Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ




 

ПРИМЕР 1 Для реакции

2KBr + PbO2 + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + Br2 + 2KNO3 + 2H2O

установить направление возможного протекания ее при стандартных условиях.

РЕШЕНИЕ . Запишем уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

2Br- + PbO2 + 4H+ = Pb2+ + Br2 + 2H2O.

Затем представим его в виде полуреакций, с указанием табличных значений ОВ-потенциалов:

2Br- - 2ē = Br2 E0(Br2/Br-) = 1,065 В,

восстановитель

PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 4H2O E0(Pb2+/PbO2) = 1,449 В

Окислитель

Потенциал окислителя Е0ок больше, чем потенциал восстановителя Е0восс, следовательно, приведенная реакция будет самопроизвольно протекать слева направо.

 

ПРИМЕР 2. Могут ли в стандартных условиях одновременно находиться в растворе хлориды двухвалентного олова и трехвалентного железа?

РЕШЕНИЕ. Представим данную систему в виде реакции

SnCl2 + FeCl3 = SnCl4 + FeCl2

Определим по таблице значения стандартных электродных потенциалов полуреакций.

Sn2+ - 2 = Sn4+ Е0восс = +0,151 В

2 Fe3+ + = Fe2+ Е0ок = +0,771 В

Sn2+ +2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+

 

В данном примере Еок > Eвосс, т.е. реакция в стандартных условиях будет протекать самопроизвольно в прямом направлении и, следовательно, указанные хлориды будут реагировать между собой, поэтому одновременное нахождение их в растворе невозможно.

 

ПРИМЕР 3. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной системы при стандартных условиях:

10Br- + 2MnO4- + 16H+ = 5Br2 + 2Mn2+ + 8H2O,

если E0(Br2/Br-) = 1,065В; E0(MnO4-/Mn2+) = 1,507В.

РЕШЕНИЕ. Представим данную реакцию в виде полурекций окисления и восстановления:

2Br- -2ē = 5Br2 Е0восс = 1,065 В,

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O, E0ок = 1,507В

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

lgК= .

 

Окислителем в данной реакции является MnO4-, а восстановителем – Br-. В окислительно-восстановительном процессе участвуют 10 электронов. Отсюда:

lgK = = 76,27,

 

K =1,86.1076.

ПРИМЕР 4. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция PbO2+ 4 H+ + 2ē ↔ Pb2+ + 2H2О, если моль/л, а рН=5.

РЕШЕНИЕ. Потенциал окислительно-восстановительного электрода определяем по уравнению:

.

Концентрация (как твердого вещества) и принимаются постоянными и включены в =+1,449 В, n=2 –число электронов. С учетом этого,

Исходя из того, что рН =-lg[H+] или [H+]= 10-рН , данное уравнение принимает вид:

Подставляя значения Е0 и концентраций ионов, получаем

ПРИМЕР 5. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы

3Fe2+ + NO3- + 4H+ = NO + 3Fe3+ + 2H2O,

если [Fe2+]=10-3 моль/л, [Fe3+]=10-2 моль/л, [NO3-]=10-1 моль/л, а рН=3.

РЕШЕНИЕ. Выразим данную ОВ-систему в виде окислительно-восстановительных полурекций с указанием стандартных ОВ-потенциалов:

а) Fe2+ - ē →Fe3+ +0,771 В,

б) NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O +0,960 В.

Для реакции (а) определим ОВ-потенциал по уравнению (3):

Для реакции (б) используем уравнение Нернста с учетом рН-среды:

.

Имея ввиду, что активности [NO] и [H2O] являются постоянными и включены в значение Е0, а [H+]=10-рН, рассчитаем ОВ-потенциал реакции (б) по уравнению:

Затем рассчитаем ЭДС приведенной окислительно-восстановительной системы:

ЭДС= ΔЕ =ЕоксЕвосст=

Так как ΔЕ <0, следовательно, реакция в прямом направлении протекать не может.

ПРИМЕР 6. Могут ли в стандартных условиях KClO3 и КBr одновременно находиться в щелочном растворе? Если нет, то укажите возможные продукты окисления и восстановления.

РЕШЕНИЕ. В бромиде калия КBr бром имеет низшую степень окисления -1 (Br-1), следовательно, он может проявлять только восстановительные свойства. В щелочной среде возможны следующие реакции окисления Br-1:

а) Br-1 + 6ОН- - 6ē = BrО3-1 + 3Н2О Е0 = +0,61В

б) Br-1 + 2ОН- - 2ē = BrО-1 + Н2О Е0 = +0,76В.

В ионе ClO3- хлор находится в промежуточной степени окисления +5. В случае совместного нахождения в растворе с восстановителем (КBr), KClO3 будет проявлять только окислительные свойства.

В щелочном растворе возможно восстановления ClO3- по реакции:

ClO3- + 3Н2О +6е = Cl- + 6ОН- Е0 = +0,63В.

Сравнивая потенциалы окислителя и восстановителя, можно сделать вывод, что реакция окисления Br-1 по реакции (б) не может протекать, потому что Еок < Eвосс. Окисление же Br-1 в присутствии KClO3 по реакция (а) возможно:

Br-1 + 6ОН- - 6ē = BrО3-1 + 3Н2О

+

ClO3- + 3Н2О +6ē = Cl- + 6ОН-

 


Br-1 + 6ОН- + ClO3- + 3Н2О = BrО3-1 + 3Н2О + Cl- + 6ОН-

KClO3 + КBr = КBrО3+ КCl

Таким образом, KClO3 и КBr одновременно находиться в щелочном растворе не могут, а вероятные продукты реакции - KCl и К BrО3.

 

ПРИМЕР 7. Может ли пероксид водорода H2O2 проявлять окислительные и восстановительные свойства? На основании стандартных электродных потенциалов привести примеры возможных реакций.

РЕШЕНИЕ. Пероксид водорода H2O2 имеет в своем составе кислород в промежуточной степени окисления (-1), поэтому он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например, в кислой среде восстановление H2O2 протекает по реакции:

H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O E0 =1,776 B.

Окисление H2O2 протекает по реакции:

H2O2 -2ē = О2 + 2Н+ E0 =0,682 B.

Чтобы в ОВ-реакции H2O2 проявлял окислительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать восстановитель, у которого потенциал был меньше 1,776 В. Например, ион I- для которого:

2 I-1 - 2ē = I2 Е0 = +0,536В.

Таким образом:

H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O

2 I-1 - 2ē = I2

H2O2 + 2H+ + 2 I-1 = I2 + 2H2O.

Чтобы в ОВ-реакции H2O2 проявлял восстановительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать окислитель, у которого потенциал был больше 0,682 В. Например, ион ClO3- для которого:

2ClO3- + 12H+ + 10е = Cl2 + 6 H2O Е0 = +1,47В.

Таким образом:

H2O2 -2ē = О2 + 2Н+ 5

2ClO3- + 12H+ + 10ē = Cl2 + 6 H2O

5H2O2 -2ClO3- + 12H+ = 5О2 + 10Н+ + Cl2 + 6 H2O.

Сократив в правой части ионы водорода (Н+), получаем:

5H2O2 -2ClO3- + 2H+ = 5О2 + Cl2 + 6 H2O.

ПРИМЕР 8. Какой из металлов никель или кадмий легче взаимодействует с разбавленной HCl?

РЕШЕНИЕ. Запишим уравнения реакции взаимодействия этих металлов с HCl:

а) Ni + 2 HCl → NiCl2 + H2

Ni – 2ē = Ni2+ E0 = -0,25 B

+ + 2ē =Н2 Е0 = 0,0В

б) Cd + 2 HCl → CdCl2 + H2

Cd – 2ē = Cd 2+ E0 = -0,403 B

+ + 2ē =Н2 Е0 = 0,0В

Рассчитаем для обеих реакций изменение свободной энергии Гиббса по формуле

ΔGх.р. 0= -nF (Е0оксЕ0восст).

Для реакции (а) ΔGх.р. = -2.96500.(0,0 + 0,25)= -48250 Дж.

Для реакции (б) ΔGх.р. = -2.96500.(0,0 + 0,403)= -77779 Дж.

Так как в реакции (б) убыль свободной энергии Гиббса больше, чем в реакции (а), следовательно, кадмий легче взаимодействует с HCl.

 

ПРИМЕР 9. На основании окислительно-восстановительных потенциалов реакций восстановления иона ClО3- определите, в какой среде, нейтральной или кислой, ClО3- проявляет более сильные окислительные свойства.

РЕШЕНИЕ. Представим возможные реакции восстановления иона ClО3- в нейтральной и кислой средах:

C1О3- + 3H2O + 6ē = Cl- + 6ОH- E0 =0,63 B

2C1О3- + 12H+ +10ē = Cl2 + 6Н2О E0 =1,47 B

Процесс протекает тем глубже, чем отрицательнее ΔGхр. Из соотношения ΔG0х.р = -nF(Е0окE0восс ) следует: чем выше потенциал окислителя, тем меньше ΔG0хр. В кислой среде ОВ-потенциал иона ClО3- больше, значит, в кислой среде он проявляет более сильные окислительные свойства.

 

Задания

1. Можно ли при стандартных условиях восстановить ионы Fe3+ ионами таллия Tl+ по реакции

2Fe3+ + Tl+ = 2Fe2+ + Tl3+ ?

 

2. Могут ли при стандартных условиях находиться одновременно в растворе селенистая кислота H2SeO3 и йодистоводородная HI ?

 

3. Какие из приведенных реакций могут самопроизвольно протекать в нейтральном водном растворе?

а) MnO4- + Cl-→ MnO2 + Cl2;

б) MnO4- + Br-→ MnO2 + Br2;

в) MnO4- + I- → MnO2 + I2.

4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлором сульфат железа (II) в сульфат железа (III)?

 

5. Можно ли металлическим цинком восстановить хлорид железа (III) в хлорид железа (II)?

 

6. Сопоставьте устойчивость растворов гидроксидов железа (II) и кобальта (II) к окислению кислородом воздуха по реакциям:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

 

7. Может ли при стандартных условиях идти реакция

2Fe2+ + 2Hg2+ = 2Fe3+ + Hg22+?

 

8. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2KMnO4 + 16HF = 2MnF2 + 5F2 + 2KF + 8H2O

 

9. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2KMnO4 + 16HBr = 2MnBr2 + 5Br2 + 2KBr + 8H2O

 

10. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

2FeO42- + 8H+ + 2Br- → Fe3+ + Br2 + 4H2O

 

11. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях

AsO43- + 2H2O + 2I- = AsO2- + I2 + 4OH-

 

12. Вычислите константу равновесия реакции

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

 

13. Определите направление реакции при стандартных условиях

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 2S + K2SO4 + 8H2O

14. Какие из приведенных ниже систем

Co3+ + ē = Co2+;

Pb4+ + 2ē = Pb2+;

I2 + 2ē = 2I-

будут восстановителем, если в качестве окислителя использовать кислый

раствор KMnO4 (pH=1) MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

 

15. Может ли KNO2 быть восстановителем? окислителем? Используя

таблицу значений стандартных окислительно-восстановительных

потенциалов, приведите схемы возможных реакций.

 

16. Можно ли в стандартных условиях окислить ионы двухвалентного железа (Fe2+) ионами Sn4+ по схеме

2Fe2+ + Sn4+→ 2Fe3+ + Sn2+

 

17. Вычислите константу равновесия реакции

H3AsO4 + 2HI = HAsO2 + I2 + 2H2O.

Можно ли считать это равновесие практически полностью смещенным

вправо?

 

18. Какой из металлов (цинк, марганец или хром) легче взаимодействует

с разбавленной HCl ? Ответ дайте на основании расчета.

 

19. Определите направление процессов при стандартных условиях.

I2 + H2O = HIO3 + HI,

I2 + KOH = KIO3 + KI + H2O.

 

20. В водном растворе концентрация [Hg2+]=10-2 моль/л, [(Fe3+]=10-2 моль/л,

[Fe2+]=10-3 моль/л. В каком направлении реакция

2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2

протекает самопроизвольно?

 

21. Можно ли восстановить хлорид олова (IV) в хлорид олова (II) по реакциям

SnCl4 + 2KI = SnCl2 + I2 + 2KCl

SnCl4 + H2S = SnCl2 + S + 2HCl

Обоснуйте ответ расчетом констант равновесия реакций.

22. Рассчитайте при стандартных условиях константу равновесия реакции

2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O.

 

23. Пользуясь величинами E0, определите направление реакции

Cu2+ + 2Ag = Cu + 2Ag+

 

24. Растворение цинка в разбавленной азотной кислоте может идти так:

а) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO + H2O

б) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO2 + H2O

Пользуясь величинами Е0 указать, какой процесс более выгоден в стандартных условиях?

 

25. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, потенциал которой зависит от pH среды, напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала для этой реакции.

 

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

а) 2F- - 2ē = F2 б) 2Cl- - 2ē = Cl2

в) 2Br- - 2ē = Br2 г) 2I- - 2ē = I2

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O равен 1,33 В.

 

27. Можно ли KMnO4 использовать в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:

а) HNO2 + H2O – 2ē = NO3- + 3H+

б) 2H2O – 2ē = H2O2 + 2H+

в) H2S – 2ē = S + 2H+

 

28. В каком направлении будет протекать реакция

CrCl3 + Br2 + KOH = K2CrO4 + KBr + H2O ?

 

29. Возможна ли реакция между KClO3 и КMnO4 в кислой среде?

 

30. Какой из окислителей (MnO2, PbO2, K2Cr2O7) является наиболее эффективным по отношению к HCl с целью получения Cl2?

31. Можно ли при стандартных условиях окислить в кислой среде Fe2+ в Fe3+ с помощью дихромата калия (K2Cr2O7)?

 

32. Можно ли действием хлората (V) калия (KClO3) в нейтральной среде окислить:

а) Fe2+ до Fe3+

б) SO42- до S2O82-

в) Mn2+ до MnO4-

г) Sn2+ до Sn4+

д) SO32- до SO42-

е) NO2- до NO3-

Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций.

 

33. Окислительно-восстановительный потенциал реакции

Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O

равен +1,33 В. Какие из следующих процессов возможны, если в качестве окислителя использовать кислый раствор дихромата калия (K2Cr2O7)?

а) 2Br- - 2ē = Br2

б) 2Cl- - 2ē = Cl2

в) H2S – 2ē = 2H+ + S

г) Mn2+ + 4H2O – 5ē = MnO4- + 8H+

д) HNO2 + H2O – 2ē = NO3- + 3H+

 

34. Будет ли протекать реакция, в которой Cr3+ окисляется до Cr2O72-, а разбавленная HNO3 восстанавливается до NO?

 

35. При окислении соляной кислоты диоксидом марганца или перманганатом калия образуется хлор. Процессы идут по схеме:

MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

KMnO4 + HCl→ MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

В каком случае получится больше хлора, если для той и другой реакции взять равные количества соляной кислоты?

 

36. На основании значений окислительно-восстановительных потенциалов процессов восстановления перманганата-иона MnO4- в кислой, нейтральной и щелочной средах укажите: в каком случае ион MnO4- проявляет более высокую окислительную способность.

37. В каком направлении будет протекать реакция

CuS + H2O2 + HCl = CuCl2 + S + H2O?

 

38. Можно ли при стандартных условиях окислить хлористый водород до Cl2 с помощью серной кислоты?

 

39. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O,

если [MnO4-]=10-5, [Mn2+]=10-2, [H+]=0,1 моль/л.

 

40. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы

6Fe2+ + ClO3- + 6H+ = Cl- + 6Fe3+ + 3H2O,

если pH = 3, а концентрация ионов Fe2+, ClO3-, Cl- и Fe3+ соответственно равны моль/л: 10-2; 10-1; 1,0; 2,0.

 

41.Вычислите при стандартных условиях ЭДС окислительно-восстановительной системы, состоящей из электродов: S/H2S и NO3-/NO.

Напишите уравнение протекающей реакции.

 

42. В подкисленный раствор смеси KCl, KBr и KI прибавлен раствор

KMnO4. Какие галогенид-ионы могут быть окислены до свободного состояния действием перманганат-иона? Составить уравнения протекающих реакций.

 

43. В водном растворе концентрация [Hg2+]=0,01 моль/л, [Fe3+]=0,01 моль/л, [Fe2+]=0,001 моль/л. Какая из указанных реакций будет протекать:

а) 2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2

б) HgCl2 + 2FeCl2 = Hg + 2FeCl3

 

44. Вычислите константы равновесия для реакций:

а) SnCl4 + 2TiCl3 = SnCl2 + 2TiCl4

б) SnCl4 + 2CrCl2 = SnCl2 + 2CrCl3

В какой из двух систем достигается более полное восстановление Sn4+ в Sn2+?

 

45. Какая кислота выполняет в реакции H2SeO3 + H2SO3 функцию окислителя, а какая – восстановителя ?

 

46. Методом ионно-электронных уравнений подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель. Какой из элементов окисляется, какой восстанавливается?

1) Al + K2Cr2O7 + H2SO4→ Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

2) Al + KMnO4 + H2SO4→ Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

3) MnO2 + KClO3 + KOH→ K2MnO4 + KCl + H2O

4) Bi2O3 + Br2 + KOH→ KBiO3 + KBr + H2O

5) SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl → SnCl4 + CrCl3 + KCl + H2O

6) MgI2 + H2O2 + H2SO4→ I2 + MgSO4 + H2O

7) FeSO4 + KClO3 + H2SO4→Fe2(SO4)3 + KCl + H2O

8) KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4→ KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

9) MnO2 + O2 + KOH→ K2MnO4 + H2O

10) SO2 + FeCl3 + H2O→ H2SO4 + FeCl2 + HCl

11) H2S + K2Cr2O7 + H2SO4→ S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

12) H2SO3 + HIO3→ H2SO4 + HI

13) Zn + KMnO4 + H2SO4→ ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

14) KMnO4 + KBr + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

15) SO2 + KMnO4 + H2O → K2SO4 + MnO2 + H2SO4

16) KI + KMnO4 + KOH → I2 + K2MnO4 + H2O

17) MnO2 + H2SO4→ MnSO4 + O2 + H2O

18) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

19) KNO2 + KMnO4 + KOH → KNO3 + K2MnO4 + H2O

20) K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

21) NaCrO2 + H2O2 + NaOH→ Na2CrO4 + H2O

22) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

23) KMnO4 + H2S + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

24) Fe2O3 + KNO3 + KOH→ K2FeO4 + KNO2 + H2O

25) I2 + KOH → KI + KIO3 + H2O

26) KIO3 + H2O2 + H2SO4→ O2 + I2 + K2SO4 + H2O

27) Al2 + KOH + H2O →K[Al(OH)4] + H2

28) SnCl2 +KMnO4 + HCl → SnCl4 + MnCl2 +H2O

29) Cl2 + KI + KOH → KCl + KIO3 + H2O

30) SnCl2 +FeCl3 → SnCl4 + FeCl2

 

 

47. Методом электронно-ионных уравненийсоставьте полные уравнения реакций, учитывая, что либо окислитель, либо восстановитель являются также и средой. Обоснуйте на основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов возможность протекания данных реакций.

1) KI + H2SO4/конц/→ I2 + H2S + K2SO4 + H2O

2) KBr + H2SO4/конц/→ Br2 + S + K2SO4 + H2O

3) NaBr + H2SO4/конц/→ Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O

4) Mg + H2SO4/конц/→ MgSO4 + S + H2O

5) Al + H2SO4/конц/→ Al2(SO4)3 + H2S + H2O

6) Cu + H2SO4/конц/→ CuSO4 + SO2 + H2O

7) Ag + H2SO4/конц/→ Ag2SO4 + SO2 + H2O

8) HCl/конц/ + MnO2→ Cl2 + MnCl2 + H2O

9) HCl/конц/ + KMnO4→Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O

10) HCl/конц/ + PbO2→ Cl2 + PbCl2 + H2O

11) HCl/конц/ + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H­2O

12) HCl/конц/ + K2Cr2O7→ Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O

13) Zn + H2SO4/конц/ → ZnSO4 + H2S + H2O

14) CuS + HNO3→ S + Cu(NO3)2 + NO + H2O

15) Cu2O + HNO3→ Cu(NO3)2 + NO + H2O

16) CuS + HNO3/конц/→ H2SO4 + Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

17) FeS + HNO3/конц/→ Fe(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O

18) MnS + HNO3→ S + NO + Mn(NO3)2 + H2O

19) FeSO4 + HNO3→ Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO2 + H2O

20) MnS + HNO3/конц/→H2SO4 + NO2 + Mn(NO3)2 + H2O

21) Ag + HNO3/конц/→ AgNO3 + NO2 + H2O

22) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO + H2O

23) Mg + HNO3/очень разб./→ Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

24) Fe + HNO3→ Fe(NO3)3 + NO + H2O

25) S + HNO3→ H2SO4 + NO

26) H2S + HNO3→ S + NO2 + H2O

27) Cu + HNO3/разб/→ Cu(NO3)2 + NO + H2O

28) Sn + HNO3/конц/→ H2SnO3 + NO2 + H2O

29) Fe + H2SO4/конц/→ Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

30) K2S + HNO3→ S + NO + KNO3 +H2O

 

48. Окислительно- восстановительная реакция выражается ионным уравнением. Укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем. Составьте ионно-электронные и молекулярные уравнения.

1). Bi + NO3 + H+ → Bi +3 + NO + H2O

2) Fe+2 + ClO3 + H+ → Fe+3 + Cl + H2O

3) Cr+3 + BiO3 + H+ → Bi +3+ Cr2O72- + H2O

4) SO2 + Cr2O72- + H+ → Cr+3 + SO42-+ H2O

5) Cl+ MnO4+ H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O

6) H2O2 + MnO4+ H+ → O2 + Mn+2 + H2O

7) I + NO2+ H+ → I2 + NO + H2O

8) Br+ Cr2O72- + H+ → Cr+3+ Br2+ H2O

9) I + H2O2 + H+ → I2 + H2O

10) Cl2 + OH → Cl + ClO3+ H2O

11) H2S + MnO4+ H+ → S + Mn+2 + H2O

12) Cl+ MnO2 + H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O

13) Mg + NO3 + H+ → Mg +2 + NH4+ + H2O

14) ClO3+ SO32- + + H+ → Cl+ SO42- + H2O

15) NO2 + MnO4+ H+ → NO3 + Mn+2 + H2O

16) Br2 + OH → Br + BrO3+ H2O

17) Sn+2 + BrO3 + H+ → Br2+ Sn+4+ H2O

18) Cu + NO3 + H+ → Cu +2 + NO2 + H2O

19) Cr2O72- + H+ + Fe+2 → Cr+3+ Fe+3 + H2O

20) Br + MnO4+ H+ → Br2 + Mn+2 + H2O

21) Pb + + NO3 + H+ → Pb +2 + NO + H2O

22) Mn+2 + ClO3+ OH → MnO42–+ Cl+ H2O

23) Bi + NO3 + H+ → Bi3+ + NO + H2O

24) Cr2O72– + I + H+ → Cr3+ + I2 + H2O

25) CrO2- + Br2 + OH-→ CrO4 2– Br- + H2O

26) SO32– + Ag+ + OH → SO42– + Ag + H2O

27) Fe2+ + MnO4 + H+ → Fe3+ + Mn2+ + H2O

28) MnO4 + I + H+ → I2 + Mn2+ + H2O

29) MnO4 + SO3- + H2O → MnO2 + SO42- + OH-

30) MnO4 + OH +SO32– → SO42– + MnO42– + H2O

 




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных