Практическое занятие 4. Окислительно-восстановительные реакции

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Термины, определения, понятия
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим,
другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени
окисления элементов.
Степень окисления – это заряд атома элемента в соединении, вычисленный из условного предположения, что все связи в молекуле являются ионными.
Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом элемента со знаком плюс или минус перед цифрой. Например, если
связь в молекуле HCl ионная, то водород и хлор ионы с зарядами (+1) и (–
1 1
1), следовательно H Cl .
Для того чтобы рассчитать степень окисления любого элемента,
необходимо пользоваться следующими правилами:
1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю:
0
0
0
0
0
H 2 , Cl 2 , O 2 , C, Me (металл в свободном состоянии).
2. Степень окисления (+1) во всех соединениях имеют щелочные
металлы (IA группа) и водород, за исключением гидридов активных металлов, где степень окисления водорода равна (–1), например
1 1
 2 1
Na H, Сa H 2 .
3. Степень окисления +2 во всех соединениях имеют щелочноземельные металлы (II A группа).
4. Кислород имеет степень окисления (–2), во всех соединениях,
1
1
 2 1
 2 1
кроме пероксидов ( H 2 O 2 , Ba O 2 ) и фторида кислорода O F 2 .
5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона
1 1
H Cl → +1–1 = 0,
5  2
NO 3  ( N O 3 ) 1   5  3  (2)   1.
6. Степень окисления иона элемента равна заряду иона:
 2 1
Сa Cl 2  Ca2+ + 2Cl1–.
7. Не следует путать понятия «валентность» и «степень окисления».
Так в N2, NH3, N2H4, NH2OH валентность (ковалентность) азота равна
трем, так как азот образует три ковалентные связи, а степень окисления
0
-3
-2
-1
различна: N 2 , N H 3 , N 2 H 4 , N H 2 OH .
Используя выше указанные правила, рассчитаем степени окисления
хрома в K2Cr2O7, хлора в NaClO, серы в H2SO4, азота в NH4NO2:
х
1
х
1 х  2
х
1
х
2
K 2 Cr 2 O7  K 2 Cr 2 O 7 ,
Na Cl O  Na Cl O,
2(+1) + 2·х + 7(–2) = 0,
+1 + х + (–2) = 0,
х 2
H 2 S O 4  H 2 S O 4 , 2(+1) + х + 4(–2) = 0,
х = +6;
х = +1;
х = +6;
Окисление и восстановление. Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего
степень окисления элемента понижается.
Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между
собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет (окислительновосстановительная система). Присоединяющая электроны система
(окислитель) сама восстанавливается (превращается в соответствующий
восстановитель), а отдающая электроны система (восстановитель), сама
окисляется (превращается в соответствующий окислитель).
Пример 1. Рассмотрим реакцию:
0
1 1
0
K  Cl 2  K Cl
K
 1е 
Cl 2
 2e 
восстановитель
окислитель
K 1
окисленная форма ( окислитель )
1
2Cl
восстановленная форма ( восстановитель )
Число электронов, отдаваемых атомами восстановителя (калия),
равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя (хлора).
Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома калия. Уравнивая число принятых и отданных электронов, получаем:
2 K  1e  K  процесс окисления
вос ль
1 Сl 2  2 e  2Cl

процесс
восстановл ения
ок  ль
Суммарное уравнение :
2К Cl 2  2K   2Cl 
2K  Cl 2  2KCl
К типичным окислителям относят:
1. Элементарные вещества – Cl2, Br2, F2, I2, O, O2.
2
2. Соединения, в которых элементы проявляют высшую степень
окисления (определяется номером группы) –
7
6
6
5
5
7
K Mn O 4 , K 2 Cr 2 O 7 , H 2 S O 4 , H N O 3 , K Cl O 3 , K Cl O 4 ,
7
5
K I O 4 , K I O 3 и т.д.
3. Катион Н+ и ионы металлов в их высшей степени окисления –
Sn4+, Cu2+, Fe3+ и т. д.
К типичным восстановителям относят:
1. Элементарные вещества – металлы (наибольшая восстановительная способность у щелочных металлов), Н2, С, СО.
2. Соединения, в которых элементы проявляют низшую степень
3
2
1
1
2
окисления – N H 3 , H 2 S , H I , H Cl, K 2 S и т.д.
3. Ионы металлов низшей степени окисления – Sn2+, Cu+, Cr3+, Fe2+.
Окислительно-восстановительная двойственность. Соединения
высшей степени окисления, присущей данному элементу, могут в окислительно-восстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисления элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисления могут быть, наоборот, только
восстановителями; здесь степень окисления элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисления, то его атомы могут, в зависимости от условий, принимать электроны,
выступая в качестве окислителя или отдавать электроны, выступая в качестве восстановителя.
Так, например, степень окисления азота в соединениях изменяется в
пределах от (– 3) до (+5) (рисунок 1):
+
-3
NH3, NH4OH
только
восстановители
-2
-1
0
+1
+2
+3
+4
Соединения с промежуточными
степенями окисления азота могут
выступать в качестве окислителей,
восстанавливаясь
до
низших
степеней окисления, или в качестве
восстановителей,
окисляясь
до
высших степеней окисления
+5
HNO3, соли
HNO3
только
окислители
Рисунок 1 – Изменение степени окисления азота
Метод электронного баланса уравнивания окислительновосстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, все3
гда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.
Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на приме0
0
3
2
ре окисления железа кислородом: Fe  O 2  Fe 2 O 3 .
вос-ль
ок-ль
Fe0 – 3ē = Fe+3 – процесс окисления;
O2 + 4ē = 2O–2 – процесс восстановления.
В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом
железа отдает 3 электрона (Приложение А).
В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона.
Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов:
4
3
12
Fe  3e  Fe 3
O 2  4 e  2O  2
4Fe  3O 2  4Fe  3  2O  2 ,
4Fe  3O 2  2Fe 2 O 3 .
Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе
суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций.
Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно
получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число
атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково.
Метод полуреакций применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах электролитов. В таких случаях в реакциях принимают участие не только окислитель и восстановитель, но и частицы
среды: молекулы воды (Н 2О), Н+ и ОН– – ионы. Более правильным для
таких реакций является применение электронно-ионных систем (полуреакций). При составлении полуреакций в водных растворах вводят, при
необходимости, молекулы Н2О и ионы Н+ или ОН–, учитывая среду протекания реакции. Слабые электролиты, малорастворимые (Приложение Б) и
газообразные соединения в ионных системах записываются в молекулярной форме (Приложение В).
Рассмотрим в качестве примеров взаимодействия сульфата калия и
перманганата калия в кислой и щелочной среде.
Пример 3. Взаимодействие сульфата калия и перманганата калия в
кислой среде:
4
7
4
2
окислитель
восстановитель
6
K Mn O 4  K 2 S O 3  H 2SO 4  Mn SO 4  K 2 S O 4  H 2 O
Определим изменение степени окисления элементов и указываем их
в уравнении. Высшая степень окисления марганца (+7) в KMnO4 указывает, что KMnO4 – окислитель. Сера в соединении K2SO3 имеет степень
окисления (+4) – это восстановленная форма по отношению к сере (+6) в
соединении K2SO4. Таким образом, K2SO3 – восстановитель. Реальные ионы, в которых находятся элементы изменяющие степень окисления и их
исходные полуреакции принимают следующий вид:
MnO 4  Mn 2 
SO 32  SO 24 
Цель дальнейших действий заключатся в том, чтобы в данных полуреакциях вместо стрелок, отражающих возможное направление реакции,
поставить знаки равенства. Это можно будет сделать тогда, когда в левой
и правой частях каждой полуреакции будут совпадать виды элементов,
число их атомов и суммарные заряды всех частиц. Чтобы добиться этого,
используют дополнительные ионы или молекулы среды. Обычно это ионы
Н+, ОН– и молекулы воды. В полуреакции MnO 4  Mn 2  число атомов
марганца одинаково, однако не равно число атомов кислорода, поэтому в
правую часть полуреакции вводим четыре молекулы воды:
MnO 4  Mn 2   4Н 2 О . Проведя аналогичные действия (уравнивая кислород) в системе SO 32   SO 24  , получаем SO 32   Н 2 О  SO 24  . В обеих
полуреакциях появились атомы водорода. Их число уравнивают соответствующим добавлением в другой части уравнений эквивалентным числом
ионов водорода.
MnO 4  8Н   Mn 2  4Н 2 О
SO 32   Н 2 О  SO 24   2Н 
Теперь уравнены все элементы, входящие в уравнения полуреакций.
Осталось уравнять заряды частиц. В правой части первой полуреакции
сумма всех зарядов равна +2, в то время как слева заряд +7. Равенство зарядов осуществляется добавлением в левой части уравнения пяти отрицательных зарядов в виде электронов (+5 ē). Аналогично, в уравнении второй полуреакции необходимо вычесть слева 2 ē. Теперь можно поставить
знаки равенства в уравнениях обеих полуреакций:
MnO 4  8Н   5е  Mn 2  4Н 2 О – процесс восстановления;
SO 32   Н 2 О  2 е  SO 24   2Н  – процесс окисления.
5
В рассматриваемом примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления, к числу электронов, высвобождающихся
при окислении, равно 5 ‫ ׃‬2. Для получения суммарного уравнения реакции
надо, суммируя уравнения процессов восстановления и окисления, учесть
это соотношение – умножить уравнение восстановления на 2, а уравнение
окисления – на 5.
2 MnO 4  8Н   5е  Mn 2   4Н 2 О
5 SO 32   Н 2 О  2 е  SO 24   2Н 
Умножая коэффициенты на все члены уравнений полуреакций и
суммируя между собой только правые и только левые их части, получаем
окончательное уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:
+
2MnO 4  16Н   10е  2Mn 2   8Н 2 О
5SO 32   5Н 2 О 10е  5SO 24   10Н 
2MnO 4 16Н   5SO32   5Н 2О 10 е 10е  2Mn 2   8Н 2О  5SO24  10Н 
Сокращая подобные члены, методом вычитания одинакового количества ионов Н+ и молекул Н2О, получаем:
2MnO 4  6Н   5SO 32   2Mn 2   3Н 2 О  5SO 24 
Суммарное ионное уравнение записано правильно, есть соответствие
среды с молекулярным. Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:
2K Mn O 4  5K 2 S O 3  3H 2SO 4  2Mn SO 4  6K 2 S O 4  3H 2 O
Пример 4. Взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в
щелочной среде:
7
4
окислитель
восстановитель
6
6
K Mn O4  K 2 S O3  КОН  K 2 Mn O4  K 2 S O4  H 2O
Определяем степени окисления элементов, изменяющих степень
окисления (Mn+7 → Mn+6, S+4 → S+6). Реальные ионы, куда входят данные
элементы ( MnO 4  MnО 24  , SO 32   SO 24  ). Процессы (полуреакции)
окисления и восстановления:
2 MnO 4  1е  MnО 24  – процесс восстановления
1 SO 32   2ОН   2 е  SO 24   Н 2 О – процесс окисления
Суммарное уравнение:
2MnO 4  SO 32   2ОН   2MnО 24   SO 24   Н 2 О
6
В суммарном ионном уравнении есть соответствие среды. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение:
7
4
6
6
2K Mn O4  K 2 S O3  2КОН  2К 2 Mn O4  K 2 S O4  H 2O .
Реакции окисления-восстановления делятся на следующие типы:
– межмолекулярного окисления-восстановления;
– самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования);
– внутримолекулярного окисления – восстановления.
Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель –
в другой.
Пример 5. При окислении гидроксида железа во влажной среде происходит следующая реакция:
2
3 2
0
Fe(OH ) 2  О 2  Н 2 О  Fe(OH) 3
восстановитель
окислитель
4 Fe(OH)2 + OH– – 1ē = Fe(OH)3 – процесс окисления;
1 О2 + 2Н2О + 4ē = 4OH– – процесс восстановления.
Для того чтобы убедиться в правильности записи электронноионных систем необходимо произвести проверку: левая и правая части
полуреакций должны содержать одинаковое количество атомов элементов
и зарядность. Затем, уравнивая количество принятых и отданных электронов, суммируем полуреакции:
4Fe(OH)2 + 4OH– + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3 + 4OH–
4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3
Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования) – это реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно
для элементов, имеющих промежуточную степень окисления.
Пример 6. При взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НСlО) кислот:
0
Cl 2
1
1
 H 2 O  HCl  HCl O
окислитель
восстановитель
Здесь и окисление и восстановление претерпевает хлор:
1 Cl2 + 2H2O – 2ē = 2HClO +2H+ – процесс окисления;
1 Cl2 + 2ē = 2Cl– – процесс восстановления.
2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl
Пример 7. Диспропорционирование азотистой кислоты:
7
3
H N O 2  H N O 3  NO  H 2 O
окислитель
восстановитель
3
В данном случае окисление и восстановление претерпевает N в составе HNO2:
1 HNO2  H 2 O  2e  NO3  3H 
вос ль
2 HNO2  H   1e  NO  H 2 О
ок  ль
Суммарное уравнение:
HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H+ = NO 3 + 3H+ + 2NO + 2H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это
процесс, когда одна составная часть молекулы служит окислителем, а другая – восстановителем. Примерами внутримолекулярного окислениявосстановления могут быть многие процессы термической диссоциации.
Пример 8. Термическая диссоциация NH4NO2:
3
3
0
N H N O  N 2  4H 2 O
4 2
в  ль ок  ль
Здесь ион NH 4 окисляется, а ион NO 2 восстанавливается до свободного азота:
1 2NH 4 – 6 ē = N2 + 8H+
1 2NО 2 + 8Н+ + 6 ē = N2 + 4H2O
2NH 4 + 2NO 2 + 8H+ = N2 + 8H+ + N2 + 4H2O
2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O
Пример 9. Реакция разложения бихромата аммония:
3
6
0
3
( N H 4 ) 2 Сr 2 O 7  N 2  Cr 2 O 3  4H 2 O
 


в  ль
ок  ль
1 2NH 4 – 6 ē = N2 + 8H+
1 Сr2О 72  + 8Н+ + 6 ē = Cr2O3 + 4H2O
2NH 4 + Сr2О 72  + 8H+ = N2 + 8H+ + Cr2O3+ 4H2O
(NH4)2Сr2О7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
8
Окислительно-восстановительные
реакции
с
участием
более двух элементов изменяющих степень окисления.
Пример 10. Примером служит реакция взаимодействия сульфида
железа с азотной кислотой, где в ходе реакции три элемента (Fe, S, N) изменяют степень окисления:
FeS2 + HNO3  Fe2(SO4)3 + NO + …
Уравнение записано не до конца и использование электронно-ионных систем (полуреакций) позволит закончить уравнение. Рассматривая степени
окисления участвующих в реакции элементов, определяем, что в FeS2 два
5

элемента (Fe, S) окисляются, а окислителем является N O 3 ( N ), который
восстанавливается до NO:
Fe2+ → Fe3+
–1
6
2
→ SO 4 ( S )
S
Записываем полуреакцию окисления FeS2:
FeS2 → Fe3+ + SO 24 
Наличие двух ионов Fe3+ в Fe2(SO4)3 предполагает удвоения числа
атомов железа при дальнейшей записи полуреакции:
2FeS2 → 2Fe3+ + 4 SO 24 
Одновременно уравниваем число атомов серы и кислорода, получаем:
2FeS2 + 16Н2O → 2Fe3+ + 4 SO 24  .
32 атома водорода, введением в левую часть уравнения в составе 16
молекул Н2О уравниваем добавлением эквивалентного числа ионов водорода (32 Н+) в правую часть уравнения:
2FeS2 + 16Н2O → 2Fe3+ + 4 SO 24  + 32Н+
Зарядность правой части уравнения +30. Для того чтобы в левой части было тоже самое (+30) необходимо вычесть 30 ē:
1 2FeS2 + 16Н2O – 30 ē = 2Fe3+ + 4 SO 24  + 32Н+ – окисление;
10 NО 3 + 4Н+ + 3 ē = NО + 2H2O – восстановление.
2FeS2+16Н2O+10NО 3 +40Н+ = 2Fe3++ 4 SO 24  + 32Н+ + 10NО + 20H2O
2FeS2+10НNО3 + 30Н+= Fe2(SO4)3 + 10NО + SO 24  + 32Н+ + 4H2O
Н2SO4+30Н+
Сокращаем обе части уравнения на одинаковое число ионов (30 Н+)
методом вычитания и получаем:
2FeS2+10НNО3 = Fe2(SO4)3 + 10NО + Н2SO4 + 4H2O
9
Энергетика окислительно-восстановительных реакций. Условием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и окислительно-восстановительной реакции является неравенство ∆G < 0, где
∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное
значение,
тем
более
реакционноспособнее
окислительновосстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:
∆G = –n·F·ε,
где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в
элементарном акте окисления-восстановления;
F – число Фарадея;
ε – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной
реакции.
Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции
определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя:
ε = Еок – Ев,
В стандартных условиях:
ε° = Е°ок – Е°в.
Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ∆G° < 0, то это возможно, когда n·F·ε° > 0. Если n и F
числа положительные, то необходимо, чтобы ε° > 0, а это возможно, когда
Е°ок > Е°в. Отсюда следует, что условием самопроизвольного протекания
окислительно-восстановительной реакции является неравенство Е°ок > Е°в.
Пример 11. Определите возможность протекания окислительновосстановительной реакции:
0
Сu
восстановитель
1
2
0
 2H Cl  Cu Cl 2  H 2
окислитель
Определив степени окисления элементов, изменяющих степень
окисления, запишем полуреакции окислителя и восстановителя с указанием их потенциалов:
Сu – 2ē = Сu2+
Е°в = +0,34 В
2Н+ + 2ē = Н2
Е°ок = 0,0 В
Из полуреакций видно, что Е°ок < Е°в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G° > 0). Данная реакция возможна только в обратном направлении, для которого ∆G° < 0.
Пример 12. Рассчитайте энергию Гиббса и константу равновесия реакции восстановления перманганата калия сульфатом железа (II).
7
2
K Mn O 4  Fe S O 4
окислитель
восстановитель
2
3
 H 2SO 4  Mn SO 4  Fe 2 (S O 4 ) 3  K 2 S O 4  H 2 O
10
Полуреакции окислителя и восстановителя:
2 MnO 4  8Н   5е  Mn 2   4Н 2 О
5 2Fe2+ – 2 ē = 2Fe3+
Е°ок = +1,52В
Е°в = +0,77 В
2MnO 4 16Н  10Fe2  2Mn 2 10Fe3  8Н 2 О
∆G° = –n·F·ε° = –n·F(Е°ок – Е°в),
где n = 10, так как восстановитель отдает 10 ē, окислитель принимает 10 ē
в элементарном акте окисления-восстановления.
∆G° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 Дж,
∆G° = –725 кДж.
Учитывая, что стандартное изменение энергии Гиббса связано с ее
константой равновесия (Кс) соотношением:
∆G° = –RTlnКс или n·F·ε = RTlnКс,
где R = 8,31 Дж·моль–1·К–1,
F  96500 Кл·моль–1, Т = 298 К.
Определяем константу равновесия для данной реакции, проставив в уравнении постоянные величины, переведя натуральный логарифм в десятичный:
n    10  (1,52  0,77)
lg K c 

127,
0,059
0,059
Кс = 10127.
Полученные данные говорят о том, что рассматриваемая реакция
восстановления перманганата калия реакционноспособна (∆G° =
– 725 кДж), процесс протекает слева направо и практически необратима
(Кс = 10127).
Вопросы для самоконтроля
1) Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2) Что такое степень окисления? Что такое валентность? Всегда ли
совпадает степень окисления с валентностью?
3) Определите степень окисления каждого элемента в веществах и
распишите на ионы:
Al, H2, МnO, H2O, Al2O3, НСl, Н2SO4, KOH, Al(OH)3
CuCl2, KMnO4, K2SO3, K2Cr2О7, Сr2(SО4)3 Na[Al(OH)4]
 4 2
Например, K 2 C O3  2K   CO32 .
4) Определите среду реакций:
а) 2K Mn O 4  5K 2 S O3  3H 2SO 4  2Mn SO 4  6K 2 S O 4  3H 2O
б) 2K Mn O 4  K 2 S O 3  2КОН  2К 2 Mn O 4  K 2 S O 4  H 2 O
11
5) Определите процесс (окисление, восстановление), окислитель и
7
2
4
6
6

3
0
восстановитель в схемах: Mn  Mn , S  S , Cr  Cr , 2 J  J 2 .
0
2
Напишите электронную схему. Например, Fe  Fe :
Fe0 – 2 ē → Fe+2 – процесс окисления, Fe0 – восстановитель, отдает ē.
6) Составьте полуреакцию процесса (окисление, восстановление) для
схем:
6
4
7
в кислой среде: MnO4–( Mn )→ Mn2+, SO32–( S )→ SO42–( S ),
–
7
2–
6
4
6
в щелочной среде: MnO4 ( Mn )→ MnO4 ( Mn ), SO3 ( S ) → SO4 ( S ).
2–
2–
3
Например, NО 2 ( N )→ N2:
2NО 2 + 8Н+ + 6 ē = N2 + 4H2O
7) Определите тип реакций:
а) H2S + 8HNO3 → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
б) 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
в) 3HNO2 → HNO3 + 2NO +H2O
8) Какие вещества чаще всего выступают в роли окислителей, а какие в роли восстановителей? Приведите примеры типичных окислителей и
восстановителей.
Тестовые задания
Вариант 1
1. В каком из предложенных соединений S проявляет низшую степень
окисления:
1) H2SO4
2) H2S
3) S
4) SO2
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
N2 + 3H2 + 2H2O = 2NH4OH?
1) N
2) H
3) O
4) ни один из элементов не окисляется
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции: HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + H2O.
1) 10
2) 9
3) 7
4) 22
12
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) –532 кДж
2) 178 кДж
3) 705 кДж
4) –22 кДж
Вариант 2
1. В каком из предложенных соединений Mn проявляет низшую степень
окисления:
1) Mn2SO4
2) Mn
3) MnO2
4) HMnO4
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции FeCl3 + KJ = FeCl2 +J2 + KCl?
1) Fe
2) K
3) Cl
4) J
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции Сu  HNO 3 разб  Cu ( NO 3 ) 2  NO  H 2 O .
1) 10
2) 6
3) 20
4) 12
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
5) 275 кДж
6) 177 кДж
7) –359 кДж
8) –267 кДж
Вариант 3
1. В каком из предложенных соединений Cr проявляет низшую степень
окисления:
1) Cr(OН)3
2) Na2CrO4
3) CrO
4) CrO3
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl?
1) N
2) H
3) O
4) ни один из элементов не окисляется
13
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
1) 4
2) 15
3) 8
4) 18
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
5) 1563 кДж
6) 968 кДж
7) –1983 кДж
8) –235 кДж
Вариант 4
1. В каком из предложенных соединений N проявляет низшую степень
окисления:
1) NH3
2) N2
3) NO2
4) N2O
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
H2S + HNO3  S + NO2 + H2O?
1) N
2) H
3) S
4) ни один из элементов не окисляется
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции Pb + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO + H2O.
1) 11
2) 3
3) 20
4) 5
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) 125 кДж
2) –576 кДж
3) –629 кДж
4) 954 кДж
Вариант 5
1. В каком из предложенных соединений Cl проявляет низшую степень
окисления:
14
1) Cl2
2) HCl
3) HClO4
4) Cl2
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
I2 + Cl2 + H2O  HIO3 + HCl?
5) Сl
6) I
7) H
8) O
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительноt

Cu ( NO3 ) 2  NO 2  H 2O.
восстановительной реакции Cu  HNO 3 конц 
9) 8
10) 10
11) 11
12) 7
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
13) –430,0 кДж
14) 901 кДж
15) 705 кДж
16) –89 кДж
Вариант 6
1. В каком из предложенных соединений О проявляет низшую степень
окисления:
1) H2О
2) O2
3) NaOH
4) BaO2
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
MnO2 + KClO3 + KOH  K2MnO4 + KCl + H2O?
1) Cl
2) K
3) H
4) Mn
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции HI + Н2SO4 → I2 + H2S + H2O.
1) 3
2) 18
3) 4
4) 2
15
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) –645 кДж
2) –270 кДж
3) 1023 кДж
4) 170 кДж
Вариант 7
1. В каком из предложенных соединений I проявляет низшую степень
окисления:
1) I2
2) HIO3
3) HIO4
4) HI
2. Какой элемент окисляется в ходе реакции
P + HIO3 + H2O  H3PO4 + HI?
1) I
2) H
3) P
4) ни один из элементов не окисляется
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции Cl 2  KI  I 2  KCl .
1) 4
2) 2
3) 6
4) 3
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) –160 кДж
2) –450 кДж
3) 654 кДж
4) 90 кДж
Вариант 8
1 В каком из предложенных соединений Ti проявляет низшую степень
окисления:
1) Ti2O3
2) TiCl4
3) Ti(SO4)2
4) TiO
2 Какой элемент окисляется в ходе реакции
KMnO4 + HCl = MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O?
1) K
2) Cl
16
3) Mn
4) H
3 Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции Na  H 2SO 4 ( pазб)  Na 2SO 4  H 2  .
1) 6
2) 4
3) 5
4) 3
4 Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) – 532 кДж
2) 654 кДж
3) 308 кДж
4) –987 кДж
Вариант 9
1 В каком из предложенных соединений Fe проявляет низшую степень
окисления:
1) FeO
2) Fe2O3
3) Fe(OH)3
4) Fe2(SO4)3 из элементов не окисляется
2 Какой элемент окисляется в ходе реакции
HI + H2SO4  I2 + H2S + H2O?
1) I
2) S
3) H
4) ни один из элементов не окисляется
3 Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительноt

CaSO 4  H 2S   H 2 O.
восстановительной реакции Ca  H 2SO 4( конц ) 
1) 5
2) 9
3) 18
4) 22
4 Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) 654 кДж
2) –95 кДж
3) –2393 кДж
4) 1093 кДж
Вариант 10
1 В каком из предложенных соединений N проявляет низшую степень
окисления:
1) NH4OH
2) NO
3) HNO3
17
4) N2O5
2 Какой элемент окисляется в ходе реакции
Fe(OH)2 + H2O + O2  Fe(OH)3?
1) Fe
2) H
3) O
4) ни один из элементов не окисляется
3. Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительноt

MgSO 4  H 2S  H 2O.
восстановительной реакции Mg  H 2SO 4( конц ) 
5) 6
6) 18
7) 9
8) 10
4. Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
9) – 1679 кДж
10) 568 кДж
11) 165 кДж
12) –2069 кДж
Вариант 11
1 В каком из предложенных соединений Br проявляет низшую степень
окисления:
1) H2BrO3
2) HBr
3) KBrO
4) Br2
2 Какой элемент окисляется в ходе реакции
NH3 + Cl2 = N2 + HCl?
1) Cl
2) N
3) H
4) ни один из элементов не окисляется
3 Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции PbO 2  HCl  PbCl 2  Cl 2  H 2 O .
1) 10
2) 2
3) 7
4) 9
4 Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) –17 кДж
2) –654 кДж
3) 273 кДж
4) 69 кДж
Вариант 12
18
1 В каком из предложенных соединений P проявляет низшую степень
окисления:
1) PH3
2) P2O5
3) PCl3
4) P2O3
2 Какой элемент окисляется в ходе реакции
Pt + HNO3 + HCl  PtCl4 + NO + H2O?
1) N
2) Pt
3) Cl
4) H
3 Найдите сумму коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции J2 + Cl2 + H2O → 2HJO3 + HCl.
1) 12
2) 24
3) 20
4) 18
4 Рассчитать энергию Гиббса ∆G° для реакции из предыдущего вопроса.
1) 31 кДж
2) 213 кДж
3) –164 кДж
4) –274 кДж
Правила техники безопасности
Перед началом выполнения лабораторной работы студент должен ознакомиться с правилами техники безопасности при работе с
растворами и приборами.
Список рекомендованной литературы
1.
Глинка Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов /Н. Л.
Глинка ; под общ. ред. А. И. Ермакова. – 30-е изд., перераб. и доп. – М. :
Интеграл-Пресс, 2010. – 728 с.
2.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка ; под общ. ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной. – 25-е изд., стереотип. – М. : Интеграл-Пресс, 2006. – 240 с.
3.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия : учебник для вузов
/ Н. С. Ахметов. – 3-е изд., перераб. и доп. – М. : Высш. шк., 1998. – 743 с.
4.
Коровин Н. В. Общая химия : учебник для вузов / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2000. – 558 с.
19
Приложение А
Стандартные
окислительно-восстановительные потенциалы
Таблица А.1 – Окислительно-восстановительные потенциалы металлов
Окисленная
форма
+n ē
Восстановленная
форма
Е0, В
Ag+
+1ē
Ag
+0,80
Al3+
+3ē
Al
–1,66
Au2+
+2ē
Au
+ 1,70
Au3+
+3ē
Au
+ 1,50
Bа2+
+2ē
Bа
– 2,90
Be2+
+2ē
Be
–1,97
Bi3+
+3ē
Bi
+ 0,215
Ca2+
+2ē
Ca
–2,79
Cd2+
+2ē
Cd
–0,403
Co3+
+ē
Co2+
+1,96
Co3+
+3ē
Co
+0,46
Co2+
+2ē
Co
–0,29
Cr3+
+ē
Cr2+
–0,41
Cr3+
3ē
Cr
–0,74
Cr2+
+2ē
Cr
–0,91
Cu2+
+2ē
Cu
+0,345
Cu+
+ē
Cu
+0,531
Cs+
+ē
Cs
– 2,923
Fe3+
+ē
Fe2+
+0,771
Fe3+
+3ē
Fe
–0,058
Fe2+
+2ē
Fe
–0,473
2H+
+2ē
H2
0,000
2Hg2+
+2ē
Hg22+
+0,907
Hg2+
+2ē
Hg
+0,850
Hg22+
+2ē
Hg
+0,792
K+
+ē
K
– 2,924
Li+
+ē
Li
– 3,045
20
Продолжение таблицы А.1
Окисленная
форма
+n ē
Восстановленная
форма
Е0, В
Mg2+
+2ē
Mg
–2,37
Mn3+
+ē
Mn2+
+1,51
Mn2+
+2ē
Mn
–1,17
Mo3+
+3ē
Mo
–0,20
Na+
+ē
Na
– 2,714
Ni2+
+2ē
Ni
–0,228
Pb2+
+2ē
Pb
–0,126
Pb4+
+2ē
Pb2+
+1,66
Pb4+
+4ē
Pb
+0,77
Pt2+
+2ē
Pt
+ 1,19
Rb+
+ē
Rb
– 2,925
Sb3+
+3ē
Sb
+0,20
Sn2+
+2ē
Sn
–0,14
Sn4+
+2ē
Sn2+
+0,15
Sn4+
+4ē
Sn
+0,01
Ti2+
+2ē
Ti
–1,603
V3+
+ē
V2+
–0,255
V2+
+2ē
V
–1,18
V3+
+3ē
V
–0,87
Zn2+
+2ē
Zn
–0,764
Zr4+
+4ē
Zr
– 1,58
Таблица А.2 – Окислительно-восстановительные потенциалы элементов
0
ЭлеОкисленная
Восстановленная
+nē
E
,B
мент
форма
форма
Ag
Ag+
Ag2+
AgI
1ē
1ē
1ē
Ag
Ag+
Ag + I–
A g ( S 2 O 3 ) 32 
AgBr
1ē
1ē
A g + 2 S 2 O32 
Ag + Br–
AgIO3
1ē
A g + I O3
+0,35
AgBrO3
1ē
A g + B r O3
+0,55
21
+0,80
+2,00
–0,15
+0,01
+0,10
Ag2CrO4
2ē
2 A g + C r O42 
+0,44
Ag2MoO4
2ē
2 A g + M o O42 
+0,49
AgNO2
1ē
A g + N O2
+0,56
AgC2H3O2
1ē
A g + C 2 H 3 O2
+0,64
Ag2SO4
2ē
Ag2S
2ē
1ē
1ē
2 A g + S O42 
2Ag + S2–
Ag + 2CN–
Ag + CN–
A g ( C N )2
AgCN
А.2
Al
Аu
Аs
+0,65
–0,69
–0,31
–0,01
A g ( S O 3 ) 32 
Ag2О + Н2О
2AgО + Н2О
Ag2О3 + Н2О
1ē
2ē
2ē
2ē
A g + 2 S O32 
2Ag + 2ОН–
Ag2О + 2ОН–
2AgО + 2ОН–
Ag2CO3
2ē
2 A g + C O32 
+0,47
A g ( N H 3 ) 2
AgCl
Al3+
1ē
1ē
3ē
Ag + 2NH3
Ag + Cl–
Al
+0,37
+0,22
–1,66
Al(OH)3
3ē
Al + 3OН–
–2,29
Al(OH)3 + 3 H+
3ē
Al + 3H2O
–1,40
A O H 4
3ē
Al +4OН–
–2,35
H 2 A l О3 + H 2 O
3ē
Al +4OН–
–2,35
AlO2– +4Н+
3ē
Al + 2H2O
–1,26
AlF63–
3ē
Al +6F–
–2,07
Au+
1ē
Au
+1,68
Au3+
3ē
Au
+1,50
A u B r 4
Au + 4Br–
+0,87
A u B r 2
3ē
1ē
Au + 2Br–
+0,96
A u C l 4
3ē
Au + 4Cl–
+1,00
A u ( C N S ) 4
3ē
Au + 4CNS–
+0,66
Au(OH)3 + 3H+
3ē
Au + 3H2O
+1,45
A s О 2 + 2 Н 2 О
3ē
As + 4ОН–
–0,68
22
+0,30
+0,34
+0,57
+0,74
Элемент
Ba
B
Be
Bi
Br
Ca
Cd
Окисленная
форма
A s О 34  + 2 Н 2 О
H 3 A s О4 + 2 H +
Ba2+
BO33– + 6H+
+nē
Восстановленная
форма
E ,B
2ē
A s О 2 + 4 О Н –
–0,67
2ē
HAsO2 +2H2O
+0,56
2ē
3ē
Ba
–2,91
–0,17
B  3H O
B  3H O
2
0
3ē
3ē
2ē
2ē
3ē
2ē
3ē
B + 4F
Be
Be + 4ОН–
Bi
2BiO+ + 2H2O
Bi + H2O
–0,87
–1,04
–1,85
–2,62
+0,22
+1,59
+0,32
B i C l 4
Bi2O3 +3H2O
BiOCl +2H+
3ē
Bi + 4Cl–
+0,16
6ē
3ē
–0,46
+0,16
NaBiO3 + 4H+
2ē
NaBiO3 + 6H+
2ē
Br2
2НВrO + 2H+
НВrO + H+
2ВrO– + 2H2О
ВrO– + H2О
В r O 3 + 5 H +
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
4ē
2Bi +6ОН–
Bi + H2O + Cl–
BiO+ + Na+ +
2H2O
Bi3+ + Na+ +
3H2O
2Br–
Br2 + 2H2O
Br– + H2O
Br2 + 4ОН–
Br– + 2ОН–
НВrO + 2H2O
В r O 3 + 2 H 2 О
4ē
ВrO– +4ОН–
+0,54
2 В r O 3 + 1 2 H +
10ē
Br2 + 6H2O
+1,52
2 В r O 3 + 6 H 2 О
10ē
Br2 + 12ОН–
+0,50
В r O 3 + 6 H +
6ē
Br– +3H2O
+1,45
В r O 3 + 3 H 2 О
6ē
Br– + 6ОН–
+0,61
Ca2+
Са(ОН)2
Cd2+
Cd3+
2ē
2ē
2ē
3ē
Ca
Са + 2ОН–
Cd
Cd
–2,79
–3,03
–0,40
–2,40
H3BO3 + 3H
BF4–
Be2+
Be(OH)42–
Bi3+
Bi2O4 +4H+
BiO+ +2H+
+
23
2
–
+1,18
+1,84
+1,09
+1,60
+1,34
+0,45
+0,76
+1,45
Элемент
Cl
Co
Cr
Окисленная
форма
Сd(NH3)42+
СdCO3
Сd(ОН)2
Сd(CN)42–
Cl2
Cl2 + 2H+
ClO2 + H+
2HClO + 2H+
2ClO– + 2H2O
HClO + H+
HClO2 + 2H+
ClO– + H2O
2HClO2 + 6H+
HClO2 + 3H+
ClO2–+ H2O
ClO2– + 2H2O
ClO3– + H2O
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
1ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
6ē
4ē
2ē
4ē
2ē
Восстановленная
форма
Cd + 4NH3
C d + C O 32 
Сd + 2ОН–
Cd + 4CN–
2Cl–
2HCl
HClO2
Cl2 + H2O
Cl2 + 4OH–
Cl– + H2O
HClO + H2O
Cl– + 2OH–
Cl2 + 4H2O
Cl– + 2H2O
ClO– + 2OH–
Cl– + 4OH–
C l O 2 + 2 O H –
–0,59
–0,74
–0,81
–1,03
+1,36
+0,99
+1,27
+1,63
+0,40
+1,50
+1,64
+0,89
+1,63
+1,56
+0,66
+0,77
+0,33
C l O 3 + 6 H +
6ē
Cl– + 3H2O
+1,45
2 C l O 3 + 1 2 H +
10ē
Cl2 + 6H2O
+1,47
C l O 3 + 3 H +
2ē
HClO2+ H2O
+1,21
C l O 3 + 3 H 2 O
6ē
Cl– + 6OH–
+0,63
C l O 4 + H 2 O
2ē
C l O 3 + 2 O H –
+0,36
C l O 4 + 2 H +
2ē
C l O 3 + H 2 O
+1,19
2 C l O 4 + 1 6 H +
14ē
Cl2 + 8H2O
+1,39
C l O 4 + 8 H +
8ē
Cl– + 4H2O
+1,38
C l O 4 + 4 H 2 O
Co2+
Co3+
Co3+
Co(OH)3
Co(OH)2
СoCO3
Co(NH3)63+
Cr2+
8ē
2ē
3ē
1ē
1ē
2ē
2ē
1ē
2ē
Cl– +8OH–
Co
Co
Co2+
Co(OH)2 + OH–
Co + 2OH–
Co + CO32–
Co(NH3)62+
Cr
+0,56
–0,28
+0,46
+1,96
+0,17
–0,71
–0,64
+0,10
–0,91
+nē
24
0
E ,B
Элемент
Cu
F
Fe
Окисленная
форма
3+
Cr
Cr3+
Cr(OH)2
Cr(OH)3
C r O 2 + 2 H 2 O
3ē
1ē
2ē
3ē
3ē
Восстановленная
форма
Cr
Cr2+
Cr + 2OH–
Cr + 3OH–
Cr + 4OH–
–0,74
–0,41
–1,40
–1,30
–1,20
C r 2 O 72  + 1 4 H +
6ē
2Cr3+ + 7H2O
+1,33
C r O 42  + 8 H +
Cr(OH)4–
C r O 42  + 2 H 2 O
3ē
3ē
3ē
Cr3+ + 4H2O
Cr + 4OH–
C r O 2 + 4 O H –
+1,48
+1,20
–0,17
C r O 42  + 4 H 2 O
Cu2+
Cu+
Cu2+
CuI
CuBr
CuCl
Cu2+ + Cl–
Cu2+ + Br–
Cu2+ + I–
Cu2+ + 2CN–
3ē
2ē
1ē
1ē
1ē
1ē
1ē
1ē
1ē
1ē
1ē
Cr(OH)3 + 5OH–
Cu
Cu
Cu+
Cu + I–
Cu + Br–
Cu + Cl–
CuCl
CuBr
CuI
C u ( C N ) 2
–0,13
+0,34
+0,53
+0,15
–0,18
+0,03
+0,14
+0,54
+0,64
+0,86
+1,12
C u ( C N ) 2
Cu2O + H2O
CuCNS
Cu(NH3)2+
1ē
2ē
1ē
1ē
–0,43
–0,36
–0,27
–0,12
2Cu(OH)2
2ē
F2
Fe3+
Fe2+
Fe3+
Fe(OH)3
Fe(OH)2
FeO42–+ 8H+
Fe(CN)63–
FeS
2ē
3ē
2ē
1ē
1ē
2ē
3ē
1ē
2ē
Cu + 2CN–
2Cu + 2OH–
Cu + CNS–
Cu + 2NH3
Cu2O+ 2OH– +
H2O
2F–
Fe
Fe
Fe2+
Fe(OH)2 + OH–
Fe + 2OH–
Fe3+ + 4H2O
Fe(CN)64–
Fe + S2–
+nē
25
0
E ,B
–0,08
+2,87
–0,06
–0,47
+0,77
–0,56
–0,88
+1,9
+0,34
–1,0
Элемент
H
Hg
I
K
Li
Окисленная
форма
Fe(CO3)
Fe2S3
FeO42–+ 2H2O
2H+
2H+ (pH = 7)
H+
3H+ + As
2H2O
H2
H2O2 + H+
HO2–+ H2O
Hg2+
Hg22+
2Hg2+
HgI42–
HgBr42–
HgS
Hg(CN)42–
HgO + H2O
I2
I3–
2 I C l 2
2HIO + 2H+
2IO– + 2H2O
HIO + H+
IO– + H2O
IO3– + 5H+
IO3–+ 2H2O
2IO3– + 12H+
2IO3– + 6H2O
IO3– + 6H+
IO3– + 3H2O
H5IO6 + H+
H 3 I O 62
K+
Li+
+nē
2ē
2ē
3ē
2ē
2ē
1ē
3ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
4ē
4ē
10ē
10ē
6ē
6ē
2ē
2ē
1ē
1ē
26
Восстановленная
форма
Fe + CO32–
2FeS + S2–
FeO22– + 4OH–
H2
H2
H(Г)
AsH3
H2 + 2OH–
2H–
2H2O
3OH–
Hg
2Hg
Hg22+
Hg + 4I–
Hg + 4Br–
Hg + S2–
Hg + 4CN–
Hg + 2OH–
2I–
3I–
I2 + 4Cl–
I2 + 2H2O
I2 + 4OH–
I– + H2O
I– + 2OH–
HIO + 2H2O
IO– + 4OH–
I2 + 6H2O
I2 + 12OH–
I– + 3H2O
I– + 6OH–
IO3– + 3H2O
IO3– + 3OH–
K
Li
0
E ,B
–0,75
–0,67
+0,9
0,00
–0,41
–2,1
–0,6
–0,82
–2,25
+1,77
+0,88
+0,85
+0,79
+0,91
–0,04
+0,21
–0,72
–0,37
+0,1
+0,53
+0,53
+1,06
+1,45
+0,45
+0,99
+0,49
+1,14
+0,14
+1,19
+0,21
+1,08
+0,26
+1,60
+0,70
–2,93
–3,04
Элемент
Mg
Mn
Mo
N
Окисленная
форма
2+
Mg
Mg(OH)2
Mn2+
Mn3+
Mn(OH)2
Mn(OH)2 +2 H+
Mn(OH)3
Mn(OH)3 + 3H+
MnO2 + 2H2O
MnO2 + 4H+
MnO42– + 4H+
MnO42–+ 2H2O
MnO4– + 2H2O
MnO4–
M n O 4 + 4 H +
2ē
2ē
2ē
1ē
2ē
2ē
1ē
1ē
2ē
2ē
2ē
2ē
3ē
1ē
3ē
Восстановленная
форма
Mg
Mg +2OH–
Mn
Mn2+
Mn + 2OH–
Mn +2 H2O
Mn(OH)2 + OH–
Mn2+ + 3H2O
Mn(OH)2 + 2OH–
Mn2+ + 2H2O
MnO2 + 2H2O
MnO2+ 4OH–
MnO2+ 4OH–
MnO42–
MnO2 + 2H2O
–2,37
–2,69
–1,17
+1,51
–1,18
–0,73
–0,1
+1,80
–0,05
+1,23
+2,26
+0,60
+0,59
+0,56
+1,69
M n O 4 + 8 H +
MnCO3
Mo3+
MoO42–+ 4H2O
H2MoO4 + 6H+
H2MoO4 + 2H+
N2 + 8H+
N2 + 8H2O
2HNO2 + 4H+
2HNO2 + 6H+
HNO2 + 7H+
N O 2 + H 2 O
5ē
2ē
3ē
6ē
6ē
1ē
6ē
6ē
4ē
6ē
6ē
1ē
Mn2+ + 4H2O
Mn2+ + CO32–
Mo
Mo + 8OH–
Mo + 4H2O
MoO2+ + 2H2O
2 N H 4
2NH4OH + 6OH–
N2O + 3H2O
N2 + 4H2O
NH4+ + 2H2O
NO + 2OH–
+1,51
–1,48
–0,2
–1,05
0,0
0,40
+0,26
–0,74
+1,29
+1,44
+0,86
–0,46
2 N O 2 + 4 H 2 O
6ē
N2 + 8OH–
+0,41
N O 2 + 6 H 2 O
N2O + 2H+
N2O + H2O
2NO + 4H+
2NO + 2H2O
N2O4 + 2H+
N2O4
6ē
2ē
2ē
4ē
4ē
2ē
2ē
NH4OH + 7OH–
N2 + H2O
N2 + 2OH–
N2 + 2H2O
N2 + 4OH–
2HNO2
2NO2
–0,15
+1,77
+0,94
+1,68
+0,94
+1,07
+0,88
+nē
27
0
E ,B
Элемент
Na
Ni
O
Окисленная
форма
N2O4 + 4H+
N2O4 + 8H+
N2O4 + 4H2O
NO3–+ 3H+
NO3–+ H2O
NO3–+ 2H+
NO3–+ H2O
NO3–+ 4H+
NO3–+ 2H2O
2NO3– + 4H+
2NO3– + 12H+
NO3–+ 10H+
NO3– + 7H2O
N2H4 + 4H2O
Na+
Ni2+
Ni(OH)2
Ni(OH)3
NiO2 + 4H+
NiO2 +2H2O
NiS
NiCO3
O2 + 4H+
O2 + 2H+
O2 + 4H+
(pH=7)
O2 + 2H2O
O2 + H2O
O2 + H+
H2O2 + H+
OH + H+
O2
4ē
8ē
8ē
2ē
2ē
1ē
1ē
3ē
3ē
2ē
10ē
8ē
8ē
2ē
1ē
2ē
2ē
1ē
2ē
2ē
2ē
2ē
4ē
2ē
Восстановленная
форма
2NO + 2H2O
N2 + 4H2O
N2 + 8OH–
HNO2 + H2O
NO2–+ 2OH–
NO2 + H2O
NO2 + 2OH–
NO + 2H2O
NO + 4OH–
N2O4 + 2H2O
N2 + 6H2O
NH4+ + 3H2O
NH4OH + 9OH–
2NH4OH + 2OH–
Na
Ni
Ni + 2OH–
Ni(OH)2 + OH–
Ni + 2H2O
Ni(OH)2 + 2OH–
Ni + S2–
Ni + CO32–
2H2O
H2O2
+1,03
+1,35
+0,35
+0,94
+0,01
+0,80
–0,86
+0,96
–0,14
+0,80
+1,24
+0,87
–0,12
+0,10
–2,71
–0,25
–0,72
–0,12
+1,68
+0,49
–0,83
–0,45
+1,23
+0,68
4ē
2H2O
+0,81
4ē
2ē
1ē
1ē
1ē
1ē
4OH–
HO2 + OH–
H O 2
H2O + OH
H2O
O 2
+0,40
–0,07
–0,13
+0,72
+2,8
–0,56
H O 2 + H 2 O
1ē
OH + 2OH–
–0,24
H O 2 + H 2 O
2ē
3OH–
+0,88
O 2 + H 2 O
1ē
O H – + H O 2
+0,4
+nē
28
0
E ,B
Элемент
P
Pb
S
Окисленная
форма
O3 + 2H+
O3 + H2O
O(Г) + 2H+
OH
H2O2
H2O2 + 2H+
P + 3H+
P + 3H2O
PO43–+ 2H2O
H3PO4 + 2H+
H3PO3 + 2H+
H3PO4 + 5H+
H3PO2 + H+
H 2 P O 2
HPO32– + 2H2O
Pb2+
Pb+4
Pb+4
PbO + 2H+
PbO + H2O
H P b O 2 + H 2 O
PbO2 + H2O
PbO2 + 4H+
PbO2
+ S O 24  + 4 H +
PbCO3
PbS
PbCl2
PbBr2
PbI2
PbSO4
Pb(OH)42–
S
S + 2H+
2H2SO3 + 2H+
2ē
2ē
2ē
1ē
2ē
2ē
3ē
3ē
2ē
2ē
2ē
5ē
1ē
1ē
Восстановленная
форма
O2 + H2O
O2 + 2OH–
H2O
OH–
2OH–
2H2O
PH3
PH3 + 3OH–
HPO32–+ 3OH–
H3PO3 + H2O
H3PO2 + H2O
P + 4H2O
P + 2H2O
P +2OH–
+2,07
+1,24
+2,42
+2,0
+0,88
+1,78
+0,06
–0,89
–1,12
–0,27
–0,50
–0,41
–0,51
–2,05
2ē
2ē
4ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
H 2 P O 2 + 3 O H –
Pb
Pb
Pb2+
Pb + H2O
Pb + 2OH–
Pb + 3OH–
PbO + 2OH–
Pb2+ + 2H2O
–1,57
–0,12
+0,77
+1,66
+1,25
–0,58
–0,54
+0,28
+1,45
2ē
PbSO4 + 2H2O
+1,68
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
4ē
Pb + CO32–
Pb + S2–
Pb + 2Cl–
Pb + 2Br–
Pb + 2I–
P b + S O 24 
Pb + 4 OH–
S2–
H2S
S2O32–+ 3H2O
–0,50
–0,95
–0,26
–0,28
–0,36
–0,35
–0,54
–0,46
+0,14
+0,40
+nē
29
0
E ,B
Элемент
Sb
Si
Sn
Окисленная
форма
2H2SO3 + H+
H2SO3 + 4H+
SO2 + 4H+
4H2SO3 + 4H+
2SO32– + 3H2O
2SO32– + 2H2O
SO42– + 4H+
SO42–+ H2O
SO42– + 8H+
SO42– + 4H2O
SO42– + 10H+
SO42– + 4H2O
2SO42– + 4H+
S2O82–
S2O42– + 4H+
S4O62–
S2Cl2
SO2 + 4H+
Sb3+
SbO+ + 2H+
SbO2– + 2H2O
Sb2O5 + 6H+
Sb2O5 + 2H+
Sb2O3 + 6H+
Sb + 3H+
SiO2 + 4H+
H2SiO3 + 4H+
SiO32– + 3H2O
SiF62–
Sn2+
Sn4+
Sn4+
H S n O 2 + H 2 O
Sn(OH)42–
SnO32– 3H2O
Sn(OH)62–
+nē
2ē
4ē
4ē
6ē
4ē
2ē
2ē
2ē
6ē
6ē
8ē
8ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
4ē
3ē
3ē
3ē
4ē
2ē
6ē
3ē
4ē
4ē
4ē
4ē
2ē
2ē
4ē
2ē
2ē
2ē
2ē
30
Восстановленная
форма
–
HS2O4 + 2H2O
S + 3H2O
S + 2H2O
S4O62– + 6H2O
S2O32–+ 6OHS2O42– + 4OHH2SO3 + H2O
SO32– + 2OHS + 4H2O
S + 8OHH2S + 4H2O
S2– + 8OHS2O62– + 2H2O
2SO42–
2H2SO3
2S2O32–
2S + 2ClS + 2H2O
Sb
Sb + H2O
Sb + 4OH2SbO+ + 3H2O
Sb2O4 + H2O
2Sb + 3H2O
SbH3
Si + 2H2O
Si + 3H2O
Si + 6OHSi + 6FSn
Sn2+
Sn
Sn + 3OHSn + 4OH–
Sn2+ + 6OH–
HSnO2–
0
E ,B
–0,08
+0,45
+0,45
+0,51
–0,58
–1,12
+0,17
–0,98
+0,36
–0,75
+0,31
–0,68
–0,22
+2,11
+0,57
+0,08
+1,23
+0,45
+0,20
+0,21
–0,66
+0,58
+0,48
+0,15
–0,51
–0,86
–0,79
–1,70
–1,2
–0,14
+0,15
+0,01
–0,91
–0,90
–0,82
–0,90
Элемент
V
Zn
Окисленная
форма
SnS
SnF62–
2ē
4ē
Восстановленная
форма
+H2O+3OH–
Sn + S2–
Sn + 6F–
V3+
1ē
V2+
–0,25
V2+
2ē
V
–1,18
V3+
3ē
V
–0,87
V(OH)4+ + 4H+
5ē
V + 4H2O
–0,25
VO2+ + 2H+
1ē
V3+ + 3H2O
+0,36
V(OH)4+ + 2H+
1ē
VO2+ + 3H2O
+1,00
VO2+ + 2H+
1ē
VO2+ + H2O
+1,00
3
H V 6 O 17
+ 16H2O
30ē
6V + 33OH–
–1,15
Zn2+
2ē
Zn
–0,76
Zn(OH)2
2ē
Zn + 2OH–
–1,24
ZnO22– + 2H2O
2ē
Zn + 4OH–
–1,21
ZnS
2ē
Zn + S2–
–1,44
Zn(CN)42–
2ē
Zn + 4CN–
–1,26
ZnCO3
2ē
Zn + CO32–
–1,06
Zn(NH3)42+
2ē
Zn + 4NH3
–1,03
Zn(OH)42–
2ē
Zn + 4OH–
–1,22
+nē
31
0
E ,B
–0,94
–0,25
Таблица Б.1 – Таблица растворимости веществ
Р
H
М
−
Li+
K+
Na+
NH4+
Ba2+
Ca2+
Mg2+
Al3+
Cr3+
Fe2+
Fe3+
Ni2+
Co2+
Mn2+
Zn2+
Ag+
Hg+
Hg2+
Pb2+
Sn2+
Cu2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
H
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
−
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
−
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
М
М
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Н
Р
М
Р
Р
Н
Н
Р
Н
М
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
М
М
−
−
Р
Н
Н
−
Н
Р
Р
Р
−
М
Н
Р
Р
Н
Н
−
−
Р
Н
Н
−
−
Р
Р
Р
−
Р
Н
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
−
Р
Н
Р
Р
Н
Н
−
−
Р
Н
Н
−
Н
Р
Р
Р
−
Р
Н
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Н
Н
−
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Н
Н
−
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
М
М
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
М
М
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
М
Р
−
Н
Н
Р
Р
Н
Н
М
Н
Н
Н
−
Р
Р
М
Н
Р
−
Н
Н
−
−
Н
−
М
Н
Н
Н
−
Р
Р
−
М
М
−
Р
М
−
−
Н
−
Р
Н
Н
Н
−
Р
Р
Р
М
Р
Н
М
М
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Н
Н
−
Р
Н
Н
−
−
−
P
Р
−
Р
Н
Р
Р
Н
Н
Н
−
Р
Н
Н
−
Н
Р
Р
Р
М
Р
− вещество растворимое (более 1 г на 100 г воды)
− вещество нерастворимое в воде (менее 0,01 г на 100 г воды)
− вещество малорастворимое в воде (менее 0,01 – 1 г на 100 г воды)
− вещество разлагается водой или не существует
Приложение Б
40
OH−
Сl−
Br−
I−
F−
S2−
SO32−
SO42−
PO3−
PO43−
CO32−
SiO32−
NO2−
NO3−
MnO4−
CrO42−
CH3COO−
H+
Анионы
Растворимость веществ в воде при температуре 25 °С
Катионы