Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - [53]

г)

(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, расчет ведут на число атомов в формульной единице реагента – 2N^-IIIи 2Cr^VI);

д)

e)

(реакция дисмутации, коэффициенты ставят сначала в правую часть уравнения);

ж)

(коэффициент перед К₂MnO₄ находят суммированием числа атомов Mn^VI в правой части обоих уравнений полуреакций);

з)

(реакция конмутации, коэффициенты ставят сначала в левую часть уравнения);

и)

к)

(в FeS₂ окисляются атомы Fe^II Fe^III и S^-I → S^IV, расчет ведут на число этих атомов в формульной единице реагента и суммируют число отданных электронов);

л)

(в реагенте одновременно окисляются атомы первого слева и восстанавливаются атомы второго слева элементов: Fe^II → Fe^III и N^V → N^IV, расчет ведут на число этих атомов в формуле реагента и алгебраически суммируют число электронов);

м)

(коэффициент для HNO₃ находят суммированием числа атомов N в правой части уравнения);

н)

(в растворе Zn – восстановитель, H₂O – окислитель; в молекуле воды восстанавливается один атом водорода из двух: Н^IОН – Н⁰);

(в расплаве восстанавливается атом водорода из гидроксид-иона [ОН^I]^- → Н⁰).

14.3. Ряд напряжений металлов

В ряду напряжений металлов стрелка отвечает уменьшению восстановительной способности металлов и увеличению окислительной способности их катионов в водном растворе (кислотная среда):

Ряд напряжений позволяет установить:

1) будет ли протекать реакция между металлом и водой; металлы, стоящие в ряду левее Mg, т. е. Li, К, Ва, Са и Na, реагируют с водой по уравнениям:

остальные металлы в обычных условиях не реагируют с водой;

2) будет ли протекать реакция с выделением Н₂ между металлом и кислотой, которая является окислителем за счет катионов Н⁺, такими как НCl и H₂SO₄ (разб.).

С НCl (разб.) и H₂SO₄ (разб.) реагируют почти все металлы, стоящие левее водорода, например:

Исключения: металлы Ti и Sn реагируют только с НCl (конц.):

и не реагируют с H₂SO₄ (разб.). Металл Pb, восстановительная активность которого почти равна таковой для водорода, не реагирует с НCl (разб., конц.) и H₂SO₄ (разб.).

Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода – Cu, Hg, Ag, Pt и Au, в принципе не вступают во взаимодействие с НCl и H₂SO₄ (разб.) и не вытесняют из них водорода.

Внимание! Из распространенных кислот в реакции с вытеснением водорода не вступают азотная кислота HNO₃ (ни концентрированная, ни разбавленная) и серная кислота H₂SO₄ (конц.);

3) будет ли протекать реакция замещения между металлом и солью другого металла в ее растворе; чем левее находится металл в ряду напряжений, тем легче он переходит в состояние катиона и восстанавливает все металлы, стоящие справа от него (положение металлов относительно водорода не имеет значения). Так, Fe вытесняет металлы Cd – Au (по ряду слева направо) из растворов их солей.

Примеры:

а)

б)

в)

В этих реакциях не используют металлы Li – Na (левая часть ряда), которые будут реагировать не с солями других металлов в растворе, а с водой.

14.4. Электролиз расплава и раствора

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов.

На отрицательно заряженном электроде — катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном электроде — аноде идет электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов).

Примерыэлектролиза расплавов:

а)

б)

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита – воды):

В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде (например, в присутствии K₂SO₄, H₂SO₄ или КОН).

При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например, Li⁺, К⁺, Са²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺), и никогда не окисляется на аноде кислород О^-II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например, ClO₄^-, SO₄^2-, NO₃^-, РО₄^3-, CO₃^2-); вместо них окисляется вода.

Примерыэлектролиза растворов солей:

а)

(на аноде окисляются анионы Cl^-, а не кислород О^-II молекул Н₂O, так как электроотрицательность хлора меньше, чем у кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород);

б)

(на катоде восстанавливаются катионы Cu²⁺, а не водород Н^I молекул Н₂O, так как медь стоит правее водорода в ряду напряжений, т. е. легче принимает электроны, чем Н^I в воде; подробнее см. 5.3).

Подчеркнем еще раз, что электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает под действием и при участии электрического тока. Уравнения электрохимических реакций отражают те процессы, которые без помощи электрического тока протекать не могут.

Примеры заданий частей А, В, С

1. В уравнении реакции

CuS + HNO₃ (конц.) → CuSO₄ + NO₂↑ +… коэффициент у формулы окислителя равен

1) 1

2) 4

3) 8

4) 11

2. В уравнении реакции

К₂Cr₂O₇ + НCl → CrCl₃ + Cl₂↑ +… коэффициент у формулы восстановителя – это

1) 14

2) 10

3) 6

4) 2

3―4. В уравнении реакции