Министерство образования Российской Федерации

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЕГАЗОВЫЙ

УНИВЕРСИТЕТ

                    ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ. ЧАСТЬ 1.

                                          МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

к лабораторным работам по дисциплине общая и неорганическая химия

для студентов специальностей:

250400 – «Химическая технология природных энергоносителей и

            углеродных материалов»

250100 – «Химическая технология органических веществ»

170500 – «Машины и аппараты химических производств и предприятий

            строительных материалов»

080500 – «Геология нефти и газа»

080200 – «Геофизические методы поисков и разведки месторождений

            полезных ископаемых»

011400 – «Гидрогеология и инженерная геология»

551800 – «Технологические машины и оборудование»

очной и заочной форм обучения

 

                                       Тюмень 2001

 

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

 

Составители: Г.К. Севастьянова – доцент, к.х.н.

                  Т.М. Карнаухова - доцент, к.х.н.

                  Т.Г. Гурьева - доцент, к.х.н.

                  Н.М. Хлынова - доцент, к.х.н.

 

 

Тюменский государственный нефтегазовый университет

2001 г.

Работа 10.

Окислительно-восстановительные реакции.

Цель работы: усвоение закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций (ОВР), освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восстановительными (ОВР).

Так, например, в ракциях:

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰                                                      (1)

Sn⁺²Cl₂^-1 + 2Fe⁺³Cl₃^-1 = Sn⁺⁴Cl₄^-1 + 2Fe⁺²Cl₂^-1              (2)

ртуть и кислород в первой реакции, олово и железо во второй – изменяют степень окисления.

Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называют степенью окисления.

Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома), отрицательной (электроны смещены к атому) или нулевой.

В общем случае для молекул сложных веществ типа А₂В, АВ, АВ₂, и т.п. вопрос о степени окисления элементов А и В – положительной или отрицательной – решается на основании сопоставления значений электроотрицательностей этих элементов. При образовании химического соединения из элементов А и В максимальная плотность электронного облака связи смещена в направлении атома, обладающего большей электроотрицательностью. При этом атом с меньшей электроотрицательностью приобретает положительное значение степени окисления, а с большей - отрицательное. Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, например водорода (Н₂), хлора (Cl₂), азота (N₂), и т.д., так как в этом случае связующее электронное облако в равной мере принадлежит обоим атомам. Если вещество находится в атомарном состоянии, то степень окисления атома так же равна нулю.

Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), цинк (+2), кадмий (+2), алюминий (+3), фтор (-1). Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂ и т.п.), где его степень окисления равна –1. Степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением надпероксидов (-1/2), пероксидов (-1), диоксидифторида O₂F₂ (+1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

Большинство элементов могут проявлять переменную степень окисления. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

Пример. Вычислить степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте H₃PO₄.

Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю поэтому, обозначив степень окисления фосфора через Х и умножив известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3 + Х + (-2)*4 = 0

Из этого уравнения найдем, что Х = +5.

Высшая степень окисления – это наибольшее положительное ее значение. Она равна номеру группы периодической системы элементов и является важной количественной характеристикой элемента в соединениях. Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях, принято называть низшей степенью окисления. Для неметаллов низшая степень окисления равна (n-8), где n - номер группы периодической системы элементов. Все остальные встречающиеся степени окисления элемента называют промежуточными. Например, для серы высшая степень окисления +6, низшая –2, промежуточная +4.

Процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, частицы, отдающие электроны – восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), а также вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления (бескислородые кислоты и их соли – H₂S^-2, Na₂S^-2, HCl^-1, KI^-1 и т.д., гидриды щелочных и щелочноземельных металлов – NaH^-1, CaH₂^-1 и др., соли металлов – Sn²⁺CL₂, Fe⁺²SO₄, Mn⁺²SO₄, Cr₂⁺³(SO₄)₃ и т.д.). 

Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления элемента, называют восстановлением; а вещества, частицы, принимающие электроны, называют окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), вещества, в состав которых входят атомы элементов металлов и неметаллов в высшей степени окисления или в одной из близких к высшей степени окисления (KMn⁺⁷O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇, H₂S⁺⁶O₄, HN⁺⁵O₃, Mn⁺⁶O₃, HCl⁺⁵O₃, HBr⁺⁵O₃, KCl⁺¹O, Pb⁺⁴O₂ и др.). 

Вещества, частицы, содержащие атомы элементов в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Их окислительно-восстановительные свойства зависят от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в разных молекулах, т.е. окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, относятся к межмолекулярным, реакция (2). Если окислителями, восстановителями служат атомы различных элементов в одной и той же молекуле, то такие реакции называют внутримолекулярными, реакция (1). ОВР, в которых в качестве окислителя и восстановителя выступает один и тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления, называют реакциями диспропорционирования. Примером может служить взаимодействие хлора с горячим концентрированным раствором щелочи:

3Cl₂⁰ + 6NaOH = NaCl⁺⁵O₃ + 5NaCl^-1 + 3H₂O            (3)

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Число электронов, полученных окислителем, равно числу электронов отданных восстановителем. Таким образом, в процессе реакции сохраняется электронный баланс. Это позволяет проводить подбор коэффициентов в уравнении ОВР методом электронного и электронно-ионного балансов. Первый метод удобен для реакций в газовой фазе, расплавах, в твердых системах гомогенного и гетерогенного характера (сплавление, горение, обжиг и т.д.), диспропорционирования, второй – в растворах.

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φ_OX/Red (редокс – потенциалы).

Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную систему, состоящую из восстановленной формы вещества (Red), окисленной формы вещества (Ox) и электронов. Принято записывать окислительно-восстановительные системы в виде обратимых реакций восстановления:

Ox + ne ↔ Red

Сущность возникновения электродного и окислительно-восстановительного потенциала поясним на следующем примере. Если пластинку металла Ме погрузить в раствор, содержащий его ионы (Меⁿ⁺), то между металлической фазой и раствором будет протекать обменная реакция:

Меⁿ⁺(aq) + ne ↔ Me (кр)

В результате между металлом и раствором возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом (φ_OX/Red = φ_Ме ⁿ⁺ _/Me).

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя, поэтому для характеристики электродных процессов пользуются их относительными значениями. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю. В качестве электрода сравнения часто применяется стандартный водородный электрод. Электродные (окислительно-восстановительные) потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду при стандартных условиях (Т=298 К, Р = 101 кПа, активности а_Red = a_Ox = 1 моль/л и для металлов, а _Ме ⁿ⁺ = 1 моль/л), называют стандартными электродными потенциалами и обозначают φ⁰_OX/Red.

Окислительная способность веществ тем выше, чем больше алгебраическая величина их окислительно-восстановительного потенциала. Напротив, чем меньше величина окислительно-восстановительного потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его восстановительные свойства.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получают так называемый «Ряд стандартных электродных потенциалов».

Положение металла в ряду стандартных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества, и тем меньше окислительные свойства проявляют его ионы и наоборот.

Электродные потенциалы зависят от природы металла, растворителя, рН среды, от соотношения концентраций (точнее активностей) окисленной и восстановленной форм вещества, от температуры и др.

Эта зависимость описывается уравнением Нернста:

j_Ox/Red = j⁰_Ox/Red + (2,303RT/nF) lg (a^x_OX/a^y_Red)                       (4)

где j⁰_Ox/Red  - стандартный электродный потенциал процесса (стандартный окислительно-восстановительный потенциал), R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, F – постоянная Фарадея (96480 Кл/моль), a_OX, a_Red – активности* окисленной и восстановленной форм вещества в электродной реакции, X и Y – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно определять электродвижущую силу Е окислительно-восстановительной реакции (ЭДС гальванического элемента, образованного двумя окислительно-восстановительными системами) и направление ОВР.

Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Е = jо - jв>0, где jо – потенциал окислителя, jв – потенциал восстановителя.

Так, реакция:

2Fe³⁺ + 2I^- = 2Fe²⁺ + I₂ 

будет протекать только слева направо, но не в обратном направлении. Действительно, j⁰ для систем Fe³⁺ /Fe²⁺  j⁰ = 0,771В, а для I₂ / 2I^- j⁰ = 0,536В. Потенциал первой системы больше потенциала второй системы, а значит окислительная способность у Fe³⁺  больше, чем у I₂.

Е = j⁰Fe³⁺ /Fe²⁺  - j ⁰ I₂/2I^- = 0,771 – 0,536 = 0,235(В)>0

Однако для реакции: 

2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O = 2KMnO₄ + 16HCl

Е = j⁰Cl₂ /2Cl^-  - j ⁰ MnO4^-/Mn²⁺ = 1,360 – 1,510 = -0,150(В)<0

и она протекает справа налево.

Всегда системы с более высоким окислительно-восстановительным потенциалом будут окислять системы с более низким его значением.

_____________________

* В случае разбавленных растворов - концентрации.

ЭДС окислительно-восстановительной реакции связана с изменением энергии Гиббса ΔG реакции уравнением:

                 ΔG = - n*F*E                                      (5)

 

                    Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции.

 

В три пробирки внесите по 2 – 3 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавьте 5 капель раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – столько же 2н раствора щелочи КОН. Затем во все три пробирки прибавьте по микрошпателю:

а) сульфита натрия

б) нитрита калия

Запишите наблюдения, отметив изменение окраски раствора, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска раствора характерна для ионов MnO4^-, слабо – розовая – для ионов Mn²⁺, зеленая – для ионов MnO4^2-, бурый цвет имеет осадок MnO₂. Обратите внимание на реакцию в щелочной среде, где зеленая окраска манганата исчезает вследствие реакции диспропорционирования:

K₂MnO₄→ KMnO₄ + MnO₂

Сделайте вывод о влиянии рН среды на окислительные свойства перманганата калия.

 

Опыт 2. Окисление перманганатом калия соли марганца (II).

 

Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора перманганата калия, столько же раствора сульфата марганца. Опишите наблюдения. Опустите в пробирку лакмусовую бумажку. Какая среда в полученном растворе? Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O → MnO₂ + K₂SO₄+…

 

Опыт 3. Восстановление дихромата калия.

 

Поместите в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия, 5 капель раствора серной кислоты и микрошпатель:

а) сульфата железа (II):

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄→ … + K₂SO₄ + …

б) кристаллического сульфита натрия:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + Na₂SO₃→ …+ Na₂SO₄ + K₂SO₄ + …

Запишите наблюдения, отметив изменение цвета раствора вследствие превращения дихромата калия в соль хрома (III) зеленого цвета. Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

 

Опыт 4.Окисление иодида калия.

 

В пробирку с 3 – 4 каплями раствора хлорида железа (III), добавьте 1 – 2 капли раствора иодида калия. Запишите наблюдения, отметив изменение цвета раствора вследствие образования I₂.Составьте уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления. 

 

Опыт 5. Окислительно-восстановительная реакция с участием простого вещества.

 

К 6 каплям иодной воды добавьте 1 микрошпатель сульфита натрия. Что наблюдается и почему? Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

I ₂ + Na₂SO₃ + H₂O→ HI + …

 

Опыт 6. Восстановительные свойства соединений олова (II).

 

1. К 6 каплям раствора хлорида железа (III) прибавьте 1 каплю роданида калия (KCNS – реактив для качественного обнаружения Fe³⁺), отметьте цвет образовавшегося раствора; после чего прибавьте к нему по каплям до полного обесцвечивания раствор хлорида олова (II).

В каком направлении и почему происходит при этом сдвиг равновесия в системе:

FeCl₃ +3KCNS ↔ Fe (CNS)₃ + 3KCl

Завершите уравнение реакции:

FeCl₃ + SnCl₂ → … + …

Укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

2. К 2 – 3 каплям раствора перманганата калия в присутствии 1 капли серной кислоты, прилейте по каплям раствор хлорида олова (II) до обесцвечивания раствора. Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

KMnO₄ + SnCl₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + SnCl₄+ Sn(SO₄)₂ + KCl + …

3. К 1 капле раствора хлорида олова (II) добавьте 1 каплю 40% раствора NaOH, отметьте образование осадка, после чего прибавляйте по каплям 40% раствор NaOH до растворения осадка. Объясните наблюдения, приведя соответствующие уравнения реакций. Добавьте к полученному раствору по каплям:

а) раствор AgNO₃ до появления черного осадка мелкодисперсного серебра:

AgNO₃ + … + NaOH → Ag + Na₂[Sn(OH)₆] + NaCl + NaNO₃ + …

 б) раствор Bi(NO₃)₃ до появления черного осадка мелкодисперсного висмута:

Bi(NO₃)₃ + … + NaOH → Bi↓ + …

Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

 

Опыт 7. Зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной форм вещества.

 

В данном опыте предлагается измерить редокс – потенциал системы:

[Fe (CN)₆]^3- + e ↔ [Fe (CN)₆]^4-

в зависимости от концентрации ионов [Fe (CN)₆]^3- (окисленная форма) и ионов [Fe (CN)₆]^4- (восстановленная форма).

Соберите установку (см. рис. 1). Сосуды 3 и 5 и электролитические ключи 4 и 6 заполняют насыщенным раствором KCl.

 

 

Рис. 1. Схема установки для измерения потенциала окислительно-восстановительной системы: 1 – катодный вольтметр; 2 – электрод сравнения; 3 – сосуд с электродом сравнения; 4 – соединительный электролитический ключ; 5 – промежуточный сосуд; 6 – электролитический ключ с капилляром, прижимаемым к электроду; 7 – платиновый электрод; 8 – сосуд для изучаемой окислительно-восстановительной системы; 9 – токоотвод.

В три стакана вместимостью 50 мл отмерьте из бюретки по 5 мл растворов K₄[Fe (CN)₆] и K₃[Fe (CN)₆] в следующих соотношениях: в первый - 5 мл 0,1М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,1М раствора K₃[Fe (CN)₆]; во второй – 5 мл 0,1М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,01М раствора K₃[Fe (CN)₆]; в третий – 5 мл 0,01М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,1М раствора K₃[Fe (CN)₆].

Измерьте последовательно ЭДС и определите редокс – потенциалы окислительно-восстановительных систем во всех трех стаканах (см. рис.1 стакан 8). Для этого опустите в стакан платиновый электрод с прижатым к нему кончиком электролитического ключа 6, а в сосуд 3 с насыщенным раствором KCl опустите электрод сравнения. Соедините сосуды 8,5 и 3 электролитическими ключами, заполненными насыщенным раствором KCl.

Измерьте ЭДС на катодном вольтметре или рН – метре согласно инструкции по работе с этими приборами. Для установления равновесия измеряйте ЭДС через 3 – 5 минут после включения прибора.

Перед каждым замером платиновый электрод промойте дистиллированной водой и просушите фильтровальной бумагой.

Рассчитайте концентрацию потенциалопределяющих ионов (окисленной и восстановленной формы), учитывая, что раствор каждой соли при смешивании разбавляется вдвое.

Рассчитайте редокс – потенциал систем для различного соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм, используя справочные данные для стандартных потенциалов и принимая, что активности ионов равны их концентрациям.

По измеренной ЭДС (разности потенциалов изучаемой окислительно-восстановительной системы и электрода сравнения) определите экспериментальное значение редокс – потенциала. Стандартный потенциал хлор – серебряного электрода сравнения + 0,222В. Результаты опыта и расчетов запишите в таблицу:

 

Номер

измерения

Концентрация, моль/л

ЭДС_изм

мВ

Потенциал электрода, мВ

Относительная ошибка,%

K₄[Fe(CN)₆]

K₃[Fe(CN)₆]

[Fe (CN)₆]^4-

 

Е_расч

Е_эксп

 

[Fe (CN)₆]^3-

0,1

0,1

0,01

0,1

0,01

0,1

 

 

 

 

 

 

Сделайте вывод о характере зависимости редокс – потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

 

Таблица вариантов в к лабораторной работе № 10.

 

№ варианта

№№ опытов

№№ контрольных вопросов и задач

Iа

11а, 12а

Iб

11б, 12б

II; IIIа; VI – 3а

11в, 12в

IIIб; IV; VI – 3б

11г, 12г

V; VI – 2; VI – 3а

11д, 12д

IIIб; VI – I; VI – 3б

11е, 12е

VII; II

8и, 16

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.

1. Определите степень окисления серы в соединениях: H₂S, Na₂S₂O₃, H₂SO₃, H₂SO₄.

2. Определите, возможно ли протекание реакции в прямом направлении при 298К: CuO + H₂ = Cu + H₂O.

3. От каких факторов зависит окислительно-восстановительный потенциал? Напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала, какой – либо реакции.

4. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? На какие типы подразделяются окислительно-восстановительные реакции?

5. Чем характеризуются процессы окисления, восстановления?

6. Напишите полуреакции восстановления ионов NO^3-, SO₄^2-, MnO₄^- в кислой среде.

7. Напишите полуреакции окисления иона SO₃^2- в кислой, нейтральной, щелочной среде.

8. Допишите перечисленные ниже реакции, уравняйте их и укажите окислитель и восстановитель:

а) KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ →

б) MnO₂ + Br₂ + KOH →

в) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ →

г) H₂S + Cl₂ + H₂O →

д) FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ →

е) K₂Cr₂O₇ + NaNO ₂  + H₂SO₄ →

ж) HgS + HNO₃ + HCl → S + NO +…

з) H₂S + HOCl → S + HCl + …

и) KBr + MnO₂ + H₂SO₄ → Br₂ + MnSO₄ + …

к) FeS + HNO₃ → Fe (NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO₂ + …

9. Что положено в основу классификации химических процессов на 

реакции обмена и окислительно-восстановительные? Какие из 

приведенных ниже реакций относятся к тем или другим:

а) 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

б) K₂Cr₂O₇ + 4AgNO₃ + H₂O = 2Ag₂CrO₄ + 2 KNO ₃  + 2 HNO₃

в) K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃  + 4H₂SO₄ = Cr2(SO4)3 + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

г) K₂Cr₂O₇ +2BaCl₂ + H₂O = 2BaCrO₄ + 2HCl + 2KCl

д) Zn + H₂SO_4(разб) = ZnSO₄ + H₂

е) 3Zn + H₂SO_4(конц) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

ж) Zn(OH)2 + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

 и) Fe₂O₃ + CO = CO₂ + 2FeO

к) Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

л) Na₂CO₃ +SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂ (t⁰)

м) 2Na₂SO₄ + 2SiO₂ + C → 2Na₂SiO₃ + CO₂ + 2SO₂ (t⁰)

Ответ мотивируйте, в окислительно-восстановительных реакциях

укажите окислитель и восстановитель.

10. Окисление или восстановление происходит при превращениях:

а) FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃

б) Fe₂O₃ → Fe

в) NH₃ → NO

    г) 2Cl^- → Cl₂

д) Cl^- → ClO₄^-

е) 2IO₄^- → I₂

11. Какие из указанных ниже веществ могут проявлять: только окислительные свойства; только восстановительные свойства; как окислительные, так и восстановительные свойства?

     а) KMnO₄, MnO₂, V₂O₅, KI

б) PbO₂, NH₃, HNO ₂ , Na₂S

в) Na₂SO₃, HNO₃, K₂Cr₂O₇, PH₃

г) Cl₂, PbO₂, Na₂SO₃, Na₂S

д) KI, FeSO₄, NaNO₂, K₂CrO₄

  е) H₂SO₄, KBr, HMnO₄, KNO₂

12. Вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и

восстановителя в реакциях, протекающих по схемам:

а) PbO₂ + NaNO₂ + H₂SO₄ → PbSO₄ + NaNO₃ + H₂O

б) Al + HNO₃(конц.) → Al₂O₃ +NH₄NO₃

в) Cr(OH)₃ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

г) K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

д) Bi₂O₃ + Cl₂ + KOH→ KCl + KBiO₃ + H₂O

е) KIO3 + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

13. Закончите уравнения реакций между следующими ионами, пользуясь методом ионно-электронного баланса:

а) MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^- + …

б) Fe³⁺ + S^2- → S + Fe²⁺ + …

в) MnO₄^- + I^- + H⁺ → Mn²⁺ + I₂ + …

г) ClO^- + I^- + OH^- → IO₃^- + Cl^- + …

д) MnO₄^- + SO₃^2- + H⁺ → Mn²⁺ + SO₄^2- + …

е) MnO₄^- + NO₂^- + OH^- → MnO₄^2- + NO₃^- + …

Напишите полные молекулярные уравнения процессов.

14. Определите принципиальную возможность процесса:

а) Zn (k) + CuSO₄(p) → ZnSO₄(p) + Cu (k)

б) 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺ → 2Fe³⁺ + Sn²⁺

в) CrCl₃ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + KBr + H₂O

г) CuS + H₂O₂ + HCl → CuCl₂ + S + H₂O

15. Подберите коэффициенты в следующих окислительно –

восстановительных реакциях:

а) As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₂AsO₄ + NO

б) Fe₂(SO₄)₃ + AsH₃→ As + FeSO₄ + H₂SO₄

в) KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄→ I₂+ Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

г) KMnO₄ + Сa(NO₃)₂ + H₂SO₄→ Сa(NO₃)₂ + MnSO₄  + K₂SO₄ + H₂O

д) As₂O₃ + I₂+ KOH → KI + K₃AsO₄ + H₂O

е) Bi₂O₃ + Cl₂+ KOH→ KCl + KBiO₃ + H₂O

ж) KClO₃ + I₂+ H₂O→ HIO₃ + KCl

з) Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

и) Ag + H₂SO₄(конц.) → SO₂  + Ag₂SO₄ + H₂O

к) Bi + HNO₃ → Bi(NO₃)₃ + NO + H₂O

л) Ca(OH)₂ + Cl₂ → Ca(ClO)₂ + CaCl₂ + H₂O

16. Что произойдет с пластинкой железа при погружении ее в раствор сульфата меди (II)? В обосновании ответа приведите стандартные электродные потенциалы соответствующих систем.

17. Будет ли протекать окислительно-восстановительная реакция при сливании раствора сульфата железа (III) с раствором иодида калия; бромида калия?

18.  Будет ли олово вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из растворов их солей? Какие из этих металлов вытесняют олово из раствора его соли?

19.  Могут ли одновременно существовать в растворе KIO₃ и KI, HI и HСlO₃, HCl и HСlO₃, KBr и KMnO₄?