проверяют суммарное число атомов
водорода и кислорода в левой и правой частях молекулярного уравнения.
Пример:
K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
1) 2K+ + (Cr2O7)2 + H+ + Cl- → Cr3+ + 3Cl- + Cl2 + K+ + Cl + H2O
2) Cr2O72- + H+ + Cl- → Cr3+ + Cl2 + H2O
3) Cr2O72- + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O 6 3 1 восстановление
2Cl- -2ē = Cl2
2 1 3 окисление
2Так как в ионе Cr2O7 2 атома хрома, то и в правой части перед ионом
ставится коэффициент 2:
4) Cr2O72- + 6Cl- = 2Cr3+ + 7H2O + 3Cl2
При написании молекулярного уравнения нужно учесть что молекулы
HCl выполняют роль восстановителя и среды. Ионы K+ в молекуле K2Cr2O7
6
нужно связать с хлорид ионом с образованием соли KCl, а атом Cr , который
входит в состав иона (Cr2O7)2-, выполняющего роль окислителя и
восстанавливающийся до ионов Cr3+, связать тоже c ионом Cl? в соль CrCl3.
Таким образом 8 молекул кислоты HCl в правой части идет на
солеобразование и 6 молекул на окисление, поэтому коэффициент перед
кислотой ставится по числу катионов водорода.
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
2.2.2. ОВР, протекающие в щелочной среде
23
Каждая освобождающаяся частица кислорода реагирует с одной
молекулой воды, образуя два гидроксид-иона: [О-2] + Н2О = 2 ОH-. Каждая
недостающая частица кислорода берётся из двух гидроксид-ионов с
образованием одной молекулы воды: 2 ОН? - [О-2] = Н2О.
Целый ряд ОВР протекает в условиях, когда в левой части уравнения
имеются молекулы основания, например:
NaCrO2+Br2+NaOH→Na2CrO4+NaBr+H2O
При этих условиях порядок нахождения коэффициентов такой же, что
и описанный в разделе 2.2.1, разница лишь в том, что если исходные
соединения суммарно содержат меньшее количество атомов кислорода, чем
образующиеся в полуреакции соединения, то недостающее количество их в
«щелочной среде» пополняется за счет ионов ОН–, а в противоположной
части схемы будет образовываться вода.
Подберем коэффициенты в приведенном уравнении. Методика подбора
до пункта 2.2.1 (5) та же, что и в случае, когда реакция протекает в кислой
среде.
Отсюда схема баланса будет такова:
а) CrO2– → CrO42–
окисление
б) Br2 → 2Br
восстановление
Поскольку количественного и качественного баланса в полуреакциях
нет, то в правой части полуреакции «б» для соблюдения баланса перед
ионами Br– ставится коэффициент 2. В уравнении «а» нет качественного
баланса, не хватает двух атомов кислорода в левой части схемы, поэтому,
если наблюдается недостаток атомов кислорода в левой части и ОВР
протекает в присутствии основания, то в эту часть схемы вводится
удвоенное число групп ОН– на каждый недостающий атом кислорода, а в
правую часть записывают соответствующее число молекул Н2О. Поскольку
в левой части полуреакции «а» рассматриваемого примера 2 атома
кислорода, а в правой – 4 атома кислорода, то влево вводится 4 группы ОН–,
а в правую часть 2 молекулы воды:
CrO2? + 4OH?→CrO42- + 2H2O
Далее в верхней и нижней строчке полуреакций уравниваются заряды:
CrO2? + 4OH? – 3ē = CrO42– + 2H2O
3
2
суммарный заряд
суммарный заряд
число переданных
до превращения
после превращения электронов n1 =-3
6
[-1+4•(-1)=-5]
[-2+2•0= -2]
Br2 + 2ē = 2Br?
2
3
суммарный заряд
суммарный заряд число переданных
до превращения
после превращения электронов n2 = +2
равен 0
[2•(-1)= -2]
Наименьшее общее кратное для числа 2 и 3 равно 6.
Затем последовательно находятся множители для верхней и нижней
строчки баланса. В нашем примере для верхней строчки вводится множитель
24
2, а для нижней строчки – множитель 3.
С учетом этих множителей, все частицы первой полуреакции
умножаются на 2, а частицы второй полуреакции – на 3, после чего
складываются отдельно левые и правые части полуреакций:
CrO2? +4OH?– 3ē = CrO42- 2
+2H2O
Br2+2ē=2Br?
3
2CrO2?+8OH?+3Br2 = 2CrO42-+4H2O+6Br?
(суммарное краткое
ионное уравнение)
Коэффициенты перед ионами и молекулами в суммарном ионном
уравнении соответствуют коэффициентам перед этими ионами и молекулами
в молекулярном уравнении:
2NаСrО4 + 8NаОН+ЗВr2 = 2Nа2Сr04 + 6NаВr+4Н20
В рассмотренном примере недостаток атомов кислорода наблюдался в
левой части схемы, но могут быть такие ОВР, когда в схеме недостаток
атомов кислорода будет в правой части. В этом случае недостающее число
атомов кислорода будет компенсироваться удвоенным числом группы ОН? в
правой части схемы, а в левую часть вводится соответствующее число
молекул воды.
2.2.3. ОВР, протекающие в присутствии молекул воды в левой части
схемы
Порядок нахождения коэффициентов будет зависеть от того, какой
продукт образуется в правой части уравнения. Если в полученных продуктах
есть кислота или соль образованная слабым основанием и сильной кислотой,
которая в результате гидролиза соли дает кислую реакцию среды (рН < 7), то
коэффициенты подбираются так, как описано в п. 2.2.1. Если же в результате
реакции образуется основание или соль образованная слабой кислотой и
сильным основанием, которая при гидролизе дает pH > 7, то коэффициенты
подбираются так, как описано в пункте 2.2.2.
Пример:
MNSO4+(NH4)2S2O8+H2O → HMNO4+(NH4)2SO4+H2SO4
В этом уравнении в продуктах реакции образуется кислота:
Mn2+ + 4H2O - 5e- = MnO4- + 8H+ 2
S2O82- + 2e- = 2SO42-
5
2Mn2+ + 8H2O + 5S2O82- = 2MnO4- + 16H+ +10SO42
Ставим коэффициенты в молекулярную схему:
2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2MnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4
3. НЕКОТОРЫЕ ОСОБЫЕ СЛУЧАИ УРАВНЕНИЙ
25
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
3.1. Одновременное окисление атомов, находящихся
в положительной и отрицательной степенях окисления
Рассмотрим окисление сульфида сурьмы Sb2S3 в концентрированной
азотной кислотой НNO3:
а) запишем исходные вещества:
Sb2S3 +НNО3→
;
б) определим величины С.О. Sb и S в Sb2S3 и азота в НNО3; С.О. Sb=
+3, С.О. S=-2, С.О. N = +5;
в) определим окислитель и восстановитель, рассуждая таким образом:
азот в НNО3 находится в высшей степени окисления и поэтому в реакции он
может только понизить С.О., принимая электроны, выполнить функцию
окислителя;
г) Sb+3 может повысить величину С.О. до +5 и выполнить функцию
восстановителя Sb+3 - 2 е? = Sb+5;
д) S-2 также в присутствии концентрированной НNО3 может только
повысить С.О. до +6; S–2-8 е? = S+6, выполнив функцию восстановителя;
е) учитывая вышесказанное, запишем продукты ОВР:
Sb2S3+НNО3 → Н3Sb04+Н2SО4+NO2+H2O;
конц.
ж) составляем электронный баланс:
1
28
в-ль*2Sb+3-4
ē ∑отданных
+5
=2Sb
ē =28
-2
+6
в-ль 3S -24 ē = 3S
ок-ль N+5+ ē = N+4 ∑принятых ē =
1
Каждый атом сурьмы Sb+3 отдает по 2 ē, а в молекуле Sb2S3 их 2 атома
и всего отданных Sb+3 электронов будет четыре.
Аналогичные рассуждения и для атома серы в степени окисления -2;
один атом S-2 отдает 8ē, а 3 атома (-2) отдадут 24 электрона. Так как в ОВР
соблюдается баланс числа принятых и отданных электронов, то азот (N+5)
принимает тоже 28 электронов. Далее расставим коэффициенты в ОВР:
Sb2S3 +28НNO3 → 2Н3SbO4+3H2SO4+28NО2+2Н20
3.2. ОВР в присутствии перекиси водорода (H2O2) и её соединений
Перекись водорода и ее соединения при различных средах в ОВР
проявляют свойства окислителя и восстановителя.
Связь между атомами кислорода в молекуле перекиси водорода Н-ОО-Н неполярна, а между атомами водорода и кислорода полярна, и поэтому
*
Здесь и далее приняты сокращения; в-ль-восстановитель, ок-ль-окислитель, в-е-восстановление,
окисление.
ок-е-
26
С.О. каждого атома кислорода в Н202 равна –1. Перекись водорода является
слабой двухосновной кислотой. (Кдис=1,5 ∙ 10-12) и в водных растворах она
диссоциирует по ступеням:
Н2О2 ↔ Н+ + НО2? (1); НО2? ↔ Н+ +[O2]2- (1)
Перекиси характеризуются наличием перекисного иона [О-O]2- или
[О2]2-, когда ион [О2]2- проявляет окислительные свойства, он принимает 2ē и
превращается в 2O2-:
[O2]2- + 2ē → 2O2-;
когда H2O2 и ее соединения проявляют восстановительные свойства, ион
[O2]2- отдает 2ē и образует молекулу O20; [O2]2- - 2ē → O20.
В H2O2 электроны могут также переходить от одной молекулы к
другой:
H2O 2 + H2O2
O2 + 2H2O
H2O2 может проявлять окислительные свойства в кислой, щелочной и
нейтральной средах, а восстановительные – в кислой и щелочной.
Например в реакциях:
а) H2O2 + 2AgNO3 + 2NH4OH → O2 + 2Ag + 2NH4NO3 + 2H2O pH>7
H2O2 проявляет свойства восстановителя.
[O2]2- - 2ē = O2 окисление
Ag+ + ē = Ag0 восстановление
В нижеприведенных реакциях H2O2 проявляет свойства окислителя.
CоS – 2ē = Cо2+ + S0 окисление
2H+ + H2O2 + 2ē = 2H2O восстановление
CоS + 2H+ + H2O2 = Cо2+ + S0 + 2H2O
в) 2CrCl3 + 3H2O2 + 10NaOH →
2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O pH>7
2 Cr3+ + 8OH? – 3ē = (CrO4)2- + 4H2O окисление
3 H2O2 + 2ē = 2OH? восстановление
3.3. Проявление восстановительной и окислительной способности
разных атомов одного и того же элемента, входящих в состав разных
веществ или одного и того же вещества
Например: а) H3PO3 + H3PO3 → H3PO4 + PH3
В реакции участвуют две молекулы H3PO3, где фосфор имеет С.О. =+3.
В приведенной схеме одной молекулы фосфор проявляет окислительные
свойства, а второй молекулы – восстановительные.
в-ль Р+3 - 2ē = P+5 окислениее
ок-ль Р+3 + 6ē = P-3 восстановление
Ионно-электронный баланс, РН < 7;
в-ль (PO3)3- - H2O-2 ē = (PO4)3- + 2H+
3 окисление
3+
+
ок-ль (PO3) + 3 H + 6 H + 6 ē = PH3
2
+ 3H2O
восстановление
27
3(PO3)3- + (PO3)3- +3H+→ 3(PO4)3- + PH3
Расставим коэффициенты в молекулярное уравнение:
3H3PO3 + H3PO3 → 3H3PO4 + PH3 ,
б) KBr + KBrO3 + H2SO4→ Br2 + K2SO4 + H2O
в-ль 2Br- - 2ē = Br2
2
1
5
ок-ль 2Br+5 + 10ē = 10 5
5 1
окисление
восстановление
Br2
10Br- + 2Br+5 = 5Br2 + Br2
5 Br- + Br+5 = 3Br2
Ионно-электронный баланс:
в-ль 2Br‾ - 2 ē = Br2
ок-ль 2BrO3‾ + 12H+ + 10 ē = Br2 + 6H2O
5
1
10Br‾ + 2BrO3‾ + 12H+ = 5Br2 + Br2 + 6H2O
5 Br‾ + BrO3‾ + 6H+ = 3Br2 + 3H2O
Расставляем коэффициенты в молекулярное уравнение:
5KBr + KBrO3 + 3H2SO4 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O
3.4. Особенности протекания ОВР при термитной сварке
При термитной сварке протекает следующая реакция:
Al + Fe3O4 → Fe0 + Al2O3
Молекулу Fe3O4 можно представить в виде двух оксидов:
FeO · Fe2O3 С.О. Fe в FeO = +2; С.О.Fe в Fe2O3 = +3. В схеме ОВР Fe+2
и Fe+3 проявляют свойства окислителя и принимают электроны:
ок-
Fe+2 + 2ē = Fe0
ль
ок-
2Fe+3 + 6ē =
3
8-Σ принятых ē
8 4
12
0
ль
2Fe
в-ль
2Al0 - 6 ē = 6- Σ отданных ē 6
от двух атомов
2Al3+
Al
3
4
8 Al + 3Fe +2 + 3Fe +3 = 8Al+3 + 9Fe0
Расставим коэффициенты в схеме реакции ОВР:
28
8 Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe0
3.5. ОВР в присутствии окислителя – озона (О3)
Атомы кислорода в молекуле озона расположены в вершине
равнобедренного треугольника с углом < 1170 и сторонами 1,26 А10 ? = 0,52
Д. Молекула О3 диамагнитна. Озон образуется в процессах,
сопровождающихся выделением атомарного кислорода:
О2 + О2 + hν = О3 + О
О + О2 = О3
Получение озона – энергоемкий процесс (ΔН = 142,5 кДж/моль), и
поэтому О3 разлагается самопроизвольно в две стадии
2О3 → 2О2 + 2О →3О2
В ОВР окисление озоном происходит за счет атомарного кислорода.
Пассивные металлы (Cu, Аu, Нg, Аg, Pt и др.) окисляются озоном,
например:
8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2
Очень активные металлы отдают молекуле озона электрон без
разрушения молекулы и озон превращается в озонид-ион с образованием
озонидов
K + O3 = KO3
Рассмотрим, как будет протекать реакция окисления бромид-иона с
участием озона.
NaBr + O3 + H2O →
Бромид ионы (Br?) - являются восcтановителями, и в ОВР они могут
только окисляться 2Br- - 2ē = Br2, а молекула озона принимает 2ē и
восстанавливается в О-2 и О2. Учитывая эти рассуждения, запишем продукты
реакции:
NaBr + O3 + H2O → Br2 + O2 + NaOH
2Br- - 2ē= Br2 1 окисление
O3 + 2 ē = O-2 + O2 1
восстановление
Расставим коэффициенты в молекулярное уравнение ОВР:
2NaBr + O3 + H2O = Br2 + O2 + 2NaOH
3.6. ОВР с участием органических соединений
Окисление органических соединений происходит путем разрыва
ковалентной связи, который осуществляется двумя путями гомолитически и
гетеролитически.
Гомолитический путь–электронные пары разрываются симметрично
(электронная пара разделяется) R:X → R· + ·X. При гомолитическом
окислении органических соединений электроны по одному удаляются от
органических соединений активными атомами (например, хлором) или
29
свободными радикалами. Часто такие реакции осуществляются с участием
свободных радикалов.
Реакции, где электронная пара переходит от одной частицы к другой
как единое целое, - гетеролитичекие; электронная пара полностью остается у
одного из атомов R:X →R:? + X+ .
Частным случаем таких реакций являются ионные реакции, идущие с
образованием свободных ионов. Реакции этого типа многочисленны.
Сущность гетеролитического окисления состоит в атаке органических
молекул электрофильными агентами, которые могут приобретать контроль
над еще одной электронной парой.
Гетеролитические окислители атакуют легкодоступные электронные
пары таких атомов, как кислород, азот или сера в органических веществах.
При окислении органических соединений применяются чаще всего
такие окислители: кислород воздуха, перманганат калия, оксид хрома (VI),
азотная кислота, оксиды азота, гипохлориты, хлораты, персульфаты, йодная
кислота, озон и др. Например, С2Н5ОН с помощью (HCrO4)- действием
кислорода в присутствии платинового катализатора легко превращается в
альдегид, а затем и в кислоту.
[o]
C2H5OH
этиловый
спирт
[o]
CH3 COH
уксусный
альдегид
CH3COOH
уксусная
кислота
Если гидроксильная группа в спирте присоединяется не к концевому
атому углерода, то окисление такого спирта приведет к образованию кетона.
О
1
2
3
CH3-CH-CH3
[O]
OH
изопропиловый
спирт
CH3-C-CH3
диметилкетон
(ацетон)
В качестве восстановителей применяют амальгаму натрия, натрий и
спирт, литий и калий в жидком аммиаке, алюмогидрид лития, хлорид олова
(II), сульфат железа (II), сероводород и другие.
Окислители обозначают общим термином – электрофильные
реагенты, а восстановители – термином нуклеофильные реагенты.
В органических соединениях вследствие малой полярности связей
очень трудно определить, какие из атомов молекулы поляризованы
положительно и какие – отрицательно. При составлении уравнений таких
реакций коэффициенты для окислителя и восстановителя находят
следующим образом: предварительно определяют число атомов кислорода,
которое необходимо для превращения исходной молекулы в продукты
реакции: далее, исходя из того, что каждый пошедший на окисление атом
30
кислорода соответствует переходу двух электронов, находят основные
коэффициенты уравнения.
а) Рассмотрим реакцию окисления этанола перманганатом калия.
C2H5OH + KMnO4 → CH3COOK + MnO2 + KOH + H2O
C2H6O + MnO4? → CH3COO? + MnO2 + H2O pH>7
В молекулу спирта вводится дополнительно один атом кислорода,
кроме того, из молекулы спирта освобождаются два атома водорода, на
связывание которых требуется затратить еще один атом кислорода. И всего
каждая молекула спирта потребляет 2 атома кислорода, что соответствует
отдаче восстановителем четырех электронов, а перманганат – ион MnO4? ,
являясь окислителем в этих условиях, принимает 3 электрона.
Подбор коэффициентов ионно-электронным методом при PH>7
осуществляется с помощью гидроксогруппы OH? и H2O. При составлении
материального (качественного) и зарядового балансов в ОВР с
органическими соединениями удобнее их писать в виде брутто-формул:
C2H6O + 8OH‾ - 4ē= C2H3OO‾ + 3OH‾ +
3 окисление
4H2O
4
MnO4‾ + 2H2O + 3ē = MnO2 + 4OH‾
восстановление
‾
‾
3C2H6O + 4MnO4 
3C2H3OO + 4MnO2 + OH‾ + 4H2O
Расставляют коэффициенты в молекулярное уравнение:
3C2H6O + 4KMnO4 → 3CH3COOК + 4MnO2 + KOH + 4H2O
б) Рассмотрим окисление изопропилового спирта в кислой среде
перманганатом калия:
OH
CH3-CH-CH3 + KMnO4 + H2SO4
O
CH3-C-CH3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Поскольку реакция протекает в кислой среде, подбор коэффициентов
осуществляется с помощью H+ и Н2O.
C3H8O - 2ē= C3H6O + 2H+
окисление
2
5
?
+
2+
MnO4 + 8H + 5ē = Mn + восстановлен 5
10 2
4H2O
ие
5C3H8O + 2MnO4‾ + 6H+ → 5C3H6O + H+ + 2Mn2+ + 8H2O краткое ионное
уравнение
Из молекулы CH3-CHOH-CH3 освобождается 2 катиона водорода и
спирт, который являясь восстановителем, отдает 2е- и окисляется до кетона
(ацетон), а ион MnO4-, являясь окислителем, восстанавливается до иона Mn2+.
Расставляем коэффициенты в молекулярное уравнение:
5C3H8O + 2KMnO4 +3H2SO4 → 5C3 H6O + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
4. ЭКВИВАЛЕНТЫ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ
31
Все вещества взаимодействуют между собой в соотношениях масс,
пропорциональных их эквивалентам. Один эквивалент одного вещества
всегда реагирует с одним эквивалентом другого вещества. Окислители и
восстановители также реагируют друг с другом в эквивалентных
количествах.
Эквивалентом называется некая реальная или условная единица,
которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим
образцом эквивалента одному иону водорода в кислотно-основных реакциях
или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Эквивалентом восстановителя (или окислителя) называется такое его
количество, которое, окисляясь (или восстанавливаясь), отдает (или
принимает) один моль электронов. Формула эквивалента вещества А имеет
вид 1/Z А, где 1/Z называется фактором эквивалентности, а Z числом
эквивалентности.
Z показывает, во сколько раз величина массы моля эквивалентна
вещества меньше его молярной массы. В соответствии с этим эквивалентная
масса окислителя (восстановителя) mэ, равна его молярной массе M,
деленной на число электронов n, которое присоединяет (отдает) одна
молекула окислителя (восстановителя) в данной реакции.
mэ=M/n [г/моль]
Так как каждую ОВР можно представить как сумму двух
полуреакций, одна из которых отражает превращение окислителя в
восстановленную форму, а другая – восстановителя в окисленную форму, то,
например, в реакции
MnO 4  Fe 2  8H   Mn 2  Fe 3  H 2O
уравнение полуреакции с окислителем имеет вид
MnO 4  8H   5e  Mn 2  4H 2O
(1)
2
3
а с восстановителем - Fe  e  Fe
(2)
Так как одно и то же вещество в разных реакциях может отдавать или
присоединять разное число электронов, то и его эквивалентная масса может
иметь различные значения.
Экспериментально доказано, что перманганат калия (KMnO4; Мr=158
г/моль) в зависимости от кислотности среды восстанавливается по-разному, и
эквиваленты KMnO4 будут иметь разные значения.
В кислой среде восстановление перманганата протекает по уравнению
(полуреакция)
MnO 4  8H   5e  Mn 2  4H 2O
В этой полуреакции Z или n равно 5, а его эквивалентная масса mэ =
158/5=31,6 г/моль.
В слабощелочной и нейтральной средах уравнение полуреакции
имеет вид
MnO 4  2H 2O  3e  MnO 2  4OH 
32
Ион Mn 0 4 принимает 3 электрона (n = 3), эквивалент KMnO4
равняется 1/3 моля, а эквивалентная масса mэ=158/3=52,7 г/моль.
Если же ОВР протекает в сильно щелочной среде (pH=14), то
полуреакция выглядит так:
MnO 4  e  MnO 42
Ион Mn 0 4 принимает 1 электрон, эквивалент KMnO4 равен 1 молю,
mэ=158,0/1=158,0 г/моль.
Пример 1 Вычислить эквивалент и эквивалентную массу сероводорода,
если он окисляется до свободной серы.
Решение. Уравнение полуреакции окисления сероводорода до S имеет
вид H 2S  2e  S  2H  . Из уравнения полуреакции видно, что один моль
сероводорода, окисляясь отдает 2 электрона, тогда эквивалент сероводорода
равен 1/2 его моля и mэ H2S равна 34,08/2 = 17,04 г/моль.
Пример 2 Написать ионно-электронные уравнения полуреакций, если
2+
Mn (М/Э = 2) титруется (в присутствии цинка) KMnO4 (М/Э = 3); pH<7.
Решение. 2 – это число электронов отданных Mn2+, а 3 – число
электронов, принятых KMnO4.
Mn 2  2H 2O  2e  MnO 2  4H  3 окисление
MnO 4  4H   3e  MnO 2  2H 2O 2 восстановление
Пример 3. Рассчитайте молярную массу эквивалента бромата калия и
3As в окислительно-восстановительной реакции между бромат-ионом BrO 3 и
арсенит-ионом AsO 33 в кислой среде.
Решение. Запишем соответствующие уравнения полуреакций и
суммарную реакцию в ионной форме:
6 3
1
BrO 3  6e  6H   Br   3H 2O
3
3
3

2 1
3
AsO3  2e  H 2 O  AsO4  2 H
BrO3  6 H   3 AsO33  3H 2 O  Br   3H 2 O  3 AsO43  6 H 
BrO 3  3AsO 33  Br   3AsO 43

В первой полуреакции n=6, эквивалент KBrO3 равен 1/6 моля,
mэ=167,0/6=27,833 г/моль.
Во второй полуреакции n=2, эквивалент As3- будет 1/2 моля, MAs=74,92
а, mэ=74,92/2=34,5 г/моль.
5. КОЛИЧЕСТВЕННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
И НАПРАВЛЕНИЕ ОВР
5.1. Электродный потенциал и его возникновение
Взаимное превращение электрической и химической форм энергии
происходит в электрохимических системах, состоящих из следующих частей:
1) проводники второго рода – вещества, обладающие ионной проводимостью
– электролиты; 2) проводники первого рода – вещества, обладающие
33
электронной проводимостью, находящиеся в контакте с электролитами. На
границе раздела двух фаз происходит перенос электрического заряда, т.е.
протекает электрохимическая реакция. Электродами называют проводники,
имеющие электронную проводимость (проводники первого рода) и
находящиеся в контакте с ионным проводником. При переходе заряженных
частиц (ионы, электроны) через границу раздела фаз, например раствор
электролита – металл, возникает электрохимическая реакция. В результате
этого металл и раствор приобретают электрический заряд, и на границе их
раздела создается двойной электрический слой (ДЭС), а разность
потенциалов между положительными и отрицательными поверхностями
вызывает скачок потенциала.
МОЖНО ВЫДЕЛИТЬ 4 ОСНОВНЫЕ ПРИЧИНЫ ВОЗНИКНОВЕНИЯ
СКАЧКА ПОТЕНЦИАЛА В ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ СИСТЕМАХ:
1. При контакте двух металлов М1 и М2 наблюдается переход
электронов из одного металла в другой до тех пор, пока не станут равными
электрохимические потенциалы электронов в этих металлах и установится
электрохимическое равновесие ē(М1) ↔ ē(М2). В результате электронных
переходов на границе двух металлов возникает скачок потенциала.
Движущей силой электронных переходов является различие в работах
выхода электронов из металлов М1 и М2.
Если опустить металлический стержень или пластинку в раствор
электролита, содержащий ионы этого металла, также установится
электрохимическое равновесие. При этом катионы металла переходят в
раствор (металл растворяется) и, наоборот, из раствора катионы осаждаются
на металлической поверхности. Условием равновесия является равенство
электрохимических потенциалов катионов Мn+ в растворе и в металле.
Рассматриваемое
равновесие
является
фактически
результатом
электрохимической реакции
М + S ↔ [MS]n+ + nē
Важно, что образующиеся электроны остаются на поверхности
металла, а в растворе будут накапливаться катионы, сольватированные
молекулами растворителя S. За счет электростатического притяжения вдоль
заряженной отрицательно поверхности металла в растворе будут
ориентироваться положительные катионы. Таким образом, на границе металл
– раствор электролита возникает двойной электрический слой,
характеризующийся некоторым скачком потенциала.
В обоих рассмотренных случаях на границе двух разных фаз возникает
скачок
потенциала,
который
называется
гальвани-потенциалом,
включающим и химическую, и электрохимическую работу. Если разность
потенциалов возникает в разных точках внутри одной фазы, то такой скачок
потенциала
называется
вольта-потенциалом
(учитывает
только
электрическую работу).
2. На границе электрод – раствор электролита двойной электрический
слой и скачок потенциала может возникнуть также за счет избирательной
адсорбции ионов одного знака на поверхности электрода. Например, на
34
незаряженной поверхности ртутного электрода, контактирующего с
раствором KCl, адсорбируются иодид-ионы, а катионы К+ выстраиваются
вдоль адсорбированных анионов, образуя двойной электрический слой.
Подобная адсорбция возможна также на неметаллической поверхности и на
коллоидных частицах.
3. Полярные молекулы представляют собой диполи, в которых за счет
смещения электронной плотности вдоль химической связи возникают
частичные положительный и отрицательный заряды. Избирательная
абсорбция подобных молекул из раствора на твердую поверхность
происходит таким образом, что молекулы располагаются перпендикулярно к
поверхности. В результате вновь образуется ДЭС и возникает скачок
потенциала.
4. В гальваническом элементе и электролизере скачок потенциала на
границе электрод – раствор электролита изменяется при прохождении через
них электрического тока за счет поляризации электродов.
Обе фазы, как видно выше, построены из самостоятельно
существующих заряженных частиц, и при переходе из фазы в фазу в
неэквивалентных количествах в поверхностном слое каждой фазы возникают
электрические заряды, равные по значению, но противоположные по знаку.
Вследствие этого образуется двойной электрический слой, разность зарядов
между обкладками которого обусловливает скачок потенциала (электродный
потенциал) (рис. 1).
Рассмотрим, как возникает скачок потенциала на границе раздела фаз
активного металла цинка, опущенного в раствор своей соли (ZnSO4).
Полярные молекулы воды раствора электролита ориентируются
отрицательными полюсами к поверхности металла. Ионы цинка
взаимодействуют с полярными молекулами воды, образуя гидратированный
ион [Zn(H2O)4]2+, и переходят в раствор.
Вследствие этого поверхность металла заряжается отрицательно,
поскольку на ней накаливаются избыточные электроны, а слой раствора,
примыкающий к ней положительно, образуя адсорбционный
и
диффузионный слои l1 и l2 (рис.1).
По истечении времени увеличивается концентрация катионов в
растворе у поверхности металла и вероятность выхода катионов из металла
уменьшается, а вероятность обратного входа их в металл (адсорбция) из
раствора увеличивается.
Наконец скорости этих процессов выравниваются и устанавливается
динамическое равновесие на границе металл-раствор электролита. Между
обкладками двойного электрического слоя также устанавливается
динамическое равновесие:
где n-число атомов цинка в металле; х-число гидратированных ионов цинка,
вышедших из металла во внешнюю обкладку двойного электрического слоя
(в раствор); ē – электрон.
35
Динамическое равновесие записывается в упрощенном виде:
Me + mH2O
Me(H 2O)m + ne
(2)
Гидратированный
ион
Увеличение концентрации ионов металла в растворе смещает
равновесие влево и повышает потенциал металла (рис. 1).
А
Б
Рис. 1. Строение двойного электрического слоя на границе раствор – активный
металл (А) и распределение потенциала в ионной обкладке раствора (Б):
аб – плотная часть; бв – диффузная часть; φ – разность потенциалов между
растворами и металлом; Ψ и Ψ1 – падение потенциала в плотной и диффузной
частях ДЭС
Способность посылать в раствор у различных металлов выражена
неодинаково и при одинаковых условиях зависит от энергии сублимации
металла, энергии ионизации его атомов, энергии гидратации ионов.
Пассивные металлы (Cu, Ag) не посылают в раствор ионов. Для медного
электрода, погруженного в раствор своей соли (CuSO4), преобладает
адсорбция ионов металла на поверхности металла.
Схематично процесс изображают следующим образом:
[nCu]+xCu2+ּH2O+ xSO42- · H2O↔[nCu]xCu2++ xSO4 2- · H2O,
где n – число атомов меди в металле; х-число адсорбирующихся ионов меди
и число сульфатных ионов, оставшихся в эквивалентном количестве во
внешней обкладке двойного слоя
В этом случае поверхность металла заряжается положительно,
прилегающий к ней раствор – отрицательно за счет избытка в нем анионов
SO42- (рис. 2).
36
А
Б
Рис. 2. Строение двойного электрического слоя на границе раствор – пассивный
металл (А) и распределение потенциала в ионной обкладке раствора (Б):
аб – плотная часть; бв – диффузная часть; φ – разность потенциалов между
растворами и металлом; Ψ и Ψ1 – падение потенциала в плотной и диффузной
частях ДЭС
5.2. Общие понятия о работе гальванического элемента
Гальванический элемент состоит обычно из двух полуэлементов,
каждый из которых представляет собой электрод, опущенный в ионную
среду. Ограничимся рассмотрением гальванических элементов, в которых
ионной средой выступают водные растворы электролитов, например в общем
виде:
- Металл I Электролит I
Электролит II Металл II +
На этих схемах одна вертикальная черта обозначает границу раздела
твердой и жидкой фаз, т.е. электрод-электролит. Две вертикальные черты
обозначают границу раздела двух жидких фаз, между которыми не возникает
диффузионный потенциал Δφдиф. Если катионы и анионы, переходящие из
одного электролита в другой, имеют разные подвижности, то на границе
раздела фаз возникает диффузионный потенциал Δφдиф. В этом случае
границу раздела двух жидких фаз разделяют на схеме пунктирной чертой.
Согласно Международной конвенции о системе знаков в схеме
гальванического элемента (Стокгольм, 1953 г.) слева записывается электрод,
на котором происходит окисление, а на правом электроде должна протекать
реакция восстановления. При этом левый электрод (анод) будет иметь более
отрицательный электродный потенциал φа по сравнению с электродным
потенциалом правого электрода (катод) φк. При работе гальванического
элемента, таким образом, возникает разность потенциалов, названная
электродвижущей силой (ЭДС) элемента:
Δφ = φк – φа
ЭДС возникает при самопроизвольном протекании электродных
реакций за счет убыли энергии Гиббса ΔG. При этом совершается полезная
работа (электрическая), которая в условиях равновесия электрохимических
реакций максимальна, положительна и равна
37
A = n F (φк – φа)
Если гальванический элемент работает при постоянстве температуры и
давления, то
ΔG = -А = - n F Δφ,
где n – число электронов, участвующих в электрохимических реакциях
окисления и восстановления;
F = 96485 Кулон
Электродные
процессы
представляют
собой
окислительновосстановительные реакции, которые можно записать в следующем виде:
aA + bB + nē ↔ cC + dD
Если в электродном процессе участвует только одно вещество в
окисленной и восстановленной формах, то запись реакции упрощается:
Ох + nē ↔ Red
Различают обратимые и необратимые электроды. При перемене
направления электрического тока на обратимых электродах возникают
реакции, противоположные по направлению, на необратимых – протекают
реакции не обратные друг другу. Примером обратимого электрода служит
медь в растворе, содержащем Cu2+. При прохождении тока в
противоположных направлениях идут реакции Cu → Cu2+ + 2ē. К
необратимым электродам относится, например, медь в растворе кислоты.
Перемена направления тока приводит к реакциям 2H+ + 2ē → H2 и Cu → Cu2+
+ 2ē. Общая реакция в электрохимической цепи будет
Ox1 + Red2 ↔ Ox2 + Red1
Примером обратимой цепи служит элемент Даниэля-Якоби. состоящий
из цинкового и медного полуэлементов (рис. 3).
В цинковом полуэлементе металлическая цинковая пластина
погружена в водный раствор соли цинка с концентрацией [Zn2+]=1 моль/л. В
медном полуэлементе – металлическая медная пластина погружена в водный
раствор соли меди (II) с концентрацией [Cu2+]=1 моль/л. Цинковая и медная
пластины соединены металлическим проводником, растворы солей –
«солевым мостиком» («электролитический ключ»).
Рис. 3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби:
1- цинковая пластина (электрод); 2- медная пластина (электрод); 3,3растворы электролитов (ZnSO 4 , CuSO 4 ); 4- внутренняя цепь (Uобразная трубочка, заполненная раствором электролита - KCl); 538
внешняя цепь – медная проволока; 6- гальванометр
До замыкания цепи на каждой из металлических пластин на границе
с раствором устанавливаются равновесия:
 Cu 2  / Cu o  0,34 B
Cuo(тв.)
Сu2+(р-р) + 2ē(на мет.);
 Zn 2  / Zn o  0,76B
Zno(тв.)
Zn2+(р-р) + 2ē(на мет.);
Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем медная. Между
ними возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь
равновесия на границе металл–раствор нарушаются. По внешней цепи –
металлическому проводнику – избыток электронов с цинковой пластины
переходит на медную пластину, где их концентрация меньше, так как
 Zn 2  / Zno  0,76 B <  Cu / Cu  0,34B .
В результате, равновесие на цинковой пластине смещается вправо,
идет окисление металлического цинка. На медной пластине равновесие
смещается влево, протекает восстановление ионов меди (II).
Анод
Zn(мет) – 2ē → Zn2+(р-р) (процесс окисления)
Катод
Cu2+(р-р) + 2ē → Сu(мет) (процесс восстановления)
В ионном виде эти два процесса запишутся как:
Zn(мет) + Cu2+(р-р) → Zn2+(р-р) + Cu(мет)
Молекулярное уравнение суммарной реакции
Zn + Cu(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Cu
Между растворами электролитов также возникает разность
потенциалов. В цинковом полуэлементе в результате растворения цинка
увеличивается концентрация ионов Zn2+, в растворе создается избыток
положительно заряженных ионов. В медном полуэлементе в результате
осаждения меди концентрация ионов Cu2+ уменьшается и в растворе
создается избыток отрицательно заряженных ионов. По внутренней цепи –
«солевому мостику» – катионы и анионы перемещаются навстречу друг
другу. Таким образом, в системе возникает направленное перемещение
заряженных частиц, т.е. возникает электрический ток.
Электродвижущая сила – ЭДС – гальванического элемента
определяется разностью потенциалов катода и анода:
ЭДС   катода   анода  Cu / Cu   Zn / Zn  0,34  (0,76)  1,1B > 0
В таком неравновесном режиме элемент Даниэля-Якоби будет работать
до тех пор, пока полностью не растворится цинковая пластинка или
полностью не восстановятся ионы меди Cu2+.
Для
обозначения
гальванического
элемента
используют
символическую запись, упрощающую их описание, например, элемент
Даниэля-Якоби может быть описан следующей краткой схемой:
ө Zn| ZnSO4 | | CuSO4 | Cu 
2
o
2
полуэлемент
анод
2
полуэлемент
катод
39
5.3. Стандартный электродный потенциал
Скачок потенциала на границе металл – раствор, как и разности
потенциалов между двумя точками, находящимися в различных фазах,
экспериментально измерить невозможно. Поскольку экспериментально
можно измерить лишь величину ЭДС электрохимической цепи, то опытным
путем можно определить только относительные величины так называемых
электродных потенциалов, т.е. ЭДС цепи, составленной из данного электрода
и некоторого стандартного электрода, потенциал которого условно
принимают равным нулю. Таким стандартным электродам, или электродом
сравнения, является обратимый водородный электрод – стеклянный сосуд,
наполненный раствором сильной кислоты (HCl или H2SO4) с концентрацией
ионов водорода [Н+] = 1 моль/л, в который частично погружена платиновая
пластинка, покрытая платиновой чернью (нанесенная на его поверхность
порошкообразная
платина),
способная
адсорбировать
подаваемый
газообразный водород при давлении 1 атм (рис. 4).
Рис. 4. Стандартный водородный электрод
Этому электроду отвечает обратимый процесс, который можно
записать в виде
2Н+ +2Ē ↔ Н2,  2H  /H  0в
2
Соединив с водородным электродом в гальванический элемент другой
полуэлемент, можно определить ЭДС этого гальваноэлемента, а по ней –
относительный стандартный электродный потенциал данной гальванопары.
Например, в гальваноэлементе Zn0/Zn2+//2H+/H2 ЭДС, определяемая
вольтметром равна 0,76B (см. рис. 5).
40
Рис. 5. Схема прибора для определения стандартного потенциала пары
Zn/Zn2+:
1, 2 – стаканы с электролитами; 3 – цинковая пластина; 4-стандартный
водородный электрод; 5- внутренняя цепь; 6-внешняя цепь; 7потенциометр
Знак «+» электродного потенциала отвечает движению ионов от
раствора к электроду в элементе, где рассматриваемый электрод соединен с
водородным электродом, и движению электронов по внешней цепи от
водородного электрода. Знак «–» ставится перед значением электродного
потенциала при движении ионов и электронов в обратном направлении.
Поскольку в нашем примере опытным путем установлено повышение
концентрации ионов Zn2+ и уменьшение концентрации ионов H+, то значения
электродного потенциала цинкового электрода следует приводить со знаком
«–».
Относительно стандартного водородного электрода можно определить
потенциалы не только пар Ме/Меn+, но и пар, составленных из любого
восстановителя и его окисленной формы и любого окислителя и его
восстановленной формы.
5.4. Окислительно-восстановительные потенциалы
Рассмотрим такие электроды, реакции на которых не связаны с
выделением из электролита или растворением в нем простых веществ, но
связаны с изменением валентности ионов в растворе. Химическую реакцию,
сопровождающуюся переходом электронов между молекулами двух
участвующих в реакции веществ, можно записать в следующем виде:
Например: Окисл.1+ n1ē↔Восстан-ль1
– восстановленная форма;
Восстан-ль2 - n2ē ↔ Окисл.2 – окисленная форма.
Поэтому следует говорить не об отдельном окислителе и
восстановителе,
а
об
окислительно-восстановительных
системах,
компонентами в которых являются окисленная и восстановленная формы
одного и того же соединения.
Величину окислительно-восстановительного потенциала (ОВП) надо
указывать для пары: окисленной и восстановленной форм. Его обозначают φ,
В (Вольт) – φокисл.форма/восст.форма. Числителем индекса указывают окисленную
форму, а знаменателем – восстановленную форму.
41
Так например, обычно записывают  Fe0
3
/ Fe 2 
;  Sn0
4
/ Sn 2 
;  Cl0
2
/ 2 Cl 
ОВП – величина, характеризующая окислительно-восстановительную
способность веществ.
При экспериментальном определении относительных значений ОВП
различных пар следует учитывать, что величина их зависит не только от силы
входящих в состав данной пары окислителя и восстановителя, но и от
отношения их концентраций (активностей). Для получения сравнимых
результатов необходимо сделать их концентрации одинаковыми, например,
равными 1 моль/л или 1 г-ион/л, и разные окислительно-восстановительные
пары комбинировать с одной и той же стандартной парой (стандартным
водородным электродом, представляющим собой пару 2H+/H2 при
концентрации H+, равной 1 г-ион/л) (см. рис. 4 и 6).
Рис. 6. Схема прибора для определения стандартного потенциала пары
Fe3+/Fe2+:
1, 2 – стаканы с электролитами; 3 – платиновый проводник; 4стандартный водородный электрод; 5 – внутренняя цепь; 6-внешняя цепь;
7-потенциометр
Всякий окислитель, присоединяя электроны, переходит при этом в
свою восстановительную форму, а восстановитель, отдавая электроны,
переходит в окисленную форму. Например:
Fe3+ + ē = Fe2+ - восстановленная форма;
2H+ + 2ē = H2 - окисленная форма.
Отрицательным полюсом такого элемента является стандартный
водородный электрод, положительным полюсом является платиновый
электрод.
На первом происходит процесс отдачи электронов молекулами
водорода платине, т.е. реакция окисления их до катионов водорода:
H2 – 2ē ↔ 2H+
Освобождающиеся при этом электроны протекают по проводнику к
платиновому
электроду,
где
их
присоединяют
ионы
Fe3+,
восстанавливающиеся до Fe2+:
2Fe3+ + 2ē ↔ 2Fe2+
Сложив почленно оба написанных уравнения, получим общее
уравнение реакции, происходящей при работе данного элемента:
2Fe3+ +Н 2 ↔ 2Fe2+ + 2Н+
42
ЭДС этого элемента оказывается равным 0,77В, т.к. она представляет
собой разность стандартных потенциалов обеих пар можно написать:
ЭДС=  0 Fe / Fe   0 2 Н / Н 2 =0,77В;
т.к. величина φ0/2Н+/Н2 условно принята за 0, то  0 Fe / Fe = +0,77В.
Знак плюс показывает, что данная пара при комбинировании ее со
стандартным водородным электродом играет роль положительного полюса и
 0 Fe / Fe величина стандартного потенциала
полученная для этой пары
(+0,77В) является мерой способности Fe3+ ионов отнимать электроны от
молекулы Н2, т.е. окислять их до ионов Н+.
Чем больше стандартный окислительно-восстановительный потенциал
данной пары, тем более сильным окислителем является ее окисленная форма
и более слабым восстановителем является восстановленная форма.
Когда
комбинируются
две
какие-либо
окислительновосстановительные пары, то более сильный из двух окислителей отнимает
электроны у более сильного восстановителя, причем образуются более
слабые восстановитель и окислитель.
Значения φ для различных окислительно-восстановительных систем,
0
измеренные в стандартных условиях  298 (температура 298 К, давление 101,3
кПа, концентрации окисленной и восстановленной форм, равные единице: 1
моль/л или 1 г-ион/л) приводятся в справочных таблицах (см. приложение 3).
Направление окислительно-восстановительной реакции таково, что из
более сильных окислителя и восстановителя получаются более слабые
3
2

3
3
2
2
0
окислитель и восстановитель. Связь между величинами  и  298 выражается
формулой Нернста
а
RT aOx
0
 Ox/Red   298 
ln б
или
(5.1)
nF a Red
а
aOx
2,3RT
 Ox/Red   
lg б
(5.2)
nF
a Red
где Т – абсолютная температура (273+t°), К;
F – число Фарадея – 96485 кл/моль;
R – газовая постоянная – 8,31 Дж/(моль∙K);
n – число электронов, принятых окислителем или отданных
восстановителем;
aOx – активная концентрация окислителя;
aRed – активная концентрация восстановителя;
а и б – коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
Если в формулу (5.2) подставить значения R, F, учитывая, что для
разбавленных растворов активности ионов примерно равны их
концентрациям, то для 25° С уравнение Нернста будет иметь следующий
вид:
0
298
43
а
0,059 [Ox]
 Ox/Red  

lg
,
(5.3),
n
[Red] б
где [Ox] и [Red] – концентрации окислителя и восстановителя, моль/л.
Если в реакции принимают участие ионы водорода H+, то их
концентрация влияет на величину ОВП:
а
 с
0,059 [Ox] [H ]
0
 Ox/Red   298 
lg
,
(5.4)
n
[Red] б
где с - коэффициент перед H+ в ионно-молекулярном уравнении ОВР.
Например:
MnO4  8 H   5e  Mn 2  4 H 2 O
(5.5)
0
Ox/Red
0
 MnO4 / Mn 2    MnO

2 
4 / Mn
0,059 [ MnO4 ][ H  ]8
lg
5
[ Mn 2  ]
Cr2 O72  14 H   6e  2Cr 3  7 H 2 O
0
 Cr O 2  /Cr 3    Cr

O 2  /Cr 3 
2 7
2 7
0,059 [Cr2 O72 ][H  ] 14
lg
6
[Cr 3 ] 2
(5.6)
(5.7)
Чем меньше величина окислительно-восстановительного потенциала,
тем более сильными восстановительными свойствами характеризуется
восстановленная форма окислительно-восстановительной системы и более
слабыми окислительными свойствами характеризуется окисленная форма. И
наоборот, чем положительнее величина окислительно-восстановительного
потенциала,
тем
более
сильными
окислительными
свойствами
характеризуется окисленная форма и более слабые восстановительные
свойства проявляет восстановленная форма в ОВР.
Например, при сравнении стандартных значений следующих ОВП
(систем):
0
0
Cu
 0,337 В и
 Fe
 0,77 В
определим,
между
какими
/ Cu
/ Fe
компонентами этих систем сможет произойти реакция. Так как значение
0
0
 Fe
>  Cu
,то Fe3+ будет проявлять более сильные окислительные
/ Fe
/ Cu
свойства, чем Сu2+, а Cu0 – более сильные восстановительные свойства, чем
Fe2+. Следовательно Cu0 и Fe3+ могут прореагировать по следующей схеме
(Cu  2 Fe 3  Cu 2  2 Fe 2 ) . Составим молекулярное уравнение ОВР исходя из
схемы, для этого положительно заряженные ионы нужно соединить с
отрицательно заряженными, так, чтобы получилось нужное нейтральное
соединение. Как видно в самой схеме отрицательно заряженных ионов нет,
то необходимо подумать, какие анионы можно использовать. Выбор
осуществляется по следующим соображениям: вещество полученное при
сочетании ионов должно быть устойчивым и растворимым. Для
рассматриваемой схемы такими ионами могут быть хлорид- или сульфатионы. Наиболее удобны хлорид-ионы. В левой части схемы больше никаких
2
3
2
3
0
2
2
0
44
катионов нет, поэтому другие анионы не потребуются. В продуктах реакции
должны присутствовать эти же анионы, поэтому и катионы правой части
соединим с хлорид-ионами: Cu  2 FeCl3  CuCl 2  2 FeCl 2 , ионы Cu2+ окислить
ионы Fe2+ не могут, т.е. обратное направление этой реакции невозможно.
Окислители с большим потенциалом способны окислять любой из
восстановителей с меньшим потенциалом. Так, ион MnO 4 в кислой среде,
0
имеющий  MnO
 1,51 В может окислить восстановители:
8 H  5 e / Mn  4 H O

4



2
2

Cl , Br , I , SO
2
3
2
3
, S 2O , Sn 2 , S 2 и др.
Чтобы предвидеть направление ОВР, нужно найти  0 (или 
реакции).
0
0
0
 реакции
 Ox
  Re
d
 реакции   ох   red
0
Если  0 (или  реакции
) больше нуля, реакция протекает слева направо.
5.4.1. Направление ОВР в зависимости от значения величины
энергии Гиббса ∆G
В электрохимических системах происходит взаимное превращение
свободной энергии химических реакций и электрической энергии. Для
термодинамически обратимой химической реакции протекающей в
электрохимической цепи при постоянном давлении и температуре,
уменьшение энергии Гиббса равно максимально полезной работе. Так, если
∆Gреакции<0, реакция возможна, если ∆G > 0, прямое направление реакции
невозможно, но возможна обратная реакция. Величина ∆G ОВР,
протекающей в водном растворе, может быть рассчитана на основании
следующего уравнения:
G реакции  nF ( Ox   Re d ) ; ΔG реакции  nF  Δ ;
(5.8)
или для стандартных условий:
0
0
G 0 реакции   nF ( Ox
  Re
G 0 реакции   nF   0 .
d),
где n – число электронов ОВР;
F – число Фарадея;
0
Ox , Ox
- окислительно-восстановительный потенциал системы,
проявляющий в данной реакции окислительные свойства;
0
 Re d ,  Re
- окислительно-восстановительный потенциал системы,
d
проявляющий в данной реакции восстановительные свойства.
Если Ox   Re d и ∆G < 0, то реакция в заданном направлении возможна.
В случае  Re d  Ox , ∆G будет больше нуля, т.е. заданное направление реакции
будет невозможным.
В решении вопроса о практической целесообразности данной реакции
весьма важен не только фактор принципиальной возможности данной
реакции, но и другой фактор – скорость ее. Скорость реакции может
оказаться настолько малой, что она практически становится неприемлемой,
несмотря на то, что термодинамически она возможна.
45
5.4.2. Условия, влияющие на величину ОВП и направление ОВР
Изменение стандартных условий может привести к существенному
изменению значений окислительно-восстановительных потенциалов, что
может определить и иное направление ОВР.
Например, реакция
Hg 22  2Fe 2  2Hg  2Fe 3
(5.9)
может самопроизвольно идти как слева направо, так и справа налево.
Направление ее протекания определяется концентрациями ионов железа и
ртути. В этой реакции участвуют две электрохимические системы:
1
Различия в значениях
Hg 22  2e  2Hg
 0 Hg /Hg  0,789B 

0
2
φ0
систем
 Fe /Fe  0,777B 
Fe 3  e  Fe 2
незначительно
Этим процессам отвечают потенциалы:
2
2
3

 Hg 2 / Hg  0,789  0,030 lg Hg 22
2
2

 Fe 3 
 Fe3 / Fe2   0,771  0,059 lg  2 
 Fe 
При значениях концентраций
Hg   Fe  10
2
2
2
1
 
моль/ л, Fe3  104 моль/ л
 Hg 2 / Hg  0,789  0,030 lg 10 1  0,76 В
2
 Fe 3 / Fe 2  0,771  0,059 lg
10  4
 0,771  3  0,059  0,59 В
10 1
В этих условиях рассматриваемая реакция будет протекать слева
направо потому, что  0 Hg / Hg >  0 Fe / Fe , и Hg22+ будет проявлять роль более
сильного окислителя, а Fe2+ - более сильного восстановителя.
Если же Hg22   Fe2   104 и Fe3   101 моль/ л , то
2
2
3
2
 Hg 2 / Hg  0,789  0,030 lg 10 4  0,789  4  0,030  0,67 В
2
 Fe3 / Fe2
10 1
 0,771  0,059 lg 4  0,771  3  0,059  0,95 В
10
Следовательно, при этих концентрациях реакция может протекать
справа налево, так как  Fe / Fe   Hg / Hg и Fe3 - более сильный окислитель, а
3
2
2
2
Hg0 – более сильный восстановитель.
Если окислительно-восстановительная реакция протекает с участием
ионов водорода или гидроксид-ионов, то величина pH раствора также может
повлиять на изменение направления протекания реакции.
Например:
K 3 AsO4  2 KJ  H 2 SO4  K 3 AsO3  J 2  K 2 SO4  H 2 O
(5.10)
46
AsO43  2 H   2e  AsO33  H 2 O
1
1
2 J   2e  J 2
AsO4
3
 2J   2H   AsO4
3
0 AsO4 3 /AsO33  0,59В 


0 J 2 /2J   0,54В
Различия φ0
незначительны
 J 2  H 2O
Как видно из этих схем, окислительно-восстановительный потенциал
первой электрохимической системы зависит от pH (от H+):
0
 AsO 3  /AsO 3    AsO

3
/AsO 3 
4
3
4
3
0,059 [AsO43 ][H  ] 2
lg
5
[AsO33 ]
Чем меньше pH (чем больше [H+]), тем положительнее величина
 AsO 3 / AsO 3 , тем сильнее в данных условиях проявляют ионы AsO 43
4
3
окислительные свойства. Если изменять кислотность среды, увеличив pH
(уменьшив [H+] ), направление реакции изменится: например, если реакцию
(5.10) проводить в присутствии избытка NaHCO3, который поддерживает рН
раствора равным 8, а концентрацию ионов Н+ уменьшить до 10-8 г-ион/л,
тогда уменьшение концентрации катионов водорода на потенциале пары
J2/2J- не отразится. А для пары  AsO 43 / AsO 33 , где превращение окисленной
формы в восстановленную происходит при участии катионов водорода, –
очень сильно отразится и ОВП понизится до величины 0,108В.
0,059
3
3
 AsO 3 /AsO3  0,59 
lg[AsO4 ][10 8 ] 2 /[AsO3 ] 
4
3
2
0,059  16 0,059
3
3
0,59 

 lg[AsO4 ]/[AsO4 ] 
2
2
0,059
3
3
 0,108 
lg[AsO4 ]/[AsO3 ] , т.к. величина 0,108 В меньше
2
 0 J 2 / 2 J   0,54В , то в этих условиях элементарный йод будет окислять ионы
3
3
AsO3 в AsO4 и реакция протекает так:
3
3
AsO3  J 2  H 2О  AsO4  2 Н   2 J  (5.11)
Связывание ионов Н+, происходящее при прибавлении NaHCO3;
H++HCO3? = H2O+CO2↑, способствует протеканию реакции (5.11).
5.4.3. Влияние на направление ОВР растворимости продукта
реакции восстановленной формы
Рассмотрим реакцию, лежащую в основе определения содержания меди
(II) в растворе сульфата меди (II) методом иодометрии:
CuSO4  2 KJ  J 2  2CuJ  K 2 SO4
(5.12)
В этой реакции участвуют две пары окислительно-восстановительных
систем: Cu2+/Cu+ и J2/2J?, значения φ° которых равны 0,17 и 0,54 В
соответственно.
В этой реакции Cu2+ восстанавливается до Cu+ и сравнивая значения φ°
этих пар, можно предположить, что данная реакция невозможна в прямом
направлении, т.к. ∆φ° <0.
Однако эта реакция практически протекает, так как восстановленный
47
ион Cu+ входит в продукт реакции, который мало растворим и
характеризуется ПРCuI = 10-12. Вследствие малой растворимости продукта
реакции CuJ, сильно понижается в растворе активная концентрация иона Cu+
и результатом этого является увеличение потенциала пары Cu2+/Cu+.
Рассчитаем потенциал пары Cu2+/Cu+ по уравнению Нернста. Из
значения ПРCuJ, равного 10-12, и приняв концентрацию иодид-ионов равной
10-1 моль/л, рассчитаем концентрацию ионов Cu (I). ПРCuJ =[Cu+][J?] =10-12
=>
[Cu+]=10-12/10-1=10-11моль/л и  Cu / Cu , условно приняв концентрацию ионов
меди (II) равной 1 моль/л:
2
Cu 2 / Cu    0 2
Cu
/ Cu 

0,059 [Cu 2  ]
0,059
1
lg
 0,17 
lg 11  0,17  0,059 lg[Cu 2  ]  0.059  (11)

1
Cu
1
10
2
 0,808  0,059 lg Cu .

; тогда  0 Cu / Cu
Поскольку величина 0,808В больше величины стандартного
потенциала пары J2/2J? (+0,54В), то рассматриваемая реакция должна идти в
прямом направлении:
Δφреакции = 0,808 – 0,54 = 0,268В т.е Δφ > 0 и рассматриваемая реакция
протекает в направлении
2Cu 2  4 J   2CuJ  J 2 .
Такие случаи наблюдаются нередко. Причиной изменения направления
могут являться не только понижение активной концентрации того или иного
иона в растворе в результате образования малорастворимого соединения, но
и связывание этого иона в прочный комплекс.
2

5.4.4. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций
и влияние их на направление ОВР
ОВР – это обратимые реакции, поэтому и возможно изменить
направление их на прямо противоположное. А в обратимых реакциях
устанавливается
химическое
равновесие:
константу
равновесия
окислительно-восстановительных реакций можно рассчитать, зная величины
стандартных потенциалов обеих окислительно-восстановительных пар.
Пример:
Для реакции Sn 2   2 Fe3  Sn 4   2 Fe2 
(5.13)
Крав 
Sn  Fe 
Sn  Fe 
4
2 2
2
3 2
(5.14)
Из табл. 3 выпишем значения φ0 обеих окислительновосстановительных пар:  0 Sn / Sn  0,15B ,  0 Fe / Fe  0,77 B .
Выражение  ОВП пар
Sn 4  Sn 2  Fe 3  / Fe 2  будут
равны
4
 Sn 4  / Sn 2   0 ,15 
 Fe 3  / Fe 2   0,77 


0 , 059
Sn 4 
lg
2
Sn 2 


0,059 Fe 3
lg
1
Fe 2




2
3
2
(5.15)
(5.16)
48
Из этих уравнений видно, что по мере увеличения концентраций ионов
Sn , Fe 2
и уменьшения концентраций ионов Fe 3 и Sn 2 в результате
протекания реакции потенциал первой пары (5.15), который первоначально
был меньше, должен постепенно увеличиваться, а второй пары (5.16) –
уменьшаться, это приводит к выравниванию значений потенциалов и
установлению равновесия
 Sn / Sn   Fe / Fe
(5.17)
4
4
2
3
2
Подставляя в это равенство значения  0 Sn
4
/ Sn2
и  0 Fe
4
(5.15), (5.16) получим 0,15 
3
/ Fe 2 
, из уравнений
3
0,059 [Sn ]
[Fe ]
lg
 0,77  0,059lg
,
2
2
[Sn ]
[Fe 2 ]
и, сделав
некоторые математические преобразования, получим
0,059 [Sn 4  ]
[Fe 3 ]
lg

0,059lg
 0,77  0,15; второй член левой части (5.17)
2
[Sn 2 ]
[Fe 2  ]
преобразуем и получим
(lg
0,059
[Sn 4  ]
[Fe 3 ] 2
(lg

lg
)  0,77  0,15; отсюда
2
[Sn 2 ]
[Fe 2 ] 2
[Sn 4  ] [Fe 2  ] 2 (0,77  0,15)  2
; так как выражение, стоящее под знаком

0,059
[Sn 2 ] [Fe 3 ] 2
логарифма, представляет собой константу равновесия (5.17), то
lg K 
(0,77  0,15)  2
21
 21; Кравнов=10 .
0,059
(5.18)
Найденный результат показывает, что при установившемся равновесии
произведение концентраций Sn4+ и Fe2+ в 1021 раз превышает произведение
концентраций оставшихся непревращенных Sn2+ и Fe3+.
Вывод: высокое числовое значение константы равновесия
свидетельствует о том, что данная ОВР протекает практически до конца. Для
любого обратимого окислительно-восстановительного процесса выведено
следующее уравнение: lgК овр


0

  0 red n
0,059
ох
(5.19), где  0 ох
и  0 red
-
стандартные окислительно-восстановительные потенциалы пар, n – число
электронов. Из этого уравнения следует, что константы равновесия ОВР тем
больше, чем больше разность стандартных потенциалов обеих пар. Если эта
разность большая, ОВР протекает практически до конца, а при малой
разности потенциалов химическое превращение взятых веществ до конца не
доходит и поэтому, чтобы ОВР протекали в прямом направлении до конца,
нужно создавать определенные условия:
1) рН среды; 2) температуру; 3) активные концентрации ионов
окисленной и восстановленной форм.
5.4.5. Примеры решения задач на определение направления
окислительно-восстановительных реакций
1. Будет ли металлический никель растворяться в 1 М растворе соляной
кислоты с образованием солей, где металл приобретает C.O. = 2?
Решение: Составим уравнение этой реакции:
49
Ni 0  2 H   2Cl   Ni 2  2Cl   H 2 ;
гальваническая схема Ni 0 / Ni 2 2 H  / H 2 ; Из таблицы находим φ0 ОВП:
 0 Ni / Ni  0,250 В ;  0 2 H / H  0,00 В ;
Ni 0 - восстановитель;
2 H  - окислитель.
Находим Δφ0=0–(–0,25)=0,25 В.
Так как  0 имеет положительное значение, то растворение Ni в 1 М
растворе HCl происходит.
2. Железо и галогены имеют (приложение 3) следующие окислительновосстановительные потенциалы:
 0 J / 2 J  0,54В ,  0 Br / 2 Br  1,08В ,  0 F / 2 F  2,87 В ,  0 Fe / Fe  0,77В
Определить, может ли ион железа Fe 3 окислить ионы указанных
галогенов.
Решение: Так как потенциал пары Fe 3 / Fe 2 превышает только
потенциал пары J 2 / 2J  , то ион Fe 3 будет окислять ион J  . Например, в
реакции 2 KJ  2 FeCl 3  J 2  2 FeCl 2  2 KCl
 0 этой реакции имеет положительное значение
 0  0,77  0,54  0,23В .
Ионы Br  F  – ионом Fe3+ не окисляются ввиду того, что Δφ0 этих реакций –
величина отрицательная.
Например: 2 KF  FeCl 3  не идет
Δφ0 = 0,77-2,87=-2,01В
3. Можно ли перманганатом калия (KMnO4) в кислой среде окислить Sb3+ до
Sb5+ ?
Решение: Составляем схему окислительно-восстановительных пар. Из
приложения 3 находим значения
 0 Sb / Sb = 0,67В
 0 MnO 8 H / Mn  4 H O = 1,51B
Для этой реакции Δφ0 =1,51-0,67=0,84B, т.к. Δφ0>0 реакция возможна.
2

2
2
5

2

2

3
2
3

4

2
2
5.4.6. Задачи для самостоятельного решения
1. Определить, какой из металлов – кальций или железо – лучше
взаимодействует с разбавленной соляной кислотой.
2. Будет ли протекать реакция при взаимодействии растворов FeSO4 и
HgSO4?
3. Чему равен электродный потенциал олова, опущенный в раствор его соли с
активностью ионов Sn2+, равной 0,001 моль/литр?
4. Выяснить, окислится ли Cr3+ в Cr2O72- анионом (S2O8)2- с восстановлением
его в SO42-.
5. Выяснить, окислится ли ион Cr3+ в
Cr2O72- анионом NO3- с
восстановлением последнего до NO.
6. Может ли перманганат калия KMnO4 окислить в кислой среде хлорид
олова(II), если концентрации их ионов в растворе равны 1г-ион/л?
50
7. Перманганат калия можно получить окислением манганата (K2MnO4)
например, хлором. Можно ли вместо хлора применить бром или йод?
6. МЕХАНИЗМЫ НЕКОТОРЫХ РЕАКЦИЙ
ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Скорость химической реакции зависит от механизма ее и колеблется в
самых широких пределах.
Под механизмом реакций понимают ряд стадий, через которые
проходят исходные вещества, чтобы превратиться в конечные продукты, т.е.
это путь, по которому протекает реакция:
исходные вещества — промежуточные продукты — конечные вещества.
Выявление
среднего
звена
(промежуточных
продуктов),
раскрывающего механизм процесса и не представляющего никакого интереса
с точки зрения вычисления G0 процесса, обычно является очень сложной
проблемой, т. к. промежуточные продукты выделить и изучить удается очень
редко.
Многочисленными исследованиями российских и иностранных ученых
(Н.Н. Семенов, Н.М. Эмануэль, А.Н Теренин, В.Н. Кондратьев, Райс, Уотерс
и многие другие) доказано, что многие химические реакции протекают через
промежуточное образование нестойких свободных радикалов. Такие
радикалы обладают свободными валентностями, т.е. неспаренными,
«холостыми» электронами, и отличаются высокой реакционной
способностью. Для того, чтобы представить механизм реакции, необходимо
знать строение реагирующих молекул на протяжении всей реакции. Следует
также знать природу взаимодействия (образования связей) между атомами,
влияние условий среды, энергию системы на всех стадиях и скорость, с
которой во время реакции происходят различные изменения.
Зная механизм химического превращения, можно научиться получать
необходимые вещества кратчайшим путем (Эмануэль Н.М. Химическая
кинетика. –М.: Знание, 1966).
Реакции могут быть быстрыми и медленными. Мы часто вмешиваемся
в их протекание, чтобы ускорить одну из них, а другие - замедлить. Изучают
механизмы реакций с целью:
1) рационального выбора методов синтеза различных веществ;
2) научиться управлять ими так, чтобы обеспечить наибольшую
скорость реакции.
Приведем механизмы некоторых окислительно-восстановительных
реакций (Терни Т. Механизмы реакций окисления-восстановления. –М.: Мир,
1968).
Пример 1
Реакция окисления газообразного бромида водорода кислородом
протекает с заметной скоростью при температуре 400-600°С:
4НВr(г) + 02(г) = 2Вr2(г) +2Н2О(г)
(6.1)
51
В суммарной реакции участвуют пять молекул — четыре молекулы
бромида водорода и одна молекула кислорода. Но вероятность
одновременного столкновения пяти молекул в газовой фазе практически
равна нулю. Следовательно, эта реакция должна протекать через ряд более
простых стадий. Предполагается, что реакция (6.1) протекает через
следующие промежуточные стадии:
НВr+02 = НООВr,
медленная стадия
(6.2)
НООВr+НВr = 2НОВr, быстрая стадия
(6.3)
НОВr+НВr = Вr2+Н2О, быстрая стадия
(6.4)
Анализируя написанные стадии, мы видим, что сложение реакций (6.2)
и (6.3) и удвоенной реакции (6.4) дает суммарную реакцию (6.1). Затем мы
замечаем, что в каждой из промежуточных стадий (6.2), (6.3) и (6.4)
участвуют только две молекулы. Стадия (6.2) определяет скорость всей
реакции, так как с какой скоростью образуется HOOBr, с такой же скоростью
это соединение вступает в реакцию (6.3). Независимо от скорости реакции
(6.3) и (6.4) бром и вода могут получаться в результате этих реакций только
со скоростью, равной скорости стадии (6.2), которая является самой
медленной из всех.
Таким образом, факторы, определяющие скорость реакции (6.2),
определяют скорость процесса в целом. Ряд стадий (6.2), (6.3) и (6.4)
называют механизмом суммарной реакции (6.1). Реакция (6.2) называется
стадией, определяющей скорость суммарной реакции.
Пример 2
Реакция 2HJ + H2O2 = J2 + 2H2O
Судя по этой записи, она является трехмолекулярной. Или в ионном виде:
2 J   H O  2H   J 2  2H 2O
(6.5)
Мы уже отмечали, что вероятность одновременного столкновения пяти
частиц (в данном случае двух ионов J?, одной молекулы Н2О2 и двух ионов
H+) практически равна нулю. Следовательно, и эта реакция должна протекать
через ряд более простых стадий. Экспериментально установлено, что в одной
из промежуточных стадий ее происходит образование аниона йодноватистой
кислоты по уравнению
J   H 2 O2  JO   H 2 O
медленная стадия (6.5.1)


Далее JO  H  HJO
быстрая
(6.5.2)
+
HJO + J? +H = J2 + H2O
быстрая
(6.5.3)
Почленно складывая стадии (6.5.1), (6.5.2) и (6.5.3), получим
суммарное уравнение реакции (6.5). Очевидно скорость этой сложной
реакции определяется скоростью наиболее медленно протекающей
промежуточной стадии ее. Наиболее медленной стадией рассматриваемой
окислительно-восстановительной реакции является стадия (6.5.1). Скорость
протекания стадии (6.5.1) определяет скорость всего процесса, подобно тому,
как скорость самой продолжительной операции на конвейере определяет
скорость движения его.
2
2
52
Пример 3. Окисление ионов двухвалентного железа молекулярным
кислородом в кислой среде выражают уравнением
4Fе2++02+4Н+ =4Fез++2H2O
(6.6)
На самом деле этот процесс не может протекать путем прямого
взаимодействия указанных веществ. Во-первых, вероятность одновременного
столкновения девяти частиц является практически невозможной. Во-вторых,
из десяти частиц восемь несут положительные заряды, которые будут
отталкиваться. По современным представлениям этот процесс идет через
следующие стадии:
1) Fe 2  O2  Fe 3  O2 
(6.6.1)

2) O2   H   H О2
(6.6.2)


3) Fe 2  H О 2  Fe 3  HO2 
4) HO2   H   H 2 O2
(6.6.3)
(6.6.4)

5) Fe 2  H 2 O2  Fe 3  OH   О H (6.6.5)

6) Fe 2  О H   Fe 3  OH 
(6.6.6)


7) OH  H  H 2 O
(6.6.7)
Этот путь, несмотря на свою сложность, является неизмеримо более
выгодным, так как из семи стадий каждая включает двойные столкновения,
кроме того, ни в одной из стадий не требуется взаимодействия одноименно


заряженных частиц. В этом примере свободные радикалы О Н и H О 2 , ионы
HO2 , O2 содержащие неспаренные электроны, и молекула H202 являются
реакционноспособными промежуточными веществами. Они образуются в
одних стадиях процесса и расходуются в других.
53
7. ТЕСТОВЫЙ ПРОМЕЖУТОЧНОЙ КОНТРОЛЬ ПО ТЕМЕ ОВР
№1
Задание Степень окисления кислорода в соединении СаО2.
Ответы: l) -2; 2) -l; 3) 0; 4) +2; 5) +l.
№ 2
Задание: Степень окисления хлора +7 в соединении:
Ответы: 1) HClO; 2) HClO2; 3) NaClO3; 4) КClO4; 5) Cl2О5.
№3
Задание: Степень окисления серы +6 в соединении:
Ответы: 1) (NH4)2S2O8 s; 2) K2S4O6 3) (NH4)2SO3; 4) A12S3; 5) SO2.
№4
Задание: Постоянную степень окисления в реакциях проявляет элемент:
Ответы: 1) Сl2; 2) Мn; 3) Са; 4) S; 5) Сu.
№5
Задание: Переменную степень окисления в реакциях проявляет элемент:
Ответы: 1) N; 2) Li; 3) Fr; 4) Al; 5) Mg.
№6
Задание: Степень окисления марганца +6 в соединении:
Ответы: 1) КМпО4; 2) Мn2О7; 3) (NH4)2MnO4 4) КМnО4; 5) NH4MnO4.
№7
Задание: Окисление - это ... некоторого числа электронов (подберите
правильное слово). Число электронов в переходе: SO42  S 2 O82 равно ...:
Ответы: 1). 2; 2) 4; 3) 6; 4) 7; 5) 10.
№8
Задание: Восстановление это ... некоторого числа электронов (подберите правильное слово). Число электронов в переходе: MnO4  Mn 2+ равно ...:
Ответы: 1) 4; 2) 5; 3) 8; 4) 7; 5) 9.
№9
Задание: В полуреакции: NO3  NH 4+ число принятых электронов равно
Ответы: 1) 10; 2) 8; 3) 12; 4) 14; 5) 9.
№ 10
Задание: В полуреакции: Cr 3+  CrO42  число отданных электронов равно
Ответы: 1) 6; 2) 8; 3) 7; 4) 9; 5) 3.
№ 11
54
Задание: Окисление - это ... степени окисления элемента (подберите правильное слово). В полуреакции V  VO3 степень окисления ванадия стала равной:
Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 10.
№ 12
Задание: Восстановление - это ... степени окисления элемента (подберите
правильное слово). В полуреакции MnO4  Mn 2+ степень окисления марганца
стала равной:
Ответы: 1) 2; 2) 4; 3) 7; 4) 8; 5) 6.
№ 13
Задание: Только восстановителями в ОВР являются соединения:
Ответы: 1) Na2SnO3; 2) НIO4; 3) Na2S; 4) K2SO3; 5) Na3AsO4.
№ 14
Задание: Только окислителями в ОВР являются соединения:
Ответы: 1) NaBiO3; 2) H2SO3; 3) Н2О2; 4) MnSO4; 5) Al.
№ 15
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в следующей ОВР Аl+ K2Cr2O7+H2SO4 →A12(SO4)3+ Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O равна:
Ответы: 1) 2; 2) 3; 3) 6; 4) 8; 5) 7.
№ 16
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в следующей ОВР Cr2 O3 + KNO 3 + KOH  K 2 CrO4 + KNO 2 + H 2 O равна:
Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 12; 4) 8; 5) 10.
№ 17
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в следующей ОВР NaClO3+SO2+H2SO4 → NaHSO4+ClO2 равна:
Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 8; 4) 10; 5) 12.
№ 18
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в
следующей ОВР Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → P + CO + CaSiO3 равна:
Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 10; 4) 12; 5) 14.
№ 19
Задание: Коэффициент перед восстановителем в реакции
KMnO4+N2H4+H2SO4 → N2+ 4MnSO4+ K2SO4+H2O равен.
Ответы: 1) 5; 2) 7; 3) 8; 4) 10; 5) 9.
№ 20
Задание: Реакция диспропорционирования следующая:
55
1) 2КМnО4 → К2МnО4+ МnO2+О2;
2) MgCl2+ H2O → MgOHCl+HCl;
3) 3Ag+4HNO3 → 3AgNO3+NO+2H2O;
4) 2Cr(OH)3+3H2SO4 →Cr2(SO4)3+6H2O;
5) NaOH+HCl → NaC1+H2O.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 21
Задание:
Реакция
внутримолекулярного
следующая:
1) 4Ag+H2S+O2 → 2Ag2S+2H2O;
2) 2CuI2 → 2CuI+I2;
3) 3K2MnO4+2H2O → 2KMnO4+MnO2+4KOH;
4) 6NaOH+3S → 2Na2S+Na2SO3+3H2O;
5) Cu+4HNO3 → Cu(NO3)2 +2NO2+2H2O.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
окисления-восстановления
№ 22
Задание: Реакция окисления-восстановления следующая:
1) Р2О5+3Н2О → 2Н3РО4;
2) КОН+А1(ОН)3 →КА1О2+2Н2О;
3) СаСО3→СаО+СО2;
4) SO3+H2O →H2SO4;
5) 2AgNO3 →2Ag +2NO2+O2.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 23
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность
следующая частица:
3−
Ответы: 1) S–2; 2) MnO2; 3) NO3? ; 4) NH 3 ;5) AlO 3 .
№ 24
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность
следующая частица:
Ответы: 1) S–2; 2) MnO2; 3) NO3?; 4) Mn2+; 5) MnO4?.
проявляет
проявляет
№ 25
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность в ОВР проявляет
следующая частица:
1) NaNO2; 2) NaNO3; 3) NH4NO3; 4) КМnО4; 5) Al.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 26
56
Задание: Только окислительные свойства проявляет следующая частица:
1) (NH4)2S2O8; 2) Na2SO3; 3) K2MnO4; 4) A12(SO4)3; 5) HI.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№27
Задание Окислительно-восстановительная реакция следующая:
1) Sb+5HNO3+H2O → H[Sb(OH)6]+5NO2;
2) КОН+А1(ОН)3 → КАlO2+2Н2О;
3) Р2О5+ЗН2О → 2Н3РО4;
4) СrCl3+ЗН2О →Сr(ОН)3+ЗНС1;
5) NH3+H2O →NH4OH.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 28
Задание: Коэффициент перед восстановителем в реакции
Na2S2O3+I2 → Na2S4O6+NaI равен:
Ответы: 1) 2; 2) 4; 3) 3; 4) 6; 5) 3.
№ 29
Задание: Реакция диспропорционирования следующая:
1) 3Ag+4HNO3 →3AgNO3+NO+2H2O;
2) MgCl2+ H2O →MgOHCl+HCl;
3) 2КМnО4 → К2МnО4+ МnО2+О2;
4) Zn+2HCl → ZnCl2+H2
5) 2Cr(OH)3+3H2SO4 →Cr2(SO4)3+6H2O;
6) МnO2 +4НС1→МnС12+С12+2Н2О.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 30.
Задание: Сумма коэффициентов в уравнении реакции С12+КВr→КС1+Вr2
равна:
Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 7; 4) 9; 5) 10.
№ 31
Задание. Сумма коэффициентов в правой части уравнения реакции
HgCl2+H3PO3+H2O → H3PO4+Hg+HCl равна:
Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 7; 4) 9; 5) 10.
№ 32
Задание. Сумма коэффициентов в уравнении реакции
Sb+HNO3 → HSbO3 +NO+H2O равна:
Ответы: 1) 13; 2) 15; 3) 17; 4) 18; 5) 20.
№ 33
57
Задание: Сумма коэффициентов в уравнении реакции
Sn+HNO3 → H2SnO3+NO2+H2O равна:
α-оловянная кислота
Ответы: 1) 10; 2) 11; 3) 12; 4) 14; 5) 16.
№ 34
Задание: K2Cr2O7
φ0
Cr2
O72 +14 H ++6e / 2Cr 3++7H 2O
= 1,33В в
кислой среде при
стандартных условиях окислитель только для следующего процесса:
1) 2F   2e = F2 , φ 0 = 2,85 B;
2) 2Cl   2e = Cl 2 , φ 0 = 1,36 B;
3) 2 Br   2e = Br2 , φ 0 = 1,06 B;
4) Au 3+ + 3e = Au 0 , φ 0 = 1,5 B;
5) H 2 O2 + 2H + = 2H 2 O, φ 0 = 1,776 B .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 35
Задание: K2Cr2O7
φ0
Cr2
O72 +14 H ++6e / 2Cr 3++7H 2O
= 1,33В в
кислой среде при
стандартных условиях окислитель только для следующего процесса:
1) Mn 2+ + 4H 2 O  5e = MnO4 + 8H + , φ 0 = 1,51 B;
2) 2I   2e = I 2 , φ 0 = 0,54 B;
3) 2F   2e = F2 ,  0 = 2,87 B;
4) MnO2 + 2H 2 O  3e = MnO4 + 4H + , φ 0 = 1,695 B;
5) PbSO4 + 2H 2 O  2e = PbO 2 + 4H + + SO42 , 0 = 1,685 B .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 36
Задание: Окислительно-восстановительную реакцию направляет:
0
0
1) φОК >φВОССТ ;
0
0
2) φОК < φВОССТ ;
3) ΔG p > 0 ;
4) Δφ0P < 0 ;
0
0
5) φОК = φВОССТ .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 37
Задание: Окислительно-восстановительную реакцию направляет:
1) ΔG P0 > 0 ;
2) ΔG P0 < 0 ;
3) температура не изменяется;
4) давление нормальное (101,3 кПа)
5) концентрации окисленной и восстановленной формы не изменяются.
58
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 38
Задание: Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии
промежуточной степени окисления, проявляют:
1) только восстановительные свойства;
2) только окислительные свойства;
3) не проявляют свойств окислителя и восстановителя;
4) проявляют свойства окислителя и восстановителя;
5) кислотные свойства.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 39
Задание: Большая величина константы равновесия ОВР показывает, что
равновесие смещено:
1) вправо; 2) влево; 3. концентрация восстановленной формы меньше
концентрации окисленной формы; 4). скорость прямой реакции меньше
скорости обратной; 5). скорость прямой реакции равна скорости обратной.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 40
Задание: Масса щелочи, образуемая в результате реакции
Na2O2+H2O→NaOH +O2, равна:
0.5 моль
избыток
Ответы: 1) 10 г; 2) 20 г; 3) 30 г; 4) 40 г; 5) 44 г.
№ 41
Задание: Масса серы, которая образуется в результате реакции
H2S+SO2 →S+H2O (н.у.), равна:
22,4 л избыток
Ответы: 1) 24 г; 2) 32 г; 3) 48 г; 4) 64 г; 5) 54 г.
№ 42
Задание: Масса йода, которая образуется в результате реакции
KI + Br2 → КВr+I2 , равна:
0,2 моль избыток
Ответы: 1) 12,7 г; 2) 2,4 г; 3) 9,8 г; 4) 101,6 г; 5) 19,6 г.
№ 43
Задание: Объем водорода (н.у.), который выделяется в результате реакции
ВаН2 +Н2О→Ва(ОН)2+Н2, равен:
0,5 моль избыток
Ответы: 1) 22,4 л; 2) 11,2 л; 3) 4,48 л; 4) 2,24 л; 5) 44,8 л.
№ 44
59
Задание:
Окислительно-восстановительный
потенциал
системы
0
222
+
H 2 SO3 + H 2 O  SO4 + 4H + 2e ;
SO4 /SO3 = 0,2 B
2
при следующих концентрациях H 2 SO3 ; SO4 ; H +
моль/л: 10-3, 5·10-2, 2,9
равен:
Ответы:1) 0,19 В; 2) 0,38 В; 3) 0,22 В; 4) 0,4 В; 5) 0,18 В.
№ 45
Задание: Окислительно-восстановительный потенциал пары Мn2+/Мn при
0
концентрации Мn2+ = 2 г-ион/л равен: φ Mn /Mn= − 1,179 В .
Ответы: 1) -1,3В; 2) -1,247В 3) -2В; 4) -0,85В; 5) 1,2В.
2+
№ 46
Задание: Окислительно-восстановительный потенциал пары Мn2+/Мn при
0
концентрации Мn2+ = 0,005 моль/л равен: φ Mn / Mn = 1,179 В .
Ответы: 1) -1,3В; 2) -1,247В; 3) -1,02В; 4) -0,98В; 5) +0,1В.
2+
№ 47
Задание:
Окислительно-восстановительный
потенциал
пары
-5
φ0 
= 1,51 В при концентрации катионов водорода 10 г+
2
+
MnO +8H +5e / Mn +4H O
4
2
ион/л равен:
Ответы.1) 1,046В; 2) 1,51В; 3) 1,48В; 4) 1,1В; 5) 1,08В.
№ 48
Задание.
MnO4
+ 8H
+
Окислительно-восстановительный
+ 5e = Mn 2+ + 4H 2 O
при
условии
потенциал для системы
-5
С MnO =10 моль/л;

4
-2
С Mn =10 моль/л равен:
2+
Ответы: 1) 1,51В; 2) 1,49В; 3) 1,36В; 4) 1,409В; 5) 1,38В.
№ 49
Задание: Окислительно-восстановительная реакция
FeSO4+H2SO4+K2Cr2O7 →Cr2(SO4)3+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O возможна, если
0
0
3+= 1,33 В, φ
2+= 0,77 В ) равна:
∆φ° реакции ( φCr O2−
/ 2Cr
Fe / Fe
7
Ответы: 1) 0,56В; 2) 0,62В; 3) 0,7В; 4) 0,8В; 5) 0,82В.
3+
2
№ 50
Задание. Константа равновесия реакции 2HNO3+S = 2NO + H2SO4
следующих условиях: Р=5,066104 Па;
С 2 = 10 6 ; C HNO = 10 моль / л
SO
3
при
4
равна:
Ответы: 1) 3,89∙1059; 2) 3,60·1059; 3) 2,9·1029; 4) 3·1030; 5) 4·1059.
№ 51
Задание: Константа равновесия реакции
60
2КMnO4 +5НВr + 3H2SO4 =2MnSO4 +5HBrO + K2SO4 +ЗH2О
дартных условий равна:
Ответы 1) 3,33∙1029; 2) 3,22·1030; 3) 3,4·1030; 4) 3,5·1030; 5) 3,6·1029.
для стан-
№ 52
Задание: Константа равновесия окислительно-восстановительной системы
10 Br  + 2MnO4 +16 H + = 5 Br2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O
0
φ0
− = 1,06 В, φ
при стандартных условиях
Br 2 / 2 Br
75
70
−
MnO4 /2 Mn
75
70
2+=
1,51 В
равна:
70
Ответы: 1) 2,63∙10 ; 2) 2,7·10 ; 3) 2,4·10 ; 4) 2,6·10 ; 5) 2,65·10 .
№ 53
Задание: Направление окислительно-восстановительной реакции при указанных условиях 2Со3+ + Рb2+ ↔ 2Со2+ + РЬ4+ будет протекать:
1·10-4
1·10-6 1·10-2 1·10-2
моль/л
моль/л
моль/л
моль/л
1) справа налево; 2) слева направо; 3) реакция находится в равновесии; 4)
реакция ионообменная; 5) преобладает скорость прямой реакции.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 54
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в
следующей ОВР H2SO4 +HI→ H2S + I2 + H2O равна:
Ответы: 1) 9; 2) 3; 3) 6; 4) 8; 5) 7.
№ 55
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в
следующей ОВР равна: Fe 2 O3 + KNO3 + KOH  K 2 FeO4 + KNO 2 + H 2 O .
Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 12; 4) 8; 5) 10.
№ 56
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в
следующей ОВР NaClO3+SO2+H2SO4→ NaHSO4+ClO2 равна:
Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 8; 4) 10; 5) 12.
№ 57
Задание: Сумма коэффициентов перед окислителем и восстановителем в
следующей ОВР Ca 3 (PO4 )2 + C + SiO2  P + CO + CaSiO3 равна:
Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 10; 4) 12; 5) 14.
№ 58
61
Задание: Коэффициент перед восстановителем в реакции
KMnO4+N2H4+H2SO4→ N2+ 4MnSO4+ K2SO4+H2O равен:
Ответы: 1) 5; 2) 7;
3) 8;
4) 10; 5) 9.
№ 59
Задание: Коэффициент перед восстановителем в реакции
Na2S2O3+I2→Nа2S4O6+NaI равен:
Ответы: 1) 2; 2) 4; 3) 3; 4) 6; 5) 3.
№ 60
Задание: Сумма коэффициентов в правой части уравнения реакции
HgCl2+H3PO3+H2O→H3PO4+Hg+HCl равна:
Ответы: 1) 4;
2) 6;
3) 7;
4) 9; 5) 10.
№ 61
Задание: Сумма коэффициентов в уравнении реакции
Sb+HNO3→HSbO3+NO+H2O равна:
Ответы: 1) 13;
2) 15;
3) 17;
4) 18;
5) 20.
№ 62
Задание: Сумма коэффициентов в уравнении реакции
Sn+HNO3→H2SnO3+NO2+H2O равна:
α-оловянная кислота
Ответы: 1) 10; 2) 11; 3) 12; 4) 14; 5) 16.
№ 63
Задание: Сумма коэффициентов в уравнении ОВР равна:
Na2RuO4+H2SO4→Na2SO4+RuO2+O2+H2O
Ответы: 1) 9; 2) 12; 3) 16; 4) 11; 5) 14.
№ 64
Задание: Реакция диспропорционирования следующая:
1) S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O;
2) MgCl2+ H2O→MgОНCl+НCl;
3) 3Ag+4HNO3→3AgNO3+NO+2H2O ;
4) 2Cr(OH)3+3H2SO4→ Cr2(SO4)3+6H2O;
5) NaОН+НCl→NaCl+H2O.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 65
Задание:
Реакция
внутримолекулярного
следующая:
1) 4Ag+H2S+O2→2Ag2S+2H2O;
2) 2СuI2→2CuI+I2;
3) 3K2MnO4+2H2O→2KMnO4+MnO2+4КОН;
окисления-восстановления
62
4) 6NaОН+3S→ 2Na2S+Na2SO3+3H2O;
5) Сu+4HNO3→Cu(NO3)2 +2NO2+2H2O.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 66
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность проявляет:
1) S 2 ; 2) MnO2; 3)NO3?; 4) NH3; 5) AlO33 .
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 67
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность в реакциях
проявляет следующая частица:
?
2
1) S ; 2) NO2 ; 3) NO3 ; 4) Mn2+; 5) MnO4 .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 68
Задание: Окислительно-восстановительную двойственность в ОВР проявляет
следующая частица:
1) NaCrO2; 2) NaNO3; 3) NH4NO3; 4) KMnO4; 5) Al.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 69
Задание: Реакция диспропорционирования следующая:
1) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O;
2) MgCl2+ H2O→MgОНCl+НCl;
3) 3Ag+4HNO3→3AgNO3+NO+2H2O ;
4) Zn+2НCl→ZnCl2+H2 2Cr(OH)3+3H2SO4→ Cr2(SO4)3+6H2O;
5) MnO2 +4НCl→MnCl2+Cl2+2H2O.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 70
Задание: K2Cr2O7 ( φ 0
Cr2O 2  +14 H ++6 e / 2Cr 3++7H 2O
7
=1,33В) в кислой среде при
стандартных условиях окислитель только для следующего процесса:
1) 2F--2ē=F2, φ0=2,85 B;
2) 2Cl--2ē=Cl2, φ0=1,36 В;
3) 2Br--2ē=Br 2, φ0=1,06 В;
4) Au3++3ē=Au0, φ0=1,5 В;
5) H2O2+2H+=2H2O, φ0=1,776 В.
Ответы:1); 2); 3); 4); 5).
№ 71
63
Задание: K2Cr2O7 ( φ 0
=1,33В) в кислой среде при
Cr2O 2  +14 H ++6 e / 2Cr 3++7H 2O
7
стандартных условиях окислитель только для следующего процесса:
1) Mn 2  4H 2O  5e  MnO 4  8H  ,  0  1,51 B ;
2) 2I   2e  I 2 ,  0  0,54 B ;
3) 2F   2e  F2 ,  0  2,87 B ;
4) MnO 2  2H 2O  3e  MnO 4  4H  ,  0  1,695 B ;
5) PbSO4 + 2H 2 O  2e = PbO 2 + 4H + + SO42 , 0 = 1,685 В .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5)
№ 72
Задание: Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии
промежуточной степени окисления проявляют:
Ответы: 1) только восстановительные свойства; 2) только окислительные
свойства; 3) не проявляют свойств окислителя и восстановителя; 4)
проявляют свойства окислителя и восстановителя; 5) кислотные свойства.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 73
Задание: В полуреакции: NO 3 → NH4+ число принятых электронов равно:
Ответы: 1) 10; 2) 8; 3) 12; 4) 14; 5) 9.
№ 74
Задание: В полуреакции: Сr3+→ CrO42- число отданных электронов равно:
Ответы: 1) 6; 2) 8; 3) 7; 4) 9; 5) 3.
№ 75
Задание: Окисление – это … степени окисления элемента (подберите
правильное слово). В полуреакции P → PO43- степень окисления ванадия
стала равной:
Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 10.
№ 76
Задание: Восстановление – это… степени окисления элемента (подберите
правильное слово). В полуреакции MnO4 → MnO2 степень окисления
марганца стала равной
Ответы: 1) 2; 2) 4; 3) 7; 4) 8; 5) 6.
№ 77
Задание: Только восстановителями в ОВР являются соединения:
1) Na2SnO3; 2) HIO4; 3) Na2S; 4) K2SO3; 5) Na3AsO4.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 78
64
Задание: Только окислителями в ОВР являются соединения:
1) NaClO4; 2) H2SO3; 3) H2O2; 4) MnSO4; 5) Al.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 79
Задание: Реакция окисления-восстановления следующая:
1) P2O5+3H2O→2H3PO4;
2) KОН+Al(OH)3→KAlO2+2H2O;
3) CaCO3→СаО+СO2;
4) SO3+H2O→H2SO4;
5) 2AgNO3→2Ag +2NO2+O2.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 80
Задание: Только окислительные свойства проявляет следующая частица:
1) (NH4)2S2O8; 2) Na2SO3; 3) K2MnO4; 4) Al2(SO4)3; 5) HI.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 81
Задание: Окислительно-восстановительная реакция следующая:
1) Sb+5HNO3+H2O→H[Sb(OH)6]+5NO2;
2) KОН+Al(OH)3→KAlO2+2H2O;
3) P2O5+3H2O→2H3PO4;
4) СrCl3+3H2O→ Cr(OH)3+3НСl;
5) NH3+H2O→NH4OH.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 82
Задание: Масса (г) твердого продукта реакции между 9,8 л сероводорода и 17,5
л диоксида серы (н.у.) равна:
Ответы: 1) 20; 2) 18; 3) 21; 4) 24; 5) 22.
№ 83
Задание: Окислительно-восстановительный потенциал системы
0
H2SO3+H2O→SO42-+4H++2ē,  SO
= 0,2B при следующих концентрациях
/ SO
2+
H2SO3, SO4 , H (моль/л) соответственно 10-3, 5·10-2, 2,9 равен:
Ответы: 1) 0,19 В; 2) 0,38 В; 3) 0,22 В; 4) 0,4 В; 5) 0,18 В.
2
4
2
3
№ 84
Задание: Окислительно-восстановительный потенциал для системы
−2
MnO4-+8H++5ē=Mn2++4H2O при условии С MnO = 10 5 моль / л ; С Mn = 10 моль/ л
равен:
Ответы: 1) 1,51В; 2) 1,49В; 3) 1,36В; 4) 1,47В; 5) 1,38В.

4
2+
№ 85
Задание: Константа равновесия окислительно-восстановительной системы
65
10 Br  + 2MnO4 +16 H + = 5 Br2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O
φO
φO
− = 1,06 B
2+= 1,51 B
при стандартных условиях
; MnO /2 Mn
равна:
75
70
Ответы: 1) 2,63ּ10 ; 2) 2,7ּ10 ; 3) 2,4ּ1075; 4) 2,6ּ1070; 5) 2,65ּ1070.
Br 2 / 2 Br
−
4
№ 86
Задание: Направление окислительно-восстановительной реакции при
указанных условиях 2Co 3+ + Pb 2+  2Co 2+ + Pb 4+ будет:
1ּ10-4
1ּ10-6
1ּ10-2 1ּ10-2
моль/л моль/л моль/л моль/л
1) справа налево; 2) слева направо; 3) реакция находится в равновесии; 4)
реакция ионообменная; 5) преобладает скорость прямой реакции.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 87
Задание: Окислительно-восстановительная реакция 2Cо3++Pb2+↔2Cо2++Pb4+
при следующих концентрациях (моль/л): [Co3+], [Co2+], [Pb2+], [Pb4+]
соответственно 1∙10-4, 1·10-2, 1·10-6, 1·10-2 протекает:
1). справа налево; 2). слева направо; 3). ионообменная;
4) находится в равновесии; 5) не доходит до конца.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 88
Задание: Окислительно-восстановительная реакция
6Br?(p)+IO3?(p)+6H+(p)=3Br2(ж)+I?(p)+3H2O(ж) при следующих концентрациях
(моль/л) [Br -], [Br2], [I-], [IO3-] соответственно 0,1; 1; 0,1; 0,001; а рН раствора
равен 1, протекает:
1) Справа налево; 2) Слева направо; 3) Находится в равновесии;
4) Не протекает; 5) Доходит до конца при рН=2.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 89
Задание: Окислительно-восстановительная реакция
6I-+Cr2O72-+14H+=2Cr3++3I3+7H2O
практически необратима, если значение константы равновесия
таково: φ0
=1,33В, 0I /2I  0,53В

Cr2 O 2  +14 H ++6 e / 2Cr 3++7H 2O
7
2
Ответы: 1) 1,3∙1081; 2) 2·1081; 3) 1,5·1079; 4) 1,3·1082; 5) 1,5·1081.
№ 90
Задание: Потенциал окислительно-восстановительной системы
6Fe2++ClO3-+6H+=Cl-+3H2O+6Fe2+ при рН=3,5 и концентрациях ионов Fe2+,
ClO3? , Cl? , Fe3+ соответственно (моль/л) 10-2; 10-1; 1; 1,5 равен:
Ответы: 1) 0,6 B; 2) 0,591 B; 3) 0,78 B; 4) 0,62 B; 5) 0,599 B.
№ 91
66
Задание: Нормальность 10% (по массе) раствора KIO3 (ρ=1,052 г/мл) при
восстановлении его до свободного йода равна:
Ответы: 1) 2,46 н; 2) 2,22 н; 3) 2,08 н; 4) 4,48 н; 5) 4,92 н.
№ 92
Задание: Константа равновесия реакции 2HNO3 + S = 2NO + H2SO4 при
следующих условиях: Р=5,066∙104 Па; CSO42-: Cs =10-6 : 1 моль/л; С HNO = 10
моль/л равна:
Ответы: 1) 3,81ּ1059; 2) 3,60ּ1059; 3) 2,9ּ1029; 4) 3ּ1030; 5) 4ּ1059.
3
№ 93
Задание: Константа равновесия реакции
2 KMnO4 + 5HBr + 3H 2 SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K 2 SO4 + 3H 2 O
для
стандартных
условий равна:
Ответы: 1) 3,33∙1029; 2) 3,22·1030; 3) 3,4·1030; 4) 3,5·1030%; 5) 3,6·1029.
№ 94
Задание: Окислительно-восстановительный потенциал пары Мn2+/Mn при
концентрации Mn2+=2 г-ион/л равен:
Ответы: 1) -1,171B; 2) -1,18В; 3) -2В; 4) -0,85В; 5) 1,2В.
№ 95
Задание: Окислительно-восстановительная реакция
H2S+H2SO4+K2Cr2O7→Cr2(SO4)3+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O
возможна, если Δφо реакции ( 0Cr2O72-/2Cr3+ = 1,33 B; 0S0/S2- =+0,14 B)
равна:
Ответы: 1) 0,56 В; 2) 1,21 В; 3) 0,7 В; 4) 0,8 В; 5) 0,82 В.
№ 96
Задание: Масса оксалата аммония (NH4)2C2O4, окисленная 50 мл 0,2 н
раствора перманганата калия в кислой среде равна:
Ответы: 1) 1 г; 2) 0,5 г; 3) 0,62 г; 4) 1,24 г; 5) 1,2 г.
№ 97
Задание: Эквивалентная масса сероводорода в схеме реакции
H2S+4H2O=SO42-+10H++8ē равна:
Ответы: 1) 4,5 г/моль; 2) 4,25 г/моль; 3) 4,36 г/моль; 4) 3,8 г/моль;
5) 32 г/моль.
№ 98
Задание: Эквивалент и эквивалентная масса перхлората калия KClO4 при
восстановлении его до диоксида хлора равны:
Ответы: 1) 1/2 моля; 46,2 г/моля; 2) 1/3 моля; 47,2 г/моля; 3) 1/3 г/моля;
46,2 г/моля; 4) 1/5 г/моля; 46,3 г/моля; 5) 1/4 моля; 46,2 г/моля.
№ 99
67
Задание: Эквивалент и эквивалентная масса перхлората калия KClO4 при
восстановлении его до свободного хлора равны:
Ответы: 1) 1/7 моля; 19,8 г/моля; 2) 1/6 моля, 20,01 г/моль; 3) 1/3 моля;
19,8 г/моля; 4) 1/9 моля; 20,01 г/моля; 5) 1/4 моля; 19,8 г/моля.
№ 100
Задание: Эквивалент и эквивалентная масса перхлората калия KClO4 при
восстановлении его до хлорид иона равны:
Ответы: 1) 1/9 г/моля; 17,3 г/моля; 2) 1/8 г/моля; 17,3 г/моля; 3) 1/6 г/моля;
18,2 г/моля; 4) 1/8 г/моля; 18,2 г/моля; 5) 1/8 моля; 20,2 г/моля.
№ 101
Задание: Число эквивалентов KI, необходимое для восстановления в кислой
среде 1 моля K2Cr2O7, равно:
Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 8; 4) 7; 5) 8.
№ 102
Задание: Число эквивалентов KI, необходимое для восстановления в кислой
среде 1 моля KMnO4, равно:
Ответы: 1) 5; 2) 8; 3) 6; 4) 4; 5) 10.
№ 103
Задание: Нормальность 0,1 М раствора перманганата калия, используемого
для окисления сульфита натрия в кислой среде, равна:
Ответы: 1) 0,3 н; 2) 0,5 н; 3) 0,6 н; 4) 1 н; 5) 0,25 н.
№ 104
Задание: Нормальность 0,1 М раствора перманганата калия, используемого
для окисления сульфида натрия в нейтральной среде, равна:
Ответы: 1) 0,5 н; 2) 0,3 н; 3) 0,2 н; 4) 0,4 н; 5) 0,8 н.
№ 105
Задание: Нормальность 0,1 М раствора перманганата калия, используемого
для окисления сульфида натрия в щелочной среде, равна:
Ответы: 1) 0,2 н; 2) 0,1 н; 3) 0,4 н; 4) 0,6 н; 5) 0,48 н.
№ 106
Задание:
Константа
равновесия
реакции
2+
+
2+
3+
+5Fe +8H =Mn +5Fe +4H2O при стандартных условиях равна:
Ответы: 1) 1059; 2) 1063; 3) 1062; 4) 1064; 5) 1058.
MnO4-
№ 107
68
Задание: Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции
10Br-+2MnO4-+16H+=5Br2+2Mn2++8H2O при стандартных условиях равна:
Ответы: 1) K=2,63·1075; 2) K=2,72·1075; 3) K=2,63·1076; 4) K=2,64·1075;
5) К=2,8∙1075.
№ 108
Задание: Окислительно-восстановительную реакцию направляет:
O
O
O
O
O
O
1) φOK >φВОССТ ; 2) φOK <φВОССТ ; 3) ΔG P > 0 ; 4) Δ φPO < 0 ; 5) φOK =φВОССТ .
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 109
Задание: Окислительно-восстановительную реакцию направляет:
1) ΔG<0; 2) ΔφР<0; 3) температура не изменяется; 4) давление нормальное
(101,3 кПа); 5) концентрации окисленной и восстановленной формы не
изменяются.
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 110
Задание: Большая величина константы равновесия ОВР показывает, что
равновесие смещено:
1) вправо; 2) влево; 3) концентрация восстановленной формы меньше
концентрации окисленной формы; 4) скорость прямой реакции меньше
скорости обратной; 5) скорость прямой реакции равна скорости обратной
Ответы: 1); 2); 3); 4); 5).
№ 111
Задание: Окислительно-восстановительная реакция
CrCl3+Br2+KOH→K2CrO4+KBr+H2O ( 0CrO4-/Cr3+ = - 0,13 B;
= 1,07 B) протекает слева направо, если ∆φо реакции равна:
Ответы: 1) 1,2В; 2) 2,4В; 3) 1,4В; 4) 2,6В; 5) 1,02В.
0
Br2/2Br-
№ 112
Задание: Константа равновесия реакции
2KMnO4 + 5 HBr + 3 H2SO4 = 2 Mn SO4 + 5 HBrO + K2SO4 + 3 H2O
для стандартных условий равна:
Ответы: 1) 3,33ּ1029; 2) 3,22ּ1030; 3) 3,4ּ1030; 4) 3,5ּ1030; 5) 3,6ּ1029.
№ 113
Задание: Константа равновесия реакции, протекающей в кадмиево-цинковом
гальваническом элементе, равна:
Ответы: 1) 1,6ּ1013; 2) 1,6ּ1012; 3) 1,6ּ10-12; 4) 1,6ּ1015; 5) 1,6ּ10-14.
8. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
69
8.1. Рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
Прежде всего необходимо изучить теоретический материал по теме,
используя рекомендуемую литературу и пособие.
При изучении теории целесообразно проверить усвоенное, выполняя
приведенные ниже задания (5.4.5, 5.4.6 и 7) для практических занятий. При
этом можно оценивать свои знания и умения по соответствию их следующим
требованиям.
Требования к знаниям и умениям
- Необходимо, во-первых, чётко представлять, что такое степень
окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление.
- уметь рассчитывать степень окисления элементов по формулам
соединений;
- знать, как изменяется степень окисления элемента в процессе его
окисления и восстановления;
- знать, какая степень окисления должна быть у атома данного
элемента,
чтобы он мог:
а - выступать только как окислитель;
б - только как восстановитель;
в - обладать окислительно-восстановительной двойственностью;
- уметь находить коэффициенты в уравнениях окислительновосстановительных реакций;
- уметь определять тип реакции окисления;
- пользуясь
таблицами
окислительно-восстановительных
потенциалов,
уметь определять возможность или невозможность протекания
окислительно-восстановительного процесса в стандартных или иных
условиях (приложение 3);
- уметь составлять уравнения ОВР.
При оформлении отчета следует придерживаться следующего
построения работы:
1. Цель лабораторной работы
2. Теоретическое обоснование
3. Приборы и реактивы
4. Выполнение опыта и наблюдения
5. Выводы к каждому опыту с учетом наблюдений и теоретических
обоснований
Заострим внимание на 1 пункте.
С помощью качественных реакций изучить окислительно-восстановительные
свойства простых и сложных веществ, участвующих в реакции.
На
основании
относительных
значений
φ0298
окислительновосстановительных пар определить окислитель и восстановитель.
70
Предсказать возможность протекания данной ОВР путем расчета Δφ0298 и
ΔG0298 реакции и соответственно определить направление данной ОВР, уметь
записать схему данной ОВР (исходные вещества и продукты реакции).
Для того чтобы студенты внимательно проделывали опыты и делали
правильные выводы на основе теоретических обоснований и наблюдений,
предлагается следующая таблица, которая заполняется студентом при
выполнении каждого опыта.
№ Название опыта
Приборы
и Наблюдения Выводы
п/п
реактивы.
Что
делали:
условия
определения опыта.
Уравнения реакций
1
8.2. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
Опыт 1. Окислительные свойства дихромата калия
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в)Приборы:
стеклянные
пробирки,
стеклянные
палочки,
микрошпатель, пипетки.
г) Реактивы: 2н раствор H2SO4; 0,5н растворы KJ и KNO2, K2Cr2O7,
сероводородная вода.
д) Определить возможность протекания реакции между дихроматом
калия в кислой среде в присутствии: иодида калия (KJ), сероводородной
воды (H2S), нитрита натрия (NaNO2).
На основе относительных значений φ0ОВП участвующих реагентов
определить окислитель и восстановитель, выписать схемы полуреакций из
приложения 3:
0
 Cr
=1,36B
O 14 H  6 e / 2 Cr  7 H O
2
2 7

0
J 2  2 e / 2 J 


3
2
= 0,54;  S0
2
2 e / S 0
0
=-0,48В;  NO


2  H 2O  2 e
/ NO3  2 H 
=0,934В
Рассчитать ∆ φ0 реакций, определить направление реакции и
подтвердить правильность расчета опытным путем.
е) Выполнение опыта и наблюдения: В три пробирки внести по 3-4
капли раствора дихромата калия K2Cr2O7 и по 2-3 капли 2H раствора H2SO4.
В первую пробирку добавить раствор KJ, во вторую – раствор сероводорода
H2S и в третью – раствор нитрита калия (KNO2) до появления устойчивой
окраски.
ж) Записать наблюдения, уравнения реакций. Сделать вывод, увязывая
наблюдения опыта с теоретическим обоснованием.
Опыт 2. Окислительные свойства перманганата калия (KMnO4) в
разных средах
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
71
в) Приборы: стеклянные пробирки,
стеклянные палочки,
микрошпатель, пипетки.
г) Реактивы: Разбавленный раствор KMnO4, 2н раствор H2SO4; 2н
раствор гидроксида натрия NaOH, дистиллированная вода, 0,5н Na2SO3 или
его кристаллы.
д) Выполнение опыта и наблюдения.
В три пробирки внести 3…4 капли разбавленного раствора
перманганата калия. В первую добавить 3…4 капли 2н раствора серной
кислоты, во вторую добавить 6…8 капель 2н раствора гидроксида калия, в
третью пробирку добавить 3...4 капли воды. Затем во все пробирки
прибавить по несколько капель свежеприготовленного раствора сульфита
натрия (или кристаллов) Na2SO3.
В первой пробирке фиолетовая окраска иона Мn04- становится слаборозовой, почти бесцветной, характерной для иона Mn2+; во второй пробирке
наблюдаем появление зелёной окраски, характерной для иона МnО42-; в
третьей пробирке наблюдаем образование осадка бурого цвета, характерного
для диоксида марганца MnO2. Используя данные наблюдения, написать
уравнения реакций. Руководствуясь строением атома, объясните, почему
Mn+7 проявляет только окислительные свойства.
Рассчитать ЭДС реакций, используя таблицу стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов (приложение 3).
е) Сделать выводы об окислительной способности перманганат-иона
Мn04 в разных средах, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений
элементов, находящихся в промежуточной степени окисления
Убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита
натрия (NaNO2).
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: стеклянные пробирки, стеклянные палочки, пипетки.
г) Реактивы: 2н раствор H2SO4; разбавленный раствор KMnO4, 0,5н
раствор нитрита натрия NaNO2, 0,5н раствор иодида калия KJ.
д) Выполнение опыта и наблюдения:
В одну пробирку поместить 3...4 капли раствора перманганата калия
КМn04, подкислить 2н раствором Н2S04 (2...3 капли и добавить раствор
NaNO2 до обесцвечивания раствора).
В другую пробирку внести 3...4 капли раствора иодида калия KJ,
подкислить 2н раствором Н2S04 (2...3 капли) и добавить раствор NaNO2 до
изменения окраски.
Как объяснить наблюдаемые, явления? Написать уравнения реакций. В
каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком –
окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется
оксид азота (II), а при их окислении образуются нитрат-ионы.
е) Сделать выводы, согласуя их с наблюдениями и теоретическим
72
обоснованием.
Опыт 4. Восстановительные свойства галогенидов
(опыт проводить под тягой!)
Сравнить восстановительную способность ионов (Вr? ) и иодида иона (J?) по
значениям стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (см.
приложение 3).
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: стеклянные пробирки,
стеклянные палочки,
микрошпатель, пипетки.
г) Реактивы: 2н раствор (H2SO4); кристаллы (KJ) и (KBr).
д) Выполнение опыта и наблюдения.
Для этого в две пробирки поместить по одному микрошпателю
кристаллов бромида калия KBr и иодида калия KJ и прилить 3…4 капли
концентрированного раствора Н2S04.
О ходе реакции судить по изменению окраски растворов и
выделяющимся газам (сернистого газа и сероводорода). Написать уравнения
реакций.
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 5. Взаимодействие растворов солей железа (Ш) и иодида калия
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: стеклянные пробирки, стеклянные палочки, пипетка.
г) Реактивы: 0,5н раствор хлорида железа (Ш) 2н раствор серной
кислоты (H2SO4), 0,5 раствора иодида калия (KJ) и бромида (KBr).
д) Выполнение опыта и наблюдения.
В пробирку прилить 4 капли хлорида железа (Ш), туда же прилить
3…4 капли 2н раствора серной кислоты (Н2S04) и затем прилить 3…4 капли
0,5н раствора иодида калия KJ.
Пронаблюдать, записать наблюдения и уравнения реакций. Проверьте,
будет ли протекать реакция при смешивании раствора хлорида железа (FeCl3)
и раствора бромида калия (KBr).
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
8.3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
Опыт 1. Термическое разложение дихромата аммония
(опыт проводить в вентиляционном шкафу!)
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: большая стеклянная пробирка,
микрошпатель,
пробиркодержатель, спиртовка, штатив.
73
г) Реактивы: Кристаллы бихромата аммония (NH4)2Cr2O7 - оранжевого
цвета).
д) Выполнение опыта и наблюдения.
Поместить в сухую пробирку 2...3 микрошпателя тонкоизмельченных
кристаллов дихромата аммония (NH4)2Cr2O7. Пробирку закрепить на штативе
наклонно, отверстием в сторону от себя и других работающих в лаборатории.
Осторожно нагреть верхний слой соли до начала реакции и затем нагревание
прекратить. Объясните «вулканообразное» протекание реакции. Обратите
внимание на продукты реакции – газообразные азот, пары воды и твердый
оксид хрома (III). Написать уравнение реакции и указать в ней окислитель и
восстановитель. Проанализировать продукт реакции Cr2O3, растворением
его: а) в H2O;
б) в 2н растворе серной кислоты; в) 2н растворе гидроксида натрия (NaOH).
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 2. Термическое разложение перманганата калия (KMnO4)
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: большая стеклянная пробирка, пробиркодержатель или
штатив с лапками, микрошпатель, спиртовка, лучинка
г) Реактивы: Кристаллы перманганата калия (KMnO4)
д) Выполнение опыта и наблюдения.
Поместить в сухую пробирку 1…2 микрошпателя перманганата калия
КМn04 и осторожно нагреть на небольшом пламени спиртовки. Поднести к
отверстию пробирки заранее подготовленную тлеющую лучинку. Наблюдать
ее возгорание. После прекращения выделения газа дать пробирке остыть, а
затем добавить к ней 6…8 капель воды, пермешивая содержимое пробирки
стеклянной палочкой. Каков цвет полученного раствора манганата калия?
Написать уравнение реакции, учитывая, что третьим продуктом реакции
является диоксид марганца. Указать в ней окислитель и восстановитель и
написать схему перехода электронов.
Отделить раствор от осадка. Как меняется цвет раствора при его
разбавлении и особенно при добавлении одной капли разбавленной серной
кислоты (почему не соляной)? Отметьте образование осадка. Написать
уравнение реакций.
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 3. Термическое разложение нитрата меди (II)
(Cu(NO3)2·2H2O)
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка,
штатив или пробиркодержатель,
микрошпатель, спиртовка, лучинка.
г) Реактивы: кристаллы соли Cu(NO3)2·2H2O) - нитрат меди (II)
74
д) Выполнение опыта и наблюдения.
В пробирку внести 1-2 микрошпателя кристаллов нитрата меди
Cu(NO3)2·3H2O. Закрепить пробирку в штативе и осторожно нагреть над
пламенем горелки, наблюдая изменение цвета кристаллов и цвета
выделяющегося газа. Написать уравнение реакции разложения нитрата меди
(II), учитывая окраску возможных продуктов реакции (безводный Cu(NO3)2 белый; CuO- черный; Cu - красный; N2, N0 и О2 - бесцветные газы; NO2 бурый). Указать окислитель и восстановитель в молекуле нитрата меди (II).
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
8.4. Реакции диспропорционирования
(самоокисления, самовосстановления)
Опыт 1. Взаимодействие йода со щелочами
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, пробиркодержатель, спиртовка.
г) Реактивы: кристаллы йода, 2н раствор гидроксида натрия
д) Выполнение опыта и наблюдения.
Поместить в пробирку 1...2 кристалла йода, 3…5 капель раствора
гидроксида натрия или калия и нагреть. Как меняется цвет раствора?
Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в
щелочной среде является йодат натрия или, соответственно, калия, а
продуктом восстановления – иодиды калия или натрия.
Затем к холодному раствору прибавить по каплям столько
разбавленного раствора серной или соляной кислоты, сколько это
необходимо для образования кислого раствора (проверить по покраснению
универсальной индикаторной бумаги). Что происходит при этом?
Написать уравнение реакции, учитывая, что в кислом растворе
реагируют между собой йодат и йодид. Указать окислитель и
восстановитель.
е) Сделать выводы, увязывая их с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 2. Термическое разложение сульфита натрия
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, пробиркодержатель, спиртовка
г) Реактивы: кристаллический сульфит натрия
д) Выполнение опыта и наблюдения
В пробирку поместить один микрошпатель кристаллов сульфита
натрия Na2SO3. Закрепить пробирку в штативе и нагревать в течение 5…6
мин.
В остывшую пробирку добавить 8...10 капель дистиллированной воды
и растворить продукты реакции.
75
С помощью раствора сульфата меди CuSO4 обнаружить
образовавшиеся сульфид-ионы S2-.
Сравнить действие раствора CuSO4 на раствор исходной соли. Какое
еще вещество, кроме сульфида натрия образовалось при термическом
разложении сульфита натрия? Как его обнаружить?
Написать уравнение реакции диспропорционирования Na2SO3 при
прокаливании.
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
8.5. Двойственное поведение пероксида водорода в ОВР
Опыт 1. Восстановительные свойства пероксида водорода
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, пробиркодержатель, спиртовка, лучинка
г) Реактивы: раствор перманганат калия 0,5 н, разбавленная серная
кислота, 3% -ный раствор перекиси водорода, лучинка.
д) Выполнение опыта и наблюдения.
К 2...3 каплям раствора перманганата калия добавить столько же
разбавленной серной кислоты и З...4 капли раствора пероксида водорода
H2O2. Что наблюдаете? Обратите внимание на выделение газа и испытайте
его заранее приготовленной тлеющей лучинкой. Привести уравнение
реакции.
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
Опыт 2. Окислительные свойства пероксида водорода
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, пробиркодержатель, спиртовка.
г) Реактивы: раствор йодида калия или натрия 0,5н, 2 н раствор серной
кислоты 2н, 3% -ный раствор перекиси водорода, крахмальный клейстер
д) Выполнение опыта и наблюдения.
1) К 2...3 каплям раствора йодида калия или натрия прибавить столько
же разбавленной серной кислоты и 3...4 капли раствора пероксида водорода.
Написать уравнение реакции. Какое вещество образовалось и как его можно
обнаружить?
2) По обменной реакции между нитратом свинца (II) Pb(NO3)2 и
сероводородной водой H2S получить осадок сульфида свинца PbS. Осадок
отфильтровать и обработать 3%-ным раствором пероксида водорода. Как
изменяется цвет осадка? Привести уравнение реакций получения сульфида
свинца и его окисление в сульфат свинца PbSO4.
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
76
8.6. Зависимость направления ОВР от рН среды
Опыт 1 Влияние рН раствора на направление ОВР
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, пробиркодержатель, спиртовка.
г) Реактивы: 0,5н раствор ортоарсената калия, 2н раствор серной
кислоты, 0,5н раствор йодида калия (натрия).
д) Выполнение опыта и наблюдения:
К 2…3 каплям раствора ортоарсената калия прибавить 3 капли
разбавленной серной кислоты и 2…3 капли раствора йодида калия. Что
наблюдаете? Написать уравнение реакции. Как изменится цвет раствора при
добавлении в него 3…4 капель концентрированного раствора щелочи? Ответ
обоснуйте с помощью стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов систем AsO43-/AsO33- и J2/2J-.
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
8.7. Реакции, в которых окислитель или восстановитель
расходуются также на связывание получаемых продуктов
Опыт 1. Окисление хлорид-иона концентрированной соляной
кислоты
двуокисью свинца (PbO2)
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка, микрошпатель, пробиркодержатель, спиртовка
г) Реактивы: диоксид свинца, концентрированная HCl (ρ=1,19 г/см3)
д) Выполнение опыта и наблюдения:
В пробирку внести один микрошпатель порошка двуокиси свинца и 3 –
4 капли концентрированной соляной кислоты уд.веса 1,19. Пробирку
осторожно нагреть. Отметить цвет выпавшего осадка хлорида свинца. Какой
газ выделяется? Сколько молекул НСl в этой реакции явилось
восстановителем? Написать уравнение реакции.
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями в опыте и теоретическим
обоснованием.
8.8. Учебно-исследовательская работа
Составить уравнения реакций перехода соединений марганца по схеме:
а) Цель опыта
б) Теоретическое обоснование
в) Приборы: пробирка стеклянная
г) Реактивы: 0,5 н растворы солей – KMnO4, Na2S, Na2S2O3, K2MnO4;
2н раствор HCl, 2н раствор NaOH, 3% -ный раствор перекиси
водорода (Н2О2), кристаллы MnO2.
77
д) Выполнение опыта и наблюдения
е) Сделать выводы, увязывая с наблюдениями и теоретическим
обоснованием.
9. ПРИМЕРЫ ОВР ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
Подберите коэффициенты в следующих окислительновосстановительных реакциях. Укажите: восстановитель, окислитель;
процессы окисления и восстановления.
1.
2.
FeS2 + HNO3  Fe(NO3)3 + NO + H2SO4
KJ + (NH4)2Cr2O7 + H2SO4  J2 + Cr2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + K2SO4 +
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
PH3 + KMnO4 + H2SO4  H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
MnO2 + KC1O3 + KOH  K2MnO4 + KC1 + H2O
C3H5(OH)3 + K2Cr2O7 + H2SO4  CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
CoCl2 + K2S2O8 + KOH  Co2O3 + K2SO4 + KC1 + H2O
C2H2 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
K2MnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH
HNO3 + Р + H2O  H3PO4 +NO
BaFeO4 + KJ + HC1  FeCl2 + BaCl2 + J2 + KC1 + H2O
CrO3 + H2O2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + H2O + O2
FeCl3 + H2O2 + KOH  K2FeO4 + KC1 + H2O
KOH + Cl2  KC1 + KC1O3 + H2O
Na2WO4 + FeSO4 + H2SO4  WO2 + Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
HJO 3 +HJ  J 2 +H 2 O
КBrO + MnCl2 + KOH  KBr + MnO2 + KC1 + H2O
NaNO2 + NaJ + H2SO4  NO + J2 + Na2SO4 + H2O
J2 + Cl2 + H2O  HJO3 + HC1
N2H4 + AgNO3 + KOH  N2 + Ag + KNO3 + H2O
HNO2 + KMnO4 + H2SO4  HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KNO3 + Al + KOH + H2O  NH3 + KAIO2
Au + HNO3 + HC1  AuCl3 + NO +H2O
Pt + HNO3 + HC1  PtCL4 + NO + H2O
Cu(NO3)2  CuO + NO2 + O2
H2O
78
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.
AgNO 3  Ag + NO 2 +O 2
NH 4 NO 2  N 2 +H 2 O
SeO2 + SO2 + H2O  H2SO4 + Se
Ag + H2 S + O2  Ag2 S + H2 O
Bi + H2SO4  Bi2(SO4)3 + SO2 + H2O
As2O3 + Zn + H2SO4  AsH3 + ZnSO4 + H2O
K3As04 + KJ + H2SO4  K3 AsO3 + J2 + K2SO4 + H2O
P + HNO3 + H2O  H3PO4+ NO
KJ + H2O + O3  J2+ KOH + O2
KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
Br2+ C12+ H2O  HBrO3 + HC1
C1O2+ KOH  KC1O3 + KC1O2+ H2O
FeCl2 + Cl2  FeCl3
KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
Ag2O + H2O2  Ag + H2O + O2
SO2 + Br2 + H2O  HBr + H2SO4
J2 + KOH  KJO3 + KJ + H2O
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2
Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O
KMnO4 + KOH  K2MnO4 + O2 + H2O
Bi2S3 + HNO3  Bi(NO3)3 + NO + S + H2O
NiS + H2O2 + H2SO4  S + NiSO4 + H2O
Cr2(SO4)3 + K2S2O8+ H2O  K2Cr2O7 + K2SO4 + H2SO4
AgNO3 + AsH3 + H2O  Ag + H3 AsO4 + HNO3
Na2S2O4 + AgCl + NH4OH  (NH4)2SO3 + NaCl + Ag + H2O
KJO3 + Cl2 + KOH  K5JO6 + H2O + KC1
Na2SeO3 + Cl2 + NaOH  Na2SeO4 + NaCl + H2O
AsH3 + KMnO4 + H2SO4  H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Hg + NaNO3 + H2SO4  Na2SO4 + Hg2SO4 + NO + H2O
H2C2O4 + KC1O3  K2CO3 + CO2 + C1O2 + H2O
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
H2C2O4 + КСЮ3  K2CO3 + CO2 + C1O2 + H2O
КClO3 + FeCl2 + HC1  KC1 + FeCl3 + H2O
KH + SO2  H2 + K2S2O4
KJ + Na2O2 + H2O  J2 + KOH + NaOH
Na2O2 + KMnO4 + H2SO4  O2 + H2O + Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4
MoS2 + O2 + Na2CO3  Na2MoO4 + Na2SO4 + CO2
CH3CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4  CH3CHO+Cr2(SO4)3+K2SO4 +
63.
64.
65.
66.
67.
K2Mn04 + H2O  KMnO4 + MnO2 + KOH
Au + KCN + O2 + H2O  K[Au(CN)2] + KOH
P + KJO3 + KOH  K3PO4 + KJ + H2O
N2 H4+ J2 + KOH  N2+ KJ + H2O
FeBr2 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + FeBr3 + MnSO4 + KBr +
H2O
H2O
79
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.
H2O2 + AgNO3 + NH4OH  O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
HCHO + [Ag(NH3)2]OH  Ag + CO2 + NH3 + H2O
H2S + C6H5NO2  S + C6H5NH2 + H2O
AsH3 + AuCl3 + KOH  K3As03 + Au + H2O
NaJ + MnO2 + H2SO4  J2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
NaHSO3 + NaJO3 + H2SO4  Na2SO4 + NaHSO4 + J2 + H2O
J 2 +KC1O 3  KJO 3 +C1 2
Br2+ NaOH  H2O + NaBr + NaBrO3
MnSO4 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
MnO2 + KBr + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Br2 + H2O
SbCl3 + Hg2Cl2 + NaOH  NaSbO3 + NaCl + Hg + H2O
CoBr2 + O2 + KOH + H2O  Co(OH)3 + KBr
Co(NO3)2 + AgNO3 + NaOH  Co(OH)3 + Ag + NaNO3
Co + HNO3 + H2SO4  COSO4 + N2 + H2O
KMnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2  BaMnO4 + NaNO3 + KOH + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Bi(NO3)3 + SnCl2 + NaOH  Bi + Na2Sn03 + NaNO3 + NaCl + H2O
H2SO3 + H2S  S + H2O
NH4NO2  N2 + H2O
P + КОН + H2O  PH3 + КН2РО2
S + КОН  K2SO3 + K2S + Н2О
НС1 + CrO3  CrCl3 + С12 + Н2О
F2 + H2O  HF + O2
AgNO3 + КОН + Н2О2  Ag + KNO3 + О2ъ
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Н2О
K2SO3 + KMnO4 + Н2О  K2SO4 + MnO2 + КОН
K2SO3 + KMnO4 + KOH  K2SO4 + K2Mn04 + H2O
HBr + H2SO4  Br2 + SO2 + H2O
С + H2SO4  CO2 + SO2 + H2O
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2S + H2O
P + HNO3  H3PO4 + NO2 + H2O
Ag + HNO3  AgNO3 + NO2 +H2O
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2 + H2O
Mg + HNO3  Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
КClO3 + FeSO4 + H2SO4  KC1 + Fe2(SO4)3 + H2O
KMnO4 + KCrO2 + H2O  K2Cr04 + MnO(OH)2
KMnO4 + H2SO4 + H2S  K2SO4 + MnSO4 + S + H2O
As2S + HNO3 + H2O  H3As04+ H2SO4+ NO
CuS + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O + S
Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4  Na2SO4+ Cr2(SO4)3 + H2O
Na2SO3 + J2 + H2O  Na2SO4 + HJ
KCIO3 + FeCl2 + HCI  KC1 + FeCl3 + H2O
MnO(OH)2 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + H2O + O2
80
113.
114.
115.
116.
117.
118.
119.
120.
121.
122.
123.
124.
125.
126.
127.
128.
H2O2 + KJ + HCI  J2 + KC1 + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH  O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
KJ + H2O2 + H2SO4  J2 + K2SO4 + H2O
KJ + O3 + H2O  J2 + O2 + KOH
N2H4 + KMnO4 + H2SO4  N2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + HNO3  Na2SO4 + NO + H2O
As2O3 + HOC1 + H2O  H3AsO4 + HCI
MnSO4 + Ca(OCl)2 + NaOH  MnO2 + CaCl2 + Na2SO4 + H2O
MnCl2 + KOC1 + KOH  MnO2 + KC1 + H2O
MnSO4+ H2O2+ KOH  MnO2+ K2SO4+ H2O
MnSO4 + NaNO3 + Na2CO3  Na2Mn04 + CO2 + NaNO2 + Na2SO4
Ni(OH)2+ CaOCl2+ H2O  Ni(OH)3 + CaCl2
UC14 + O2 + H2O  UO2C12 + HCI
KJ + CeO2 + HCI  J2 + CeCl3 + KC1 + H2O
Bi(NO3)3 + SnCl2 + NaOH  Bi + Na2SnO, + NaCl + NaNO3 +
129.
130.
131.
132.
133.
As2Se3 + HNO3 + H2O  H3AsO4 + H2SeO4 + NO
PbO2 + MnSO4 + HNO3  HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
H2S + HNO3  H2SO4 + NO + H2O
K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + NaNO3 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
H2 O
134.
10. ВОПРОСЫ ДЛЯ ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ
1. Укажите, какие из нижеприведенных ионов (атомов, молекул) могут
являться только восстановителями? Теоретически обоснуйте ответ.
Вариант I
Ca0
CO32MnO32FeO2ClВариант II
Se2SeO32PbO2
CrO42SnO32Вариант III
Sn4+
Al3+
Sn4+
Mn6+
N3Вариант IV
As3As0
As2O3
AsO33AsO33Вариант V
Li0
N3+
Mn7+
Cr6+
S6+
Вариант VI
B3+
S4+
Pb3+
Al3+
BrВариант VII BiO3Ge2+
Se4+
P3SbO2Вариант VIII SO2
TeO62S0
Mg0
ClO2Вариант IX
N3S2P3+
ClO2
Mn3+
Вариант X
Si4SiO32NO2
Au3+
Pb4+
2. Укажите, какие из нижеприведенных ионов (атомов, молекул) могут
являться только окислителями? Теоретически обоснуйте ответ. Дайте
определение окислителю.
81
Вариант I
Вариант II
Вариант III
Вариант IV
Вариант V
Вариант VI
Вариант VII
Вариант VIII
Вариант IX
Вариант X
MnO2
Cr2O72SeO42AsO33HAuCl4
V4+
Cr
Co
H2
VO3-
MnO32Cr3+
Se2NH3
Au0
Sn2+
H2C2O4
As3+
Fe2+
NO
MnO42CrO2SeO2
PbO
Zn0
NO
HCOOH
C
S
Fe2O3
Mn2+
CrO
AsH3
NO2Fe2+
H2SO4
P
NO2NH3
WO2
MnO4Cr(OH)3
AsO33HN3
Co2+
BrCO2
PO43SnO32J-
3. Укажите, при каком переходе имеет место окисление? Теоретически
обоснуйте ответ. Дайте определение окислителю.
Вариант I
Cl-  ClO4-
Cr2O723+
 2Cr
Вариант III SeO422 SeO4
Вариант II
Fe2O3 
Fe2+
NO3-  NO
AsO43 
AsO33-
Cl2  2Cl-
2JO4-  J2
Sn4+  Sn2+
MnO4- 
MnO2
As2S3 
AsO43+SO42Br2  BrO3-
MnO4- 
MnO42
VO3-  V4+
Pb2+ 
PbO2
BrO3-  Br-
Br2O  BrO
Вариант IV Br2  Br-
BrO-  Br-
CrO30 
CrO2Cl2
Вариант VI NO3-  NO
CrO3 
CrO42MnO4 MnO2
CrO30  Cr3
Cr2O72- 
2Cr3+
Cl20  2ClS0  S2-
Br2O5  HBr
O3
Cr2O72- 
Cr(OH)3
As2O3 
2ASO43S6+  S2-
Fe2O3 
2Fe2+
MnO4- 
MnO42N2  HN3
Cl20  2Cl-
2JO4-  J20
Sn4+  Sn2+
MnO442+
 Mn
N2  NH2O
H
MnO2  Mn
MnO4- 
Mn7+
NO3  N2O4
Вариант V
Вариант
Mn2+  MnO4
VII
Вариант
Cl-  ClO4VIII
Вариант IX MnO20 
MnO4Вариант X N3-  NO3-
+
2+
NO3-  NO2
-
Cr3+  CrO
24
2BiO33- 
Bi2O3
NO3-  N3-
4. Укажите, при каком переходе имеет место восстановление? Теоретически
обоснуйте ответ. Укажите что такое восстановление.
Вариант I
Mn2Mn4+ 
MnO2 
MnO32- 
MnO4- 
2 MnO3
MnO42MnO42MnO42MnO2
Вариант II J  JO3
J  JO
J  JO3
J2  2 J
J-  JO4Вариант III ZnO2  Zn0
Cr3+  CrO
24
NO2- 
NO3-
ClO2 ClO4
2Cl  Cl2
82
Вариант IV Cr(OH)3 
Cr2O72Вариант V BeO  Be0
Вариант VI Po2+  P0O2
Вариант
Po2+  P0O2
VII
Вариант
Os0  OsO2
VIII
Вариант IX PbO32- 
PbO
Вариант X
Sn2+  Sn4+
As2O3 
ASO43Be0
2 BeO2
Po0  PoO3
J2  2 J-O3-
Po0  PoO3
Pt  PtS
OsO2 
OsO4
PbSO4 
PbO2 +
SO42Ti2+  Ti3+
OsO2 
OsO42H2S  SO42- S2-  SO32-
2Bi0 
Bi2O3
Pt  PtS-
2-
2-
Ti3+  Ti4+
CuO 
Cu0
La 
LaO33PtO2 
PtO3
PtO2 
PtO3
SnO2-  Sn0
Mn2+ 
MnO4J2  2 JO-
GeO
 GeO2
Ca2+  Ca0
PdO2 
PdO
PdO2 
PdO
Zn2+  ZnSnO  SnO2
2Ag+ 
Ag2O3
5. Укажите, атом или молекула какого элемента играет роль окислителя в
нижеприводимых окислительно-восстановительных реакциях? Теоретически
обоснуйте ответ. Дайте определение окислителю. Подберите коэффициенты
в данной ОВР.
Вариант I
Bi2O3 + Cl2 +KOH  KCl +KBiO3 +H2O
Вариант II
Na2SO3 + KMnO4 +H2O  Na2SO4 +MnO2 +KOH
Вариант III CrBr3 + H2O2 +NaOH  Na2CrO4+NaBr+H2O
Вариант IV AgNO3 +J2 + H2O  AgJ + HNO3+AgJ
Вариант V NaNO3 +Hg + H2SO4  Na2SO4 + HgSO4 + NO + H2O
6. Укажите, атом какого элемента играет роль восстановителя в
нижеприводимых окислительно-восстановительных реакциях? Теоретически
обоснуйте ответ. Дайте определение восстановителю. Подберите
коэффициенты в рассматриваемой ОВР.
Вариант I
MgJ2 +H2O2 + H2SO4  J2 + MgSO4 + H2O
Вариант II
Mn(NO3)2 +PbO2 + HNO3  HMnO4+Pb(NO3)2+H2O
Вариант III AgNO3 +AsH3 + H2S  Ag + H3AsO4 + HNO3
Вариант IV Na3AsO3 + K2Cr2O7 + H2SO4  Na3AsO4+ Cr2(SO4)3 + H2O
Вариант V CS2 +KOCl + KOH  K2CO3 + K2SO4 + KCl + H2O
7. Какие из нижеприведенных ионов или молекул могут играть роль
одновременно и окислителя, и восстановителя? Теоретически обоснуйте
ответ. Когда проявляется окислительно-восстановительная двойственность?
Вариант I
Вариант II
Вариант III
Вариант IV
SO42MnO32SO32Br-
PO43MnO4BiO3N3+
NO2PbO2
WO42P5+
AsO43SnO22CO2+
S6+
MnO4SnO32FeO42S283
Вариант V
Вариант VI
Вариант VII
Вариант VIII
Вариант IX
Вариант X
Cl5+
ClSO32FeO42SbO2NH4+
Mn7+
K+
PO3WO3
SbO3N2O
ClP4+
Mn2O
Mg
Ta2O5
PbO32-
P5+
O2PbO2
FeO2SnO32GeO
Ca2+
J7+
S2Cl2O7
HNO2
SeO32-
8.
Какие
из
нижеприведенных
ОВР
относятся
к
реакции
диспропорционирования? Теоретически обоснуйте ответ. Дайте определения
таким реакциям. Подберите коэффициенты в рассматриваемой ОВР.
Вариант I
1)
P + KOH + H2O  KH2PO2 + PH3
2)
FeS2 +HCl + HNO3  FeCl3+ H2SO4 + NO + H2O
3)
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2S + H2O
4)
P + HNO3  H3PO4 + NO
5)
H2SO4 + HJ  S + H2O + J2
Вариант II
1)
Al + CuSO4  Al2(SO4)3 + Cu
2)
Na2V4O9 +HCl  VOCl2+ NaCl + H2O
3)
N2H4  N2 + NH3
4)
KClO3 + J2 + H2O  HJO3 + KCl
5)
Bi + HNO3  Bi(NO3)3 + NO + H2O
Вариант III
1)
Fe2O3 + CO  CO 2+ 2 FeO
2)
Bi2O3 + Cl2 + KOH  KCl+ KBiO3 + H2O
3)
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
4)
HClO3  HClO4 + ClO2 + H2O
5)
Ag + H2SO4  SO4+ Ag2SO4 + H2O
Вариант IV
1)
S + KOH  K2SO3 + K2S + H2O
2)
Fe2 (SO4)3 + AsH3  As + Fe SO4 + H2 SO4
3)
CrCl3 + H2O2 + NaOH  NaCrO2 + NaCl + H2O
4)
CuS + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O + S
5)
CaO + CO2  CaCO3
Вариант V
1)
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
2)
H2O2 + KJ + HCl  J2 + KCl + H2O
3)
KJ + Br2  KBr + J2
4)
KClO3  KClO4+ KCl
5)
CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu
84
Вариант VI
1)
K2SO3  K2SO4 + K2S
2)
SnCl2 + HgCl2  Hg2Cl2 + SnCl4
3)
AgNO3 + KCN  AgCN + KNO3
4)
MnSO4 + KMnO4 + H2O  MnO2+ K2SO4 + H2 SO4
5)
HJ + Cl2 + H2O  HJO3 + HCl
Вариант VII
1)
Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O
2)
Cu + Hg(NO3)2  Hg + Cu(NO3)2
3)
Mn2(SO4)3 + H2C2O4  MnSO4 + H2 SO4 + H2O
4)
KOH+ MnO2 + KClO3  K2MnO4+ KCl + H2O
5)
ClO2 + Ba(OH)2  Ba(ClO2)2 + Ba(ClO2)2 + Ba(ClO3)2+ H2O
Вариант VIII
1)
KJO3 + HF  K[JO2F2] + H2O
2)
Br2 + Cl2 + H2O  HBrO3 + HCl
3)
Ag + O3  Ag2O + O2
4)
H2S + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
5)
HNO2  HNO3 + NO + H2O
9. Какая из нижеприведенных реакций является окислительновосстановительной? Дайте определение ОВР. Укажите окислитель и
восстановитель. Укажите коэффициенты в данной ОВР.
Вариант I
1)
H3PO4 + 3NaOH  3H2O + Na3 PO4
2)
Cr2 (SO4)3 + 6RbOH  2Cr(OH)3 + 3Rb2SO4
3)
BaCl2 + (NH4)2C2O4  BaC2 O4 + 2N H4Cl
4)
2FeSO4 + Ag2SO4  2Ag+ Fe2(SO4)3
5)
KCl + NaNO2  KNO3 + NaCl
Вариант II
1)
HgCl2 + 2KJ  HgJ + 2KCl
2)
Fe(OH) 2 + HCl  H2O + Fe(OH)Cl
3)
H2 + Br2  2HBr
4)
Cr(OH)3 + 3HCl  CrCl3+ 3H2O
5)
6HCl + Al2(SO4)3  2AlCl3 + 3H2SO4
Вариант III
1)
HNO3 + P + H2O  H3PO4+ NO
2)
Zn(NO3)2 + Na2S  ZnS + 2NaNO3
3)
CaCO3  CaO + CO2
4)
H2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2HCl
5)
Na2S + H2O  NaHS + NaOH
Вариант IV
85
1)
2)
3)
4)
5)
Cr2S3 + 6H2O  2Cr(OH)3 + 3H2S
Hg(NO3)2 + NaOH  HgO + 2NaNO3
H2S+ Br2  2HBr + S
Fe2O3+ 6HCl  2FeCl3 + 3H2O
NH3 + H2O  NH4OH
Вариант V
1)
Fe2O3 + CO  CO2 + 2FeO
2)
Al2O3 + 3H2SeO4  Al2(SeO4)3 + 3H2O
3)
2CuSO4 + 2H2O  (CuOH)2SO4 + H2SO4
4)
Zn(OH)2+ H2SO4  ZnSO4+ 2H2O
5)
SeO2 + H2O  H2SeO2
Вариант VI
1)
H2S + Cd(NO3)2  CdS  + 2HNO3
2)
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2S + 2H2O
3)
AlCl3 +2H2O  Al(OH)2Cl + 2HCl
4)
Pb(NO3)2+ H2S  PbS+ 2HNO3
5)
3MnSO4 + 2Al(OH)3  3Mn(OH)2 + Al2(SO4)3
Вариант VII
1)
Mg + HNO3  Mg(NO3)2+ NH4NO3+ H2O
2)
MnSO4 + 2NaNO3  Mn(NO3)2 + Na2SO4
3)
FeCl3 +3NH4CNS  Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
4)
K2CrO4 + 2AgNO3  Ag2CrO4 + 2KNO3
5)
SnCl2 + H2O  SnOHCl + HCl
Вариант VIII
1)
SbO3 + 2H2O  Sb(OH)2Cl + 2HCl
2)
SnCl2 + H2S  SnS + 2HCl
3)
PbO + 2HNO3  Pb(NO3)2 + H2O
4)
Pb(OH)2+ 2KOH  2H2O + K2PbO2
5)
2PbO2  2PbO + O2
Вариант IX
1)
PbO + 2HCl  PbCl2 + H2O
2)
Al2S3 + H2O  2Al(OH)3 + 3H2S
3)
SnS2 + 3O2  SnO2 + 2SO2
4)
NaOH+ SO2  NaH SO3
5)
SO3 + H2O  H2SO4
Вариант X
1)
2H2S + H2SO3  3H2O + 3S
2)
2H2SO2  2SO + 2H2O
3)
NaCl +NaHSO4  Na2SO4+ HCl
4)
CaF2+ H2SO4  2HF+ CaSO4
86
5)
KClO4 + H2SO4  HClO4 + KHSO4
10.
Какая
из
нижеприведенных
ОВР
относится
к
реакции
внутримолекулярного окисления-восстановления? Дайте определение
реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.
Вариант I
1)
2NaCl + Zn(NO3)2 = 2NaNO3 + ZnCl2
2)
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3)
NH4NO3 = N2O + 2H2O
4)
SO2+ H2O = H2SO3
5)
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Вариант II
1)
2La + 3Cl2  2LaCl3
2)
3Mg + N2  Mg3N2
3)
H2 + CuO  Cu + H2O
4)
2Al +Cr2O3 = 2Cr+ Al2O3
5)
2AgNO3 = 2Ag0 + 2NO2 + O2
Вариант III
1)
3Zn + 2AuCl3 = 2Au + 3ZnCl2
2)
Fe(NO3)2 + AgNO3= Ag + Fe(NO3)3
3)
4Al +3O2 = 2Al2O3
4)
2КClO3 = 3O2+ 2KCl
5)
Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O
Вариант IV
1)
3Zn + 2AuCl3 = 2Au + 3ZnCl2
2)
2Al + 3CuSO4 = 3Cu + Al2 (SO4)3
3)
H3PO4 +3NaOH = 3H2O + Na3PO4
4)
2Ag2O = O2+ 4Ag
5)
2FeSO4 + Ag2SO4 = 2Ag + Fe2(SO4)3
Вариант V
1)
2Rb + H2O = H2 + 2RbOH
2)
Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = NH3 +4Na2[Zn(OH)4]
3)
5Cd +KMnO4 + 8H2SO4 = 5CdSO4+ K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
4)
Na2HPO4+ H2O = NaH2PO4 + NaOH
5)
4КClO3 = 3КClO4 + KCl
11. На основании величин стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов указать, какой из ионов, молекул является наиболее сильным
окислителем? Дайте объяснение
Вариант I
φ0В
1)
3N2 + 2H+/+2ē+2HN3
-3,1B
+
+
2)
N2 + 2H2O+4H /+2 ē+ (2NH4OH) +H
-1,87B
+
3)
2HNO2+4 H +4ē /N2O + 3H2O
+1,29B
4)
N2H4+ 4H2O+2ē/2NH4OH+2OH
+0,1B
5)
NH2OH+ 2H2O+2ē/ NH4OH+2OH
+0,42В
87
Вариант II
1)
2BrO?/Br2
2)
BrO3 ? /BrO?
3)
Br2/2Br4)
2BrO3? /Br2
5)
2HBrO + 2H+ + 2e-/Br2+ 2H2O
φ0В
+ 0,45 В
+ 0,54 В
+ 1,087В
+ 1,52 В
+ 1,59 В
Вариант III
1)
V2++2ē/V
2)
V2++ē/ VO+
3)
V2O5 + 6H++ 6 ē /2VO+ + 3H2O
4)
H2VO4+ 4H++ ē /VO2++ 3H2O
5)
VO43о –+ 6H++ 2 ē /VO++ 3H2O
φ0В
– 1,175B
– 0,044 B
+ 0,958 B
+ 1,314 B
– 1,125 B
Вариант IV
1)
MnO2 + 4H+ +2ē/Mn0 +2H2O
2)
Mn2O3 + 6H++ 2 ē /2Mn2 +3H2O
3)
MnO4–+ 8H+ +5 ē / Mn2 + 4 H2O
4)
Mn2+/ Mn0
5)
2H2O +MnO4–+ 3 ē/Mn02+4OH-
φ0В
+ 1,228 B
+ 1,443 B
+ 1,509 B
- 1,48 B
+ 0,69 В
Вариант V
1)
J2 + 2e-/2J2)
2JCN + 2H+ + 2ē/J2 + 2HCN
3)
HJO + H+ + 2ē/J? + H2O
4)
2HJO + 2H+ + 2ē/J2 + 2H2O
5)
JO3- + 3H2O + 6ē/J? + 6OH-
φ0В
+ 0,536 B
+ 0,63 B
+ 0,99 B
+ 1,45 B
+ 0,26 B
12. На основании величин стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов указать, какой из ионов (молекул, атомов) является наиболее
сильным восстановителем? Объясните.
Вариант I
φ0В
1)
Li/Li+
- 3,02 В
+
2)
K/K
- 2,922 В
2+
3)
Ca/Ca
- 2, 87 В
+
4)
Na/Na
- 2, 712 В
2+
5)
Mg/Mg
- 2,64 В
Вариант II
1)
2)
3)
4)
H2/2H+
Fe3+/Fe0
Pb0/Pb2+
Co/Co2+
φ0В
0,00 В
- 0,036 В
- 0,126 В
- 0, 277 В
88
5)
Cr2 / Cr3+
- 0,41 В
φ0В
– 1,05 В
– 0,92 В
– 0,90 В
– 0,76 В
– 0,508 В
Вариант III
1)
Mn0 /Mn2+
2)
Te2- / Te0
3)
SO32- + 2OH-/SO42-+ H2O
4)
Zn/Zn2+
5)
S2 - /S0
φ0В
Вариант IV
1)
2)
3)
4)
5)
H2C2O4/2CO2 + 2H+
Fe0/Fe2+
H2/2H+
H3PO3 + H2O / H3PO4 + 3H+
Sn/Sn2+
– 0,49 В
– 0,44 В
– 0,414 В
– 0, 20 В
– 0,136 В
φ0В
Вариант V
1)
2)
3)
4)
5)
H2S/S + 2H+
Sn2+ +/Sn4+
Cu/Cu2+
S + 3H2O/H2SO3 + 4H+
2J?/J2
+ 0,141 В
+0,15 В
+ 0,34 В
+ 0, 45 В
+ 0,53 В
13. При каком значении Δφ0 реакции перманганат калия KMnO4 может
окислять хлорид олова SnCl2 в кислой среде? Дайте объяснение.
E0 MnO4 ? /Mn = +1,51 В
E0Sn2 + /Sn4- =+0,15 В
1) э.д.с. = 0,64 В 2) э.д.с.=1,66 В
3) э.д.с.=+1,36 В
4) э.д.с.=+10,06 В 5) э.д.с.=0,0
14. В каком из нижеследующих пунктов правильно определено, что барий
эффективнее взаимодействует с разбавленной соляной кислотой, чем никель?
φ0Ba/Ba2+ = -2,90 В φ0Ni/Ni2+ = -0,25 В
φ0H2/2H = -0,00 В
1) –2.90-0.00=-2,90 В
2) 0,00+(-2,90) = -2,90 В
3) –2,90-(-0,25)= -1,65 В
4) –2,9+(-0,25) = -3,15 В
5) 0,00-(-2,90)= 2,90 В
6) 0,00-(-0,25) = 0,25 В
15. В каком из действий впервые при нахождении коэффициентов
следующей ОВР допущена ошибка? Объясните причину?
89
Вариант I
1) CuS + HNO3  S + Cu(NO3)2 + NO + H2O
2) CuS + H+ = NO3-  S0 + Cu2+ + 2NO3- + NO + H2O
3) CuS – 2e- = Cu2+ + S0 1
NO3-+ e- = NO0
2
4) CuS + 2NO3-  Cu2+ + S0 + 2NO
5) CuS + 2HNO3  Cu(NO3)2 + S + 2NO+ H2O
Вариант II
K2Cr2O7 + Fe2SO4 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 +H2O
1) 2K++Cr2O72-+Fe2++ SO42- +2H+ + SO42-  2Cr3++3SO42- +2K+ +SO42+2Fe3+ +3SO42 +H2O
2) Cr2O72-+Fe2++2H+  2Cr3++2Fe3++H2O
3) Cr2O72- + 14H+ + 9e- = 2Cr3+ + 7H2O
2Fe2+ – 2e-
= 2Fe3+
2
9
4) 2Cr2O7 + 28H+ + 18Fe2+  4Cr3+ + 14H2O + 18Fe3+
5) 2 K2Cr2O7 + 14H2SO4 + 18FeSO4 = - 2Cr2(SO4)3+ 2K2SO4+ 9Fe2(SO4)3+
14H2O
Вариант III
As2S3 +HNO3 + H2O  H3AsO4 + NO + H2SO4
1) As2S3 +H+ + NO3- + H2O  3H+ + AsO4 3-+ NO + 2H+ + SO422) As2S3 + H2O + NO3-  AsO4 3-+ NO + SO423) As2S3 + 20H2O – 28e-  2AsO4 3-+ 3SO42- + 4OH+
NO3- – ē  NO
1
28
4) As2S3 + 2H2O + 2NO3-  2AsO4 3-+ 3SO42-+ 4OH- + 28NO
5) As2S3 +2HNO3 + 2H2O  2H3AsO4 + 3H2SO4 + 28NO
Вариант IV
NaCrO2 + Br2 + NaOH  Na2CrO4 + NaBr + H2O
90
1) Na+ + CrO2- + Br2- + Na++OH-  2Na+ + CrO42+ + Na+ + Br- + H2O
2) CrO2- + Br2 + OH-  CrO42- + 2H2O
3) CrO2 – 3 ē + 4OH-  CrO42- + 2H2O 1
Br2 + ē  Br?
3
4) CrO2- + 4OH- + 3Br2 = CrO42- + 2H2O + 3Br25) NaCrO2 + 4NaOH + 3Br2  Na2CrO4 + 2H2O + 3NaBr
Вариант V
PbO2 + MnSO4 + HNO3  HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 +H2O
1) Pb4+ + 2O2- + Mn2+ + SO42- + H+ + NO3-  H+ +MnO4- + Pb2+ + SO42- +
Pb2+ 2NO3- +H2O
2) Pb4+ + Mn2+ + H+  MnO4- + Pb2+ + H2O
3) Pb4+ + 2 ē = Pb2+
5
Mn2+ + 4H2O – 5e- = MnO4- + 8H+ 2
4) 5Pb4+ + 2Mn2+ + 8H2O = 5Pb2+ + 2MnO4- + 16H+
5) 5PbO2 + 2MnSO4 + HNO3 = 2PbSO4 + 3Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 8H2O
Вариант VI
MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O  HMnO4 + (NH4)2SO4+H2SO4
1) Mn2+ + SO4 2- +2NH4+ + S2O82- +2 H+ + O2-  H+ +MnO4- + 2NH4+ + 2H+
+SO422) Mn2+ + S2O82-  MnO4- + SO42- + H2O
3) Mn2+ + 4H2O -5 ē = MnO4-+ 8H+
2
S2O82- + 2 ē = 2SO42-
5
4) 2Mn4+ + 8H2O + 5 S2O82- = 2MnO4- + 16H+ + 10SO425) 2MnSO4 +5(NH4)2 S2O8 + 8H2O  2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2 SO4
16. В следующих ОВР укажите из числа нижеприведенных пар ту, в
которой правильно составлен ионно-электронный баланс.
Вариант I
Sb2S5 + HNO3 + H2O  H5SbO4 + H2SO4 + NO
1) Sb2S5 + 4H2O – 5e- = SbO43- + 8H+1
NO3- – ē = NO
5
91
2) Sb2S5 + 28H2O – 46 ē = 2SbO4 + 5SO42- + 56H+ 3
NO3- + 4H+– 3 ē = NO + 2H2O
16
3) Sb2S5 + 28H2O – 50e- = 2SbO43- + 5SO4 + 56H+ 1
NO3- – ē = NO + 2H2O
50
4) Sb2S5 + 12H2O – 16e- = 2SbO43- + SO42- + 24H+ 3
NO3- + 4H+ + 3 ē = NO + 2H2O
16
5) Sb2S5 + 28H2O – 40e- = 2SbO43- + 5SO42- + 56H+ 3
NO3- + 4H+ + 3 ē = NO + 2H2O
40
Вариант II
Mn(NO3)2 + AgNO3 + NH4OH  MnO2 + Ag + NH4NO3
1) Mn2+ + 2H2O – 2 ē = MnO2 + 4H+ 1
Ag+ + ē
= Ag0
2
2) Mn2+ + 2H2O + 6 ē = MnO2 + 4OH? 1
Ag+ + ē
= Ag0
6
3) Mn2+ + 3OH- - 3 ē = MnO2 + H2O + H+ 1
= Ag0
Ag + ē
4) Mn2+ + 4OH- - 2 ē = MnO2
Ag0 + ē
= Ag0
3
1
2
5) Mn2+ + 4OH- - 2 ē = MnO2+ 2H2O
Ag+ + ē
= Ag0
1
2
Вариант III
HNO2 + Br2 + H2O  HNO3 + HBr
1) NO2 – ē = HNO3
Br2 + ē
=
Br-
1
1
2) NO2 + H2O - 2 ē = NO3- + 2H+ 1
Br2 + ē = Br-
2
3) NO2 + 2H2O + 4e- = NO3- + 4H+ 1
Br2 + 2 ē =
2Br-
2
92
4) HNO2 + H2O - 2 ē = NO3- + 2H+ 1
Br2 + 2 ē =
2Br-
1
Вариант IV
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4  Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 +H2O
1) Cr2O72- - 2 ē = 2Cr3+ 1
S22- – 2 ē = S0
4
2) Cr2O72- + 10 ē = 2Cr3+ + 7O2- 1
S22- – 2 ē = S0
5
3) Cr2O72- – 8 ē = 2Cr3+ + 7H2O 1
S22- + 2 ē = S0
4
4) Cr2O72- + 14H+ + 6 ē = 2Cr3+ + 7H2O 1
S22- + 2 ē = S0
3
5) Cr2O72- + 14H+ + 6 ē = 2Cr3+ + 7H2O
1
S22- - 2 ē = S0
3
Вариант V
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4+ Fe2(SO4)3+ K2SO4+ 14H2O
1) MnO4 – 3 ē = Mn2+ 1
Fe2+ – 3 ē = Fe3+
3
2) MnO4- – 3 ē = Mn2+ + 4H2O 4
Fe2+ – 4 ē = 2Fe3+
3
3) MnO4- + 8H+ + 5 ē = Mn2+ + 4H2O 4
Fe2+ – 4 ē = 2Fe3+
5
4) MnO4- + 8H+ + 5 ē = Mn2+ + 4H2O 1
Fe2+ – ē = 2Fe3+
5
5) MnO2- + 8H+ + 5 ē = Mn2+ + 4H2O 2
2Fe2+ – 2 ē = 2Fe3+
5
17. Для указанной гальванической пары опишите принцип ее работы:
1) составьте схему гальванического элемента;
2) напишите уравнения процессов протекающих на электродах, суммарное
уравнение;
93
3) определите направление движения электронов во внешней цепи;
4) рассчитайте ЭДС;
5) в каком случае работа указанного гальванического элемента
прекратиться?
Вариант I
Fe / FeSO4 // CuSO4/ Cu
1 моль/л
0,2 н
Вариант II
Sn / SnCl2 // Pb(NO3)2/ Pb
2 моль/л
0,02 н
Вариант III
Ni / NiSO4 // AgNO3/ Ag
0,6 н
1 моль/л
Вариант IV
Al / Al2(SO4)3 // ZnSO4/ Zn
0,5 моль/л
0,04 н
11. ВАРИАНТЫ ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ
Номер
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
1,2,3,4 – номер вопроса домашнего задания (x,xy); 4) – номер
варианта ДЗ; (5,6) – номера ОВР, глава 10
1
2
3
4
5
6
среда
кислая
щелочная
1(1,2)
7(3,4)
10(4)
3(7,8)
1Т
1(3,4)
7(5,6)
10(5)
3(9,10)
2Т
12Т
1(5,6)
7(7,8)
11(1)
2(3,4)
3Т
4Т
1(7,8)
7(9,10)
11(2)
2(7,8)
5Т
8Т
1(9,10)
8(1)
11(3)
2(9,10)
7Т
6Т
2(1,2)
8(2)
11(4)
5(1,2)
9Т
16Т
2(3,4)
8(3)
11(5)
6(2,3)
45Т
44Т
2(5,6)
8(4)
12(1)
3(1,2)
57Т
59Т
2(7,8)
8(5)
12(2)
4(5,6)
10Т
64Т
2(9,10)
8(6)
12(3)
15(1)
11Т
66Т
3(1,2)
8(7)
12(4)
1(3,4)
29Т
67Т
94
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
3(3,4)
3(5,6)
3(7,8)
3(9,10)
4(1,2)
4(3,4)
4(5,6)
4(7,8)
4(9,10)
5(1,2)
5(3,4)
5(5) 6(1)
6(2,3)
6(4,5)
7(1,2)
8(8)
17(1)
17(2)
9(1)
9 (2)
9 (3)
9 (4)
9 (5)
9 (6)
9(7)
9(8)
9(10)
10(1)
10 (2)
10(3)
12(5)
7(1,2)
6(4,5)
8(1)
4(3,4)
13(1)
14(1)
15(1)
16(1)
16(2)
16(3)
16(4)
16(5)
16(6)
4(1,2)
14(1)
16(2)
4(9,10)
2(9,10)
1(3,4)
8(6)
12(6)
16(1)
8(8)
1(1,2)
17(5)
17(4)
17(3)
17(2)
17(1)
31Т
68Т
77Т
89Т
98Т
131Т
129Т
124Т
118Т
114Т
111Т
104Т
62Т
32Т
84Т
69Т
72Т
73Т
79Т
83Т
120Т
115Т
94Т
93Т
125Т
80Т
76Т
49Т
41Т
13Т
95
Приложение 1
Периодическая система элементов Д.И.Менделеева
I
II
III
1
Н*
1
1,00797
водород
5
3 4
В
Li
Be
2
6,939 9,0122
10,811
Литий
Берилий
Бор
11
12 13
Al
Na
Mg
3
26,9815
22,9898 24,312
Алюминий
Натрий
Магний
19
20
21
K
Ca
Sc
39,102
40,08
44,956
Калий
Кальций
Скандий
4
29 30
31
Cu
Zn
Ga
63,546
65,37
69,72
Медь
Цинк
Галлий
38
39
37
Rb
Sr
Y
85,47
87,62
88,905
Рубидий
Стронций
Иттрий
5
48
49
47
Cd
In
Ag
107,868
Серебро 112,40Кадмий 114,82 Индий
55
56
57
La*
Cs
Ba
138,81
132,905
137,4
Лантан
Цезий
Барий
6
79
80
81
Au
Hg
T1
196,967
200,59
204,37
Золото
Ртуть
Таллий
87
88
89
Ac**
Fr
Ra
7
[227]
[223]
[226]
Актиний
Франций
Радий
58
Ce
140,12
Церий
59
90
T
h
232,038
Торий
60
IV
V
6
С
12,01115
Углерод
14
Si
28,086
Кремний
22
Ti
47,90
Титан
32
Ge
72,59
Германий
40
Zr
91,22
Цирконий
50
Sn
118,69
Олово
72
Hf
178,49
Гафний
82
Pb
207,19
Свинец
104
Rr
[261]
Резерфордий
61
62
Pr
Nd
Pm
Sm
140,907
Празеодим
144,24
Неодим
[145]
Прометий
150,35
Самарий
93
N
94
P
91
Pa
[231]
Протактиний
92
U
238,03
Уран
p
u
[237]
Нептуний
[231]
Плутоний
VI
VIII
2
He
4,0026
Гелий
10
Ne
20,183
Неон
18
Ar
39,948
Аргон
9
F
18,9984
14,0067Азот
Фтор
15
17
Р
Cl
30,9738
35,453
Фосфор
Хлор
25
27
28
23
26
V
Fe
Mn
Co
Ni
50,942
55,847
54,938
58,9332
58,71
Ванадий
Железо
Марганец
Кобальт
Никель
33
35
36
As
Br
Kr
74,9216
79,904
83,80
Мышьяк
Бром
Криптон
41
44
45
46
43
Tc
Nb
Ru
Rh
Pd
[99]
92.906
101,07
102,905
106,4
Технеций
Ниобий
Рутений
Родий
Палладий
51
53
54
Sb
I
Xe
121,75
126,9044
131,30
Сурьма
Йод
Ксенон
73
75
76
77
78
Ta
Re
Os
Ir
Pt
180,948
186,2
190,2
192,2
195,09
Тантал
Рений
Осмий
Иридий
Платина
83
85
86
Bi
At
Rn
208,980
210
[222]
Висмут
Астат
Радон
105
106
107
108
109
Db
Sg
Bh
Hn
Mt
110
[262]
[263]
[262]
[265]
[266]
Дубний
Сиборгий
Борий
Ганий
Мейтнерий
*Лантаноиды
64
65
70
63
66
67
68
69
71
Gd
Tb
Yb
Eu
Dy
Ho
Er
Tm
Lu
157,25
158,924
173.04
151,96 Гадолиний
162,50
164,930
167,26
168,934 Иттербий
174,97
Тербий
Европий
Диспрозий
Гольмий
Эрбий
Тулий
Лютеций
**Актаноиды
95
96
97
100
102
98
99
101
103
A
C
B
F
N
Cr
Es
Md
Lr
o
m
m
k
m
[257]
[249]
[254]
[256]
[255]
Лоуренсий
[233]
[247]
[247] Калифорний
Эйнштейий
[253] Менделевий
Нобелий
Америций
Кюрий
Берклий
Фермий
7
N
8
О
15,9994
Кислород
16
S
32,064
Сера
24
Cr
51,996
Хром
34
Se
78,96
Селен
42
Mo
95,94
Молибден
51
Te
127,60
Теллур
74
W
183,85
Вольфрам
84
Po
[210]
Полоний
VII
96
Приложение 2
Относительная электроотрицательность элементов по Полингу
Li Be
B
C
N
O
F
1, 1,5
2,6 2,5 3,0
3,5
4,0
0
N M
Al
Si
P
S
Cl
a g
0, 1,2
1,5 1,8 2,1
2,5
3,0
9
K Ca Sc
Ti
V
Zn Ga Ge As
Se
Br
0, 1,0 1,3
1,5 1,6 1,6 1,8 1,8 2, 0
2,4
2,8
8
R Sr Y
Zr
Nb Cd In
Sn
Sb
Te
I
b
0, 1,0 1,2
1,4 1,6 1,7 1,7 1,8 1,9
2,1
2,5
8
Cs Ba La-Lu* Hf
Ta Hg T1 Pb Bi
Po
At
0, 0,9 1,0-1,2 1,3 1,5 1,9 1,8 1,9 1,9
2,0
2,2
7
Fr Ra Ac**
0, 0,9 1,1
7
* Лантаноиды: 1,1-1,3
** Актаноиды: 1,2-1,5
Приложение 3
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных
растворах при 25оС по отношению к стандартному водородному электроду.
Название и
символ элемента
1
Электродный процесс
2
3N2+2H +2ē=2HN3
N2+4H2O+2ē=2H2O+2ONN2+4H2O+4ē=N2H4+4OHN2+8H++6ē=2NH4+
N2O+IOH++8ē=2NH4++H2O
HNO2+6H++6ē=NH3+2H2O
HNO2+H++ē=NO+H2O
NO3-+2H++ē=NO2-+H2O
+
Азот N
Стадартный
окислительно-восстановительный потенциал; φ0, В
3
-3,1
-3,04
-1,16
+0,275
+0,647
+0,755
+0,985
+0,80
97
Алюминий Al
pH>7
1
Бериллий Be
Бор В
Бром Вr
Ванадий V
Висмут Bi
Водород H
Железо Fe
NO+6H++5ē=NH4++H2O
HNO2+7H++6ē=NH4++2H2O
HNO3+2H++2ē=HNO2+H2O
HNO3+3H++3ē=NO+2H2O
NO2+2H++2ē=NO+H2O
2HNO3+8H++8ē=N2O+5H2O
2NO3-+IOH++8ē=N2O+5H2O
2HNO2+6H++6ē=N2+4H2O
2NO+4H++4ē=N2+2H2O
[AlF6]3-+3=Al+6FAl3++3ē=Al
AlO2-+4H++3ē=Al+2H2O
+0,836
+0,864
+0,934
+0,957
+1,049
+1,116
+1,116
+1,454
+1,678
-2,07
-1,663
-1,202
Продолжение приложения 3
2
3
2+
Be +2ē=Be
-1,97
+
Be(OH)2+2H +2ē=Be+2H2O
-1,820
+
BeO2+4H +2ē=Be+2H2O
-0,909
[BF4] +3ē=B++4F
-1,04
+
H3BO3+3H +3ē=B+3H2O
-0,869
3+
BO3 +6H +3ē=B+3H2O
-0,165
2BrO +2H2O+2ē=Br2+4OH
+0,45
BrO3 +2H2O+4ē=BrO +4OH
+0,54
BrO3 +3H2O+6ē=Br +6OH
+0,61
Br2+2ē=2Br
+1,065
+
BrO3 +6H +6ē=Br +3H2O
+1,44
+
2BrO3 +12H +10ē=Br2+6H2O
+1,52
2+
V +2ē=V
-1,175
+
V2O2+4H +4ē=2V+2H2O
-0,820
2+
+
3
VO +2H +ē=V +H2O
+0,337
+
2+
V2O5+6H +2ē=2VO +3H2O
+0,958
+
+
2+
VO2 +2H +ē=VO +H2O
+1,004
+
BiOCI+2H +3ē=Bi+H2O+CI
+0,16
3
Bi +3ē=Bi
+0,215
2+
+
BiOH +H +3ē=Bi+H2O
+0,254
+
BiO+2H +3ē=Bi+H2O
+0,320
+
Bi2O3+6H +6ē=2Bi+3H2O
+0,371
+
3+
Bi2O5+10H +4ē=2Bi +5H2O
+1,759
H2+2ē=2H
-2,251
+
H +2ē=H
-1,125
+
2H +2ē=H2
0,000
+
H+H +ē=H2
+2,106
2H2O+2ē=H2+2OH
-0,41
2Fe2S+2ē=2Fe+S
-0,7
+
Fe3O4+8H +8ē=3Fe+4H2O
-0,085
98
Золото Au
Йод I
1
Кадмий Cd
Калий K
Кислород О
FeS+2ē=Fe+S2- (Fe+S0)
Fe(OH)2+2H++2ē=Fe+2H2O
Fe(OH)3+3H++3ē=Fe+3H2O
[Fe(CN)6]3-+ē=[Fe(CN)6]4Fe3++ē=Fe2+
FeOH2++H++ē=Fe2++H2O
Fe3O4+8H++2ē=3Fe2++4H2O
Fe(OH)3+ ē=Fe(OH)2OH-=-0,88
FeO42-+8H++3
ē=Fe3++4H2O=7+1.90
[Au(CN)2]+ē=Au+2CNAuI+ē=Au+IAuO2+H2O+ē=HAuO32-+H+
[AuCI4]-+3ē=Au+4CIAu3++2ē=Au+
Au3++3ē=Au
IO-+H2O+2ē=I-+2OHI2+2ē=2II3+3ē=3IIO3-+2H2O+4ē=IO-+4OH-
-0,756
-0,047
+0,059
+0,36
+0,771
+0,914
+0,980
-0,28
+1,9
-0,60
+50
+0,822
+1,00
+1,401
+1,498
+0,49
+0,536
+0,536
+0,14
Продолжение приложения 3
2
3
+
HIO+H +2ē=I +H2O
+0,99
+
IO3 +6H +6ē=I +3H2O
+1,08
+
2IO3 +12H +10ē=I2+6H2O
+1,19
+
Cd+H +ē=CdH
-2,417
2Cd+2ē=Cd+S
-1,24
2+
Cd +2ē=Cd
-0,403
+
Cd(OH)2+2H +2ē=Cd+2H2O
+0,005
+
CdO+2H +2ē=Cd+H2O
+0,063
Cd(OH)2+2ē= Cd+2OH
0.81
2CdS+2ē=Cd+ S
-1,17
+
K +ē=K
-2,924
+
O2+2H +2ē=O+H2O
+0,037
+
O2+H +2ē=HO2
+0,338
O2+2H2O+4ē=4OH
+0,401
+
O2+2H +2ē=H2O2
+0,682
+
O2+4H +4ē=2H2O
+1,228
+
O3+6H +6ē=3H2O
+1,511
+
HO2 +2H +2ē=OH +H2O
+1,706
+
H2O2+2H +2ē=2H2O
+1,776
+
O3+2H +2ē=O2+H2O
+2,076
+
O+2H +2ē=H2O
+2,421
O3+H2O+2ē= O2+ 2OH
+1,24
99
Кобальт Co
Кремний Si
Литий Li
Магний Mg
Марганец Mn
Медь Cu
1
Мышьяк As
Натрий Na
O3+2H++2ē= O2+H2O
+2,07
2α-CoS+2ē=Co+S
-0,90
2+
Co +2ē=Co
-0,277
+
Co(OH)2+2H +2ē=Co+2H2O
+0,095
+
CoO+2H +2ē=Co+H2O
+0,166
3+
2+
Co +ē=Co
+1,808
Co(OH)2+2ē= Co+2OH
-0,71
Co(OH)3+ē= Co(OH)2+OH
0,17
+
SiO2+4H +4ē=Si+2H2O
-0,857
+
H2SiO3+4H +4ē=Si+3H2O
-0,789
+
Si+4H +4ē=SiH4
+0,102
+
Li +ē=Li
-3,045
2+
Mg +2ē=Mg
-2,363
+
Mg(OH)2+2H +2ē=Mg+2H2O
-1,862
2MnCO3+2ē=Mn+CO3
-1,48
2+
Mn +2ē=Mn
-1,179
+
Mn(OH)2+2H +2ē=Mn+2H2O
-0,727
2MnO4 +2H2O+3ē=MnO2+4OH
+0,6
+
2+
MnO2+4H +2ē=Mn +2H2O
+1,228
2+
MnO4 +8H +5ē=Mn +4H2O
+1,507
3+
2+
Mn +ē=Mn
+1,509
MnO4 +4H +3ē=MnO2+2H2O
+1,692
2+
MnO4 +4H +2ē=MnO2+2H2O
+2,257
Mn(OH)2+2ē=Mn+20H
1,18
Mn(OH)3+ē=Mn(OH)2+OH
0,10
2CuS+2ē=Cu+S
+0,79
Продолжение приложения 3
2
3
[CuI2]+ +ē=Cu+2I
+0,00
CuBr+ē=Cu+Br
+0,03
CuCl+ē=Cu+Cl
+0,137
2+
+
Cu +ē=Cu
+0,153
2+
+
2Cu +H2O+2ē=Cu2O+2H
+0,203
+
Cu2O+2H +2ē=2Cu+H2O
+0,471
+
Cu(OH)2+2H +2ē=Cu+2H2O
+0,609
2+
[Cu(NH3)] +2ē=Cu+4NH3
-0,05
Cu(OH)2+2ē=Cu+20H
-1,22
Cu2O+2H2O+2ē=2Cu+20H
-0,36
+
As+3H +3ē=AsH3
-0,608
+
As2O3+6H +6ē=2As+3H2O
+0,234
+
+
H3AsO4+3H +2ē=AsO +3H2O
+0,550
+
H3AsO4+2H +2ē=HAsO2+2H2O
+0,560
3+
AsO4 +8H +5ē=As+4H2O
+0,648
+
Na +ē=Na
-2,714
100
Никель Ni
Олово Sn
Платина Pt
Ртуть Hg
Свинец Pb
1
γ-NiS+2ē=Ni+S2α-NiS+2ē=Ni+S2[Ni(CN)4]2-+ē=[Ni(CN)4]3Ni2++2ē=Ni
Ni(OH)2+2H++2ē=Ni+2H2O
NiO+2H++2ē=Ni+H2O
Sn+4H++4ē=SnH4
SnO2+2H++2ē=SnO+H2O
SnO2+4H++4ē=Sn+2H2O
Sn(OH)4+4H++4ē=Sn+4H2O
HSnO2+3H++2ē=Sn+2H2O
SnO32-+3H++2ē=HSnO2-+H2O
Sn2++2ē = Sn
Sn4++2ē = Sn2+
[Sn(OH)6]2-+2ē =HSnO2-+3OH+H2O
PtS+2ē=Pt+S2PtS2+2ē=Pt+S2Pt(OH)2+2ē=Pt+2OHPtCl4+2ē=Pt+4ClPt(OH)2+2H++2ē=Pt+2H2O
Hg+2ē=Hg2Hg2I2+2ē=2Hg+2I
HgI4+4ē=Hg+4IHg22++2ē=2Hg
Hg2++2ē=Hg
Hg(OH)2+2H++2ē=Hg+2H2O
[Hg(CN)4]2-+2ē=Hg+4CN PbS+2ē=Pb+S2PbI+2ē=Pb+2IPbSO4+2ē=Pb+SO42Pb2++2ē=Pb
PbO+2H++2ē=Pb+H2O
-0,99
-0,83
-0,82
-0,250
+0,110
+1,116
-1,074
-0,108
-1,106
-0,008
+0,333
0,374
-0,14
+0,15
-0,90
-0,95
-0,64
+0,15
+0,73
+0,980
-0,75
-0,041
-0,04
+0,789
+0,850
+1,034
-0,37
-0,98
-0,365
-0,356
-0,126
+0,248
Продолжение приложения 3
2
3
+
Pb3O4+2H +2ē=3PbO+H2O
+0,972
2+
PbO3 +3H +2ē=HPbO2 +H2O
+1,547
2PbO2+SO4
+1,685
+
+4H +2ē=PbSO4+2H2O
+1,694
4+
2+
Pb +2ē=Pb
+2,001
2+
PbO3 +4H +2ē=PbO+2H2O
+2,515
23PbO3 +10H +4ē=Pb3O4+5H2O
+0,28
PbO2+ H2O+2ē=PbO+2OH
-0,54
PbO2 + H2O+2ē  Pb+3OH
0,20
101
Серебро Ag
Скандий Sc
Сурьма Sb
Сера S
1
PbO3 2 -+ H2O+2ē-  PbO22+2OHAgNO2+ē=NO2-+Ag
Ag++ē=Ag
2AgO+2H++2ē=Ag2O+H2O
Ag2O3+2H++2ē=2AgO+H2O
Ag2O3+6H++4ē=2Ag++3H2O
Ag2S+2ē=2Ag+S2[Ag(CN)2]-+ē=Ag+2CNAgI+ē=Ag+IAgCN+ē=Ag+CN[Ag(S2O3)2]3-+ē=Ag+2S2O32AgBr+ē=Ag+BrAgSCN+ē=Ag+SCNAgCl+ē=Ag+ClAgN3+ē=Ag+N3[Ag(NH3)2]++ē=Ag+2NH3
[Ag(SO3)2]2-+ē=Ag+2SO32Ag2CrO4+2ē=2Ag+CrO42Ag2C2O4+2ē=2Ag+C2O42Sc3++3ē=Sc
Sc(OH)3+3H++3ē=Sc+3H2O
SbS43-+2ē=SbS2-+2S2Sb+3H++3ē=SbH3
Sb2O3+6H++6ē=2Sb+3H2O
SbO3-+2H++2ē=SbO2-+H2O
Sb2O5+6H++6ē=2SbО0+3H2O
SbO2-1+2H2O +3ē=Sb+4ОHSbO++2H+ +3ē=Sb+ H2O
SO42-+H2O+2ē=SO32-+2OHS2+2ē=2S22S32-+2ē=3S22S+2ē=S23S42-+2ē=4S322S+2ē=S22S+H++2ē=HSS2O22-+6H++8ē=2S2-+3H2O
S52-+5H++8ē=5HSS2O32-+2ē=2SO32S42-+4H++6ē=4HSS32-+3H++4ē=3HSSO42-+8H++8ē=S2-+4H2O
2
+0,592
+0,799
+1,398
+1,569
+1,670
-0,69
-0,31
-0,152
-0,017
+0,01
+0,03
+0,09
+0,222
+0,292
+0,378
+0,43
+0,446
+0,472
-2,077
-1,784
-0,6
-0,510
+0,152
+0,353
0,58
-0,68
0,21
-0,93
-0,524
-0,506
-0,48
-0,478
-0,476
-0,065
-0,006
+0,003
+0,026
+0,033
+0,097
+0,149
Продолжение приложения 3
3
102
Титан Ti
Углерод C
Фосфор P
Фтор F
S+2H++2ē=H2S
SO42-+4H++2ē=H2SO3+H2O
SO32-+6H++6ē=S2-+3H2O
HSO4-+9H++8ē=H2S+4H2O
S22-+2H++2ē=2HSSO42-+10H++8ē=H2S+4H2O
SO42-+8H++6ē=S+4H2O
H2SO3+4H++4ē=S+3H2O
SO2+4H++4ē=S+2H2O
2SO32-+6H++4ē=S2O32-+3H2O
Ti2++2ē=Ti
TiO+2H++2ē=Ti+H2O
TiO2+4H++ē=Ti3++2H2O
Ti3++ē=Ti2+
TiO2++2H++ē=Ti3++H2O
2H2O3+2H++2ē=H2C2O4+2H2O
H2CO3+2H++2ē=HCO2H+H2O
C+4H++4ē=CH4
H2CO3+4H++4ē=HCOH+2H2O
C2O42-+2H++2ē=2HCO2H2CO3+6H++6ē=CH3OH+2H2O
HCO2H+4H++4ē=CH3OH+H2O
HCO2+3H++2ē=HCOH+H2O
CO32-+6H++4ē=HCOH+2H2O
HCO2+5H++4ē=CH3OH+H2O
CO2+4H++4ē=C+2H2O
CO32-+8H++6ē=CH3OH+2H2O
CO32-+3H++2ē=HCO2+H2O
H2CO3+4H++4ē=C+3H2O
HCOOH+2H++2ē=CH3OH
2CO32-+4H++2ē=C2O42-+2H2O
CO32-+6H++4ē=C+3H2O
CO+6H++6ē=CH4+H2O
CO+2H++2ē=C+H2O
H2PO2-+ē=P+2OHHPO32-+2H2O+2ē=H2PO2+3OHPO43-+2H2O+2ē=HPO32-+3OH2H3PO4+2H++2ē=H4P2O6+2H2
O
H3PO3+3H++3ē=P+3H2O
H3PO4+2H++2ē=H3PO3+H2O
P+3H++3ē=PH3
H4P2O6+2H++2ē=2H3PO3
F+2H++ē=2HF
+0,171
+0,17
+0,231
+0,289
+0,298
+0,303
+0,357
+0,449
+0,451
+0,705
-1,630
-1,306
-0,666
-0,368
+0,100
-0,386
-0,156
-0,132
-0,050
+0,013
+0,044
+0,145
+0,167
+0,197
+0,199
+0,207
+0,209
+0,227
+0,228
+0,232
+0,441
+0,475
+0,497
+0,518
-2,05
-1,57
-1,12
-0,94
-0,502
-0,276
+0,06
+0,38
+3,06
103
Хлор Cl
1
Хром Cr
Цинк
F2O+2H++4ē=2F-+H2O
F2+2ē=2FClO3-+3H2O+6ē=Cl+6OHCl2+2H++2ē=2HCl
ClO4-+2H++2ē=ClO3-+H2O
Cl2O+4H++4ē=2HCl+H2O
+2,1
+2,87
+0,63
+0,987
+1,189
+1,351
Продолжение приложения 3
2
3
Cl2+2ē=2Cl
+1,359
+
2ClO4 +16H +14ē=Cl2+8H2O
+1,385
+
2ClO3 +12H +10ē=Cl2+6H2O
+1,470
+
HClO+H +2ē=Cl +H2O
+1,494
+
2ClO2+8H +8ē=Cl2+4H2O
+1,540
+
2ClO2+8H +8ē=Cl2+4H2O
+1,549
+
2HClO+2H +2ē=Cl2+2H2O
+1,630
+
Cl2O+2H +2ē=Cl2+H2O
+1,879
2+
Cr +2ē=Cr
-0,913
3+
Cr +3ē=Cr
-0,744
3+
2+
Cr +ē=Cr
-0,407
+
CrO2 +4H +3ē=C+2H2O
+0,213
+
H2CrO4+6H +6ē=Cr+4H2O
+0,295
2+
3CrO4 +2H +3ē=CrO3 +H2O
+0,359
2+
CrO4 +4H +3ē=CrO2+2H2O
+0,945
+
2+
CrO2 +4H +ē=Cr +2H2O
+1,188
2+
3+
Cr2O7 +14H +6ē=2Cr +7H2O
+1,333
+
3+
H2CrO4+6H +3ē=Cr +4H2O
+1,335
2+
CrO4 +4H +2ē=CrO2+2H2O
+1,437
0
Cr(OH)3+3ē=Cr +3OH
-1,3
Cr(OH)2+2ē=Cr+2OH
-1,4
0
Cr(OH)2 +2H2O +3ē=Cr +4OH
-1,2
2+
Zn +2ē=Zn
-0,76
2ZnO2 +2ē+2H2O=Zn+4OH
-1,22
2+
[Zn(NH3)4] +2ē=Zn+4NH3
-1,04
Приложение 4
3
4
5
Li + ē = Li
Rb + +ē = Rb
К+ + ē
= К
+
Cs + ē
= Cs
Восстанов
ительная
Li /Li
Rb++/Rb
К+/К
Cs/Cs+
2
Окислите
льная
(электрон
1
+
очень
активные
Стандартные электродные потенциалы металлов
Электрод
Электродная реакция
+
φ0, В
6
-3,045
-2,925
-2,924
-2,923
104
Bе /Be
Hf4++/Hf
A13+/A1
Ti2+Ti
Zr4+/Zr
Mn2+/Mn
V2+/V
Nb3+/Nb
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Ga3+/Ga
Fe2+/Fe
Cd2+/Cd
In2+In
Tl+/Tl
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Mo3+/Mo
Sn 2 + /Sn
Pb2+/Pb
W3+/W
Fe3+/Fe
H+/?H 2
Ge2+/Ge
Sb3+/Sb
Bi3+/Bi
Re3+/Re
Cu2+/Cu
Tс2+/Tс
Ru2+/Ru
Rh2+/Rh
Hg22+/? Hg
Ag+/Ag
2
активные
-2,905
-2,888
-2,866
-2,714
-2,600
-2,522
-2,372
-2,363
Продолжение приложения 4
4
5
6
3
2+
Be + 2ē = Be
-1,847
4+
Hf + 4ē = Hf
-1,700
3+
Al +Зē = Al
-1,663
2+
Ti + 2ē = Ti
-1,603
4+
Zr + 4ē = Zr
-1,539
2+
Mn +2ē = Mn
-1,179
2+
V + 2ē = V
-1,175
3+
Nb + Зē = Nb
-1,100
2+
Zn +2ē = Zn
-0,763
3+
Cr + Зē = Cr
-0,744
3+
Ga + Зē = Ga
-0,530
2+
Fe +2ē = Fe
-0,440
2+
Cd + 2ē = Cd
-0,403
2+
In + 2ē = In
-0,340
+
TI + ē = TI
-0,336
2+
Co +2ē = Co
-0,277
2+
Ni + 2ē = Ni
-0,250
3+
Mo + Зē = Mo
-0,200
2+
Sn + 2ē = Sn
-0,136
2+
Pb +2ē = Pb
-0,126
3+
W +ē= W
-0,050
3+
Fe +3ē = Fe
-0,040
+
H +ē
= ?H 2
0
2+
Ge + 2ē = Ge
+0,050
З+
Sb + 3ē = Sb
+0,150
З+
Bi + 3ē = Bi
+0,215
З+
Re + 3ē = Re
+0,300
2+
Cu +2ē = Cu
+0,337
2+
Tс +2ē = Tс
+0,400
2+
Ru +2ē = Ru
+0,450
2+
Rh +2ē = Rh
+0,600
2+
Hg + 2ē = ? Hg
+0,798
+
Ag + ē = Ag
+0,799
малоактивные
1
2+
Ва 2+ + 2 ē = Ba
Sr2+ + 2 ē = Sr
Са2+ + 2 ē = Са
Na+ + ē = Na
Ac3+ + Зē = Ac
La3+ + З ē = La
Y3+ + 3 ē = Y
Mg2++ 2 ē = Mg
пассивные
Ва2+/Ва
Sr2+/Sr
Ca2+/Cа
Na+/Na
Ac3+/Ac
La 3+ /La
Y3+/Y
Mg2+/Mg
105
Hg22+/Hg
Os2+/ Os
Pd2+/ Pd
Ir3+/ Ir
Pt2+/ Pt
Au3+/ Au
Au+/Au
Hg2+ + 2ē = Hg
Os 2+ + 2ē = Os
Pd 2+ + 2ē = Pd
Ir З+ + 3ē = Ir
Pt 2+ + 2ē = Pt
Au З+ + 3ē = Au
Au+ + ē = Au
+0,850
+0,850
+0,987
+1,150
+1,188
+1,498
+1,680
Приложение 5
Произведение растворимости ПР труднорастворимых в воде
электролитов при давлении 0,1 МПа
Вещество
AgCl
AgBr
AgI
Ag2CO3
Ag2CrO4
Ag3 [Fe (CN6)]
Ag4 [Fe (CN6)]
Ag CN
AgS CN
Ag3AsO3
Ag3AsO4
Ag2Cr2O7
AgIO3
Ag2O(Ag+,OH-)
Ag3PO4
Ag2S
Ag2SO4
Ag2SeO3
Ag2SeO4
Al(OH)3
BaCO3
BaC2O4·2H2O
Ba3(PO4)2
BaSO4
BaCrO4
BaF2
BaSO3
Be(OH)2
BiOCl
Bi2S3
ПР
1,8·10-10
4,4·10-13
1,5·10-16
6,15·10-12
1,6·10-12
9,8·10-26
1,58·10-41
7·10-15
1,16·10-12
4,5·10-19
1,1·10-21
2·10-7
3,49·10-8
1,93·10-8
1,46·10-21
5,7·10-51
7,7·10-5
9,8·10-16
5,6·10-8
1·10-32
5,1·10-9
1,1·10-7
6,0·10-39
1,1·10-10
2,42·10-10
1,6·10-6
8·10-7
2.7·10-10
7,0 ·10-19
7,1 ·10-61
Вещество
CaCO3
CaF2
Cd(OH)2
CdS
CdCO3
Co(OH)2
CoS
CuI
CuCl
CuC2O4
Cu2S
CuS
Cr(OH)3
FeCO3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FeS
Hg2Cl2
Hg2I2
HgS
KClO4
KHC4H4O4
Li2CO3
MgS
MgF2
MgCO3
Mg(OH)2
Mn(OH)2
MnS
Ni(OH)2
ПР
5,0·10-9
4,0·10-11
6,0·10-15
7,9·10-27
5,2·10-12
1,6·10-18
3,1·10-28
5,06·10-12
1,02·10-6
2,5·10-22
1,0·10-48
6,0·10-36
6,7·10-31
2,5·10-11
1,0·10-15
3,8·10-38
5·10-18
1,32·10-18
1,2·10-28
1,6·10-52
1.0·10-2
3,8·10-4
1,7·10-3
2,05·10-15
7,1·10-9
4,0·10-5
4,0·10-14
2,0·10-13
2,5·10-10
1,6·10-14
106
Ca3(PO4)2
CaC2O4·H2O
CaSO4·2H2O
SrCrO4
1,0·10-25
2,0·10-9
1,0·10-5
3,6·10-5
PbCl2
PbCrO4
PbI2
2·10-5
1.8·10-14
8,0·10-9
Приложение 6
Константы нестойкости комплексных ионов
Комплексный
ион
[Ag(NH3)2]+
[Ag(CN)2][AgCl2][AgBr2][Ag(S2O3)2]8[Cd(NH3)4]2+
[Cd(CN)4]2[Cd Cl4]2[Cd(Br)4]2[Cd I4]2[Co(NH3)6]2+
[C6(NH3)6]3+
[Co(CN)6]4[Co(CN)6]4[Cu(NH3)4]2+
[CuCN2] -
Кнест
9,3·10-8
8·10-22
1,76·10-5
7,8·10-8
2,5·10-14
7,56·10-8
1,41·10-19
9,3·10-3
2,0·10- 4
8,0·10-7
7,75·10-6
3,1·10-33
1,0·10-19
1,0·10-19
2,14·10-13
1,0·10-24
Комплексный
ион
[Cu(CN)4]2[CuCl4]2[CuI2][Cu(OH)4]2[Fe(CN)6]4[Fe(CN)6]3[Hg(CN)4]2[HgCl4]2[HgBr4]2[Hg(I)4]2[Hg(SCN)4]2[Ni(NH3)6]2+
[Ni(CN)4]2[Zn(NH3)4]2+
[Zn(CN)4]2[Zn(OH)4]2-
Кнест
5·10-28
6,3·10-6
1,75·10-9
7,6·10-17
1,0·10-24
1,0·10-31
4,0·10-42
6,0·10-17
2·10-22
1,48·10-30
5,9·10-22
1,86·10-9
1,0·10-16
3,46·10-10
1,3·10-17
3,6·10-16
Приложение 7
Первые ионизационные потенциалы атомов элементов
Атомный
Элемент
номер
1
H
2
He
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
I, B
13,60
24,58
5,39
9,32
8,30
11,26
14,58
13,61
Атомный
Элемент
номер
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
19
K
20
Ca
I, B
5,98
8,15
10.48
10,36
13,01
15,76
4,34
6,11
107
9
10
11
12
F
Ne
Na
Mg
17,42
21,56
5,14
7,64
21
22
23
24
Ti
Ti
V
Cr
6,82
6,82
6,74
6,76
Приложение 8
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Ионы
H+ NH4 K+ Na+ Ag+ Ba2 Ca2 Mg2 Zn2 Cu2 Hg2 Pb2 Fe2 Fe3 Al3
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
OH-
-
Р
Р
Р
-
P
M
H
H
H
-
H
H
H
H
NO3-
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Cl-
Р
Р
Р
Р
H
Р
Р
Р
Р
Р
Р
M
Р
Р
Р
S2-
Р
Р
Р
Р
H
P
P
M
H
H
H
H
H
-
-
SO32-
Р
Р
Р
Р
M
M
M
M
M
-
-
H
M
-
-
SO42-
Р
Р
Р
Р
M
H
M
Р
Р
Р
Р
H
Р
Р
Р
CO32-
Р
Р
Р
Р
H
H
H
H
H
-
-
H
H
-
-
SiO32-
H
-
Р
Р
H
H
H
-
H
-
-
H
H
-
-
PO42-
Р
Р
Р
Р
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
CH3CO
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
108
OР-растворимые (больше 1 г в 100 г воды); М-малорастворимые (от 1 г и до
0,001 г в 100 г воды);
Н-нерастворимые (меньше 0,001 г в 100 г воды); черточка – разлагаются
водой или не существуют.
109
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1.Коровин Н.В. Общая химия: учебник для техн. напр. и спец.- М.: Высшая
школа, 2006. -557 с.
2.Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов /под ред.
А.И.Ермакова – 29-е изд., испр.-М.: Интеграл-Пресс, 2001. -728 с.
З.Фролов В.В. Химия: учеб. пособие для вузов-3-е изд., перераб., и доп.-М.:
Высшая школа, 1986. -543 с.
4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. 4-е изд., М.: Высшая школа. 2002. -543 с.
5.Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей
химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов /под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной.-М.: Интеграл-Пресс, 2004. -240 с.
6.Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина А.Т. Курс химии: учебник для вузов /под
ред. А.Н. Харина. -2-е изд., перераб. и доп.-М.: Высшая школа, 1983. -511 с.
7.Лучинский Г.П. Курс химии: учебник для втузов.-М.: Высшая школа, 1985.
-416 с.
8.Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия - в центре наук: в 2 ч.; пер. с англ.-М.
Мир,1983 -Ч. 1 -448 с; Ч. 2 -520 с.
9.3оммер К., Вюнис К.Х., Цетглер М. Химия: справочник школьника и
студента; пер. с нем.; под ред. проф. Р.А.Лидина. - 3-е изд., стереотип. -М.:
Дрофа, 2003.-384 с.
10.Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической
химии.- М.: Химия, 1987.-320 с.
11.Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник.-Л.: Химия,
1991.-432 с.
12. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений: учебное пособие
для втузов. -5-е изд., перераб. и доп. -М.: высшая школа, 1988. -293 с.
13. Рахманкулов Д.Л., Молявко М.А., Злотский С.Н. Окислительновосстанови-тельные реакции. -Уфа. УНИ, 1974.-104С.
14. Антонова А.М., Молявко М.А., Рахманкулов Д.Л.
Окислительновосстановительные реакции. -Уфа. УГНТУ, 1981.
15. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия Кн.1. Количественный анализ;
кн.2 Физико-химические методы анализа.- М.: В.Ш., 2001.
16. Молявко М.А., Салова Л.Е., Чанышева А.Т. Учебное пособие по
количественному анализу. -Уфа: УГНТУ, 2005. -108с.
110
Содержание
1
1.1
1.2
1.3
1.3.1
1.3.2
1.4
1.4.1
1.4.2
1.4.3
2
2.1
2.2
2.2.1
2.2.2
2.2.3
3
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
3.6
4
5
ВВЕДЕНИЕ………………………………………………………….
общая характеристика окислительно-восстановительных
реакций……………………….…..
Основные понятия………………………………………………... ..
Степень окисления или окислительное число атома в
соединениях…………………………………………………………
Восстановители, окислители. Процессы окисления и
восстановления………………………………………………………
ВОССТАНОВИТЕЛИ……………………………………………
……….
Окислители………………………………………………………….
Классификация окислительно-восстановительных реакций
(типы ОВР)………………………………………………………….
Реакции межатомного или межмолекулярного окислениявосстановления……………………………………………………...
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления……..
Реакции диспропорционирования (самоокисления самовосстановления)………………………………………………
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯВОССТАНОВЛЕНИЯ………………………………………………
Метод электронного
баланса……………………………………….
Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакции)………
ОВР, протекающие в кислой среде………………………………..
ОВР, протекающие в щелочной среде…………………………….
ОВР, протекающие в присутствии молекулы воды в левой части
схемы.………………………………………………………………..
НЕКОТОРЫЕ ОСОБЫЕ СЛУЧАИ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ………………..
Одновременное окисление атомов, находящихся в
положительной и отрицательной степенях окисления……………
ОВР в присутствии перекиси водорода (Н2О2) и ее
соединений………………………………………………………….
Проявление восстановительной и окислительной способности
разных атомов одного и того же элемента, входящих в состав
разных веществ или одного и того же вещества…………………
Особенности протекания ОВР при термитной сварке……………
ОВР в присутствии окислителя – озона (О3)……...………………
ОВР с участием органических соединений……………………….
ЭКВИВАЛЕНТЫ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И
ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ…
КОЛИЧЕСТВЕННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКИСЛИТЕЛЬНО-
стр.
3
5
5
5
12
12
13
16
16
16
16
18
18
21
21
23
25
26
26
26
27
28
28
29
32
34
111
5.1
5.2
5.3
5.4
5.4.1
5.4.2
5.4.3
5.4.4
5.4.5
5.4.6
6
7
8
8.1
8.2
8.3
8.4
8.5
8.6
8.7
8.8
9
10
11
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ И НАПРАВЛЕНИЕ ОВР…
Электродный потенциал и его возникновение……………………
Общие понятия о работе гальванического элемента……………..
Стандартный электродный потенциал…………………………….
Окислительно-восстановительные потенциалы………………….
Направление ОВР в зависимости от значения величины
энергии Гиббса ΔG………………………………………………….
Условия, влияющие на величину ОВП и направление ОВР……..
Влияние на направление ОВР растворимости продукта
восстановленной формы……………………………………………
Константы равновесия окислительно-восстановительных
реакций и влияние их на направление ОВР…………………..…..
Примеры решения задач на определение направления
окислительно-восстановительных реакций……………………….
Задачи для самостоятельного решения……………………………
МЕХАНИЗМ НЕКОТОРЫХ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВЛЕНИЯ……………………………………………………
ТЕСТОВЫЙ ПРОМЕЖУТОЧНЫЙ КОНТРОЛЬ ПО ТЕМЕ
ОВР………………………………………………………………….
ЛАБОРАТОРНЫЕ
РАБОТЫ……………………………………….
Рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям……….
Реакции межмолекулярного окисления –восстановления……….
Реакции внутримолекулярного окисления –восстановления……
Реакции диспропорционирования (самоокислениясамовосстановления)……………………………………………….
Двойственное поведение пероксида водорода в ОВР……………
Зависимость направления ОВР от рН среды………………….…..
Реакции, в которых окислитель или восстановитель
расходуются также на связывание получаемых продуктов……..
Учебно-исследовательская работа…………………………………
ПРИМЕРЫ ОВР ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ……
ВОПРОСЫ ДЛЯ ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ…………………….
ВАРИАНТЫ ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ…………………………
ПРИЛОЖЕНИЯ…………………………………………………….
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК………………………….…..
СОДЕРЖАНИЕ……………………………………………………..
34
37
40
41
45
46
47
48
49
50
51
54
70
70
71
73
75
76
76
77
77
79
82
95
96
108
109
112
Учебное издание
Молявко Мария Александровна
Шевляков Федор Борисович
Окислительно-восстановительные реакции
Редактор Л.А. Маркешина
Подписано в печать
Бумага офсетная №2. Формат 60х84 1/16.
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл. печ. л. 7,0. Уч.-изд. л. 6,2.
Тираж 500 экз. Заказ
.
Издательство Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Типография Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г. Уфа, ул. Космонавтов, 1
113