Файловый архив студентов. Файловый архив студентов.
1327 вузов, 5493 предметов.
/ Регистрация
FAQ Обратная связь Вопросы и предложения
Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Башкирский Государственный Аграрный Университет
Предмет:
[НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Файл:

Общая химия. Учебно-методическое пособие

.pdf
Скачиваний:
0
Добавлен:
07.09.2026
Размер:
1 Мб
Скачать
☆
61
3. Na
3PO4
, ZnCl2 3. SnCl2 + K2SO3
4. FeCl
2
, K2S 4. Cr2(SO4)3 + K2S
5. K
2SO3
, ZnSO4 5. K2CO3 + Bi(NO3)3
6. NH
4
Cl, KClO 6. Na2S + AlCl3
7. Na
2
Se, MnCl2 7. FeCl3 + K2CO3
8. ZnSO
4
, BaS 8. Cr2(SO4)3 + Na2SO3
9. Ni(NO
3)2
, KNO2 9. K2SO3 + AlBr3
10. NH4Br, Na2S 10. Bi(NO3)3 + Na2CO3
11. Na2HPO4, Mg(NO3)2 11. CrCl3 + K2S
12. Al2(SO4)3, Na2SeO3 12. Na2CO3 + Cr(NO3)3
13. CuSO4, K3PO4 13. K2SiO3 + Bi(NO3)3
14. Na2SO3, Fe2(SO4)3 14. Na2SO3 + CrCl3
15. NaCN, FeSO4 15. Be(NO3)2 + Na2SO3
16. Ba(CH3COO)2, CoSO4 16. AlCl3 + Na2SO3
17. NiSO4, NaF 17. SnCl2 + Na2CO3
18. Pb(NO3)2, Ba(NO3)2 18. Na2S + Al2(SO4)3
19. Cr2(SO4)3, NaCH3COO 19. Fe(NO3)3 + K2CO3
20. KHS, MgSO4 20. Al2(SO4)3 + Na2CO3
21. CdCl2, NaClO 21. Na2SO3 + SnCl2
22. Cr(NO3)3, K2CO3 22. NH4Cl + Na2SiO3
23. KHSO3, MnSO4 23. K2SO3 + CrCl3
24. Li2S, CrCl3 24. AlBr3 + Na2SO3
25. SrS, SnBr2 25. BeCl2 + Na2S
26. Ca(HCO3)2, CuBr2 26. BeCl2 + Na2SO3
27. Li2SO3, AlCl3 27. Fe2(SO4)3 + K2SO3
28. Zn(NO3)2, К3PO4 28. Na2S + Al(NO3)3
29. (NH4)2SO4, RbHSO3 29. SnCl2 + Na2SO3
30. SnSO4, KF 30. SnCl2+ K2CO3
Примеры решения задач и оформления задания раздела 6
Пример 1. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым
основанием,
например NH
4NO3
:
NH
4
Cl = NH
4
+
+ NO
3
–
Гидролизу подвергается катион слабого основания NH
4
+
:
NH
4
+
+ HOH NH4OH + H+ (ионы H+ в избытке).
Молекулярное уравнение:
NH
4NO3
+ H2O NH4OH + HNO3 – кислая среда (рН 7).
61
62
Пример 2. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным
основанием, например Na
2CO3
:
Na
2SO3
= 2Na+ + CO
3
2–
Гидролизу подвергается анион слабой кислоты CO
3
2–
:
1-я ступень: CO
3
2–
+ HOH HCO
3
–
+ OH– (ионы OH– в избытке).
Молекулярное уравнение 1-й ступени:
Na
2CO3
+ H2O NaHCO3 + NaOH – щелочная среда (рН 7).
При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по
первой ступени.
Пример 3. Совместный гидролиз двух солей, например Al(NO
3)3
+
+ Na
2
S + H2O, протекает необратимо с образованием слабого основа-
ния и слабой кислоты.
Итоговое ионное уравнение:
2Al
3+
+ 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S (рН 7),
т. к. образуются два слабых электролита. Молекулярное уравнение:
2Al(NO
3)3
+ 3Na 2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaNO
3
Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции
Задание 1. Рассчитайте и укажите степень окисления атомов элементов
для предложенных частиц. Объясните, какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель
(Ox), только восстановитель (Red), окислитель и
восстановитель
(Ox и Red).
1. CrO
3
3
–
, MnO2, PbO2, Cr2O
7
2
–
16. SO
3
2
–
, NO2, ClO
4
–
, Br–
2. Fe, AlO
2
–
, N2O, NO
3
–
17. CrO
2
–
, ReO
4
–
, PbO2, CrO
4
2
–
3. Fe2O3, MnO
4
–
, Br-, CrO
4
2
–
18. SO
4
2
–
, MnO2, NO2, Cu
4. CO2, ClO–, MnO
4
2
–
, Cl– 19. NO
2
–
, Cl2, Mn2+, ClO–
5. ClO
4
–
, Cl–, CrO
2
–
, F2 20. SeO
3
2
–
, AlO
2
–
, Br–, ClO
3
–
6. Ca, NO
3
–
, BrO–, NO
2
–
21. PbO
2
2
–
, NO
2
–
, H2O, CrO
4
2
–
7. SO
4
2
–
, CO, H2S, MnO
4
2
–
22. J–, ClO
3
–
, Mg, TiO
2
+
8. CO2, Cr2O
7
2
–
, BrO–, SeO
4
2
–
23. SO
3
2
–
, PbO
3
2
–
, NO
3
–
, NH3
9. NO
3
–
, NO, Cr2O
7
2
–
, SO
3
2
–
24. N2H4, Cr2O3, CrO
4
2
–
, NO2
10. BrO–, Br–, Cd2+, CrO
4
2
–
25. NH2OH, N2, AsO
2
–
, F–
11. Cl2, Cl–, CrO
4
2
–
, B4O
7
2
–
26. N2O, XeO4, NO, AsO
4
3
–
12. TiO2+, ClO–, MnO2, MnO
4
–
27. VO
3
–
, MnO, SnO2, Ba
13. MnO
4
2
–
, NO
3
–
, NH
4
+
, ClO
3
–
28. JO
4
–
, Cr3+, MnO2, Fe2O3
14. NH2OH, VO2+, Ni, CrO
4
2
–
29. Br2, FeO, SbO
2
–
, P2O5
15. H2S, Cl2, SO
4
2
–
, VO
3
–
30. PO
4
3
–
, O3, SbO
4
3
–
, PH3
62
Пример решения задач и оформления задания раздела 7
Пример 1. Рассчитайте и укажите степень окисления (СО) ато-
мов подчеркнутых элементов в предложенных частицах. Объясните, какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно­восстановительных реакциях: только окислитель (Ох), только вос­становитель (Red), окислитель и восстановитель (Ох и Red).
MnO
2
, NO
3
–
, Cu, H2S
MnO2 х + 2·(–2) = 0 СО = +4.
Марганец – металл VII группы, высшая степень окисления его +7,
а низшая –0; в данном соединении марганец содержится в промежу­точной степени окисления, в окислительно-восстановительных реак­циях данная частица может быть и окислителем, и восстановителем
(Ох и Red):
NO
3
–
х + 3·(–2) = –1 СО = +5.
Азот – элемент V группы, высшая степень окисления +5, NO
3
–
в окислительно-восстановительных реакциях может быть только окислителем (Ох):
Cu, СО = 0. Медь – металл, в свободном состоянии проявляет низшую сте-
пень окисления 0, может быть только восстановителем (Red).
H
2
S, СО = –2.
Сера – неметалл VI группы, высшая степень окисления +6, низ­шая степень окисления серы 6 – 8 = –2, в окислительно-восстанови­тельных реакциях H
2
S может быть только восстановителем (Red).
+4
высшая СО +7
MnO
2
Ох и Red
низшая СО 0
+5
высшая СО +5
NO
3
–
Ох
низшая СО –3
высшая СО +3 Cu
0
Red
низшая СО 0
–2
высшая СО +6
H
2
S Red
низшая СО –2
Задание 2. Составьте электронную схему и молекулярное уравнение
реакции. Укажите окислитель и восстановитель.
63
64
Но­мер
вари-
анта
1-я реакция 2-я реакция
1
KMnO
4
+KI+H2O MnO2, J2
Ni+HCl
2
Cr
2O3
+KNO3+NaOH CrO
4
2
–
, NO
2
–
Ni+H
2SO4
(конц.),
t
 
3
MnO
2
+KNO3+KOH MnO
4
2
–
, NO
2
–
Co+HNO
3
(разб.)
4
KMnO
4
+KI+NaOH MnO
4
2
–
, IO
3
–
Co+H
2SO4
(разб.)
5
K
2Cr2O7
+FeSO4+H2SO4 Fe3+, Cr3+
Co+HCl
6
KMnO
4+V2
(SO4)3+H2O MnO2, VO2+
Co+H
2SO4
(конц.)
7
K
2
MnO4+Na2SO3+H2O MnO2, SO
4
2
–
Fe+H
2SO4
(разб.)
8
MnSO
4
+PbO2+HNO3 MnO2, Pb2+
Fe+H
2SO4
(конц.),
t
 
9
Cr
2
(SO4)3+NaClO+NaOH CrO
4
2
–
, Cl–
Fe+HCl
10
Mn(NO
3)2
+NaBiO3+H2SO4 MnO
4
–
, Bi
3
+
Fe+HNO
3
(разб.)
12
K
2Cr2O7 +H2
S+H2SO4 Cr3+, S
Ni + O
2
+H2O
13
FeCl
3
+Cl2+KOH FeO
4
2
–
, Cl–
Sn + H
2
O + O2
14
Ni(OH)
2
+NaClO + H2O Ni(OH)3, Cl–
Co + NaOH + O
2
+
+ H
2
O
15
Co(OH)
3
+HCl Co2+, Cl2
Ni + NaOH + O
2
16
Na
2SO3+K2Cr2O7+H2SO4
Cr3+, SO
4
2
–
Cr + H
2
O
17
HCl + HNO
3
Cl2, NO
Cr + H
2
O + O2
18
Fe
2O3
+KNO3+NaOH FeO
4
2
–
, NO
2
–
Sn + NaOH + O
2
+
+ H
2
O
19
H
2
S + Cl2+H2O SO
4
2
–
, Cl–
V+HNO
3
(разб.)
20
Fe
2
(SO4)3+Na2S+H2SO4 Fe2+, S
Ti+H
2SO4
(конц.)
21
K
2Cr2O7
+HCl Cr3+, Cl2
V+H
2SO4
(конц.)
22
KCrO
2
+ Cl2 + KOH CrO
4
2
–
, Cl–
Ti+HNO
3
(конц.)
23
NaNO
3
+ Zn + NaOH ZnO
2
2
–
, NH3
Ti+O
2
+NaOH +
+ H
2
O
24
SO
2
+ NaJO3 + H2O SO
4
2
–
, I–
Cu + H
2SO4
(конц.)
25
FeCl
2
+KMnO4+H2SO4 Fe3+, Mn2+
Al + NaOH + H
2
O
26
FeCl
2
+ HNO3 + HCl Fe3+, N2O
Fe + H
2
O + O2
27
MnO
2
+KClO3+KOH MnO
4
2
–
,Cl–
Zn + HCl + O
2
29
KMnO
4
+Na3SO3+NaOH MnO
4
2
–
, SO
4
2
–
Cu + O2+NaOH + + H
2
O
30
K
2Cr2O7
+SnCl2+H2SO4 Sn4+, Cr3+
Be+HNO
3
(разб.)
64
65
Примеры решения и оформления заданий к разделу 7
Пример 1. Среда кислая:
Na
2SO3
+ KMnO4 + H2 SO4 Na2SO
4
+ MnSO4 + ...
Red Ox среда 5 SO
3
2–
2ē + Н
2
О = SO
4
2–
+ 2Н+
2 MnO
4
–
+ 5ē + 8Н + = Mn
2+
+ 4 H2O
5SO
3
2–
+ 2MnO
4
–
+ 5Н2О + 16Н+ = 5SO
4
2–
+ 2Mn 2+ + 10Н+ + 8Н2О
5SO
3
2–
+ 2MnO
4
–
+ 6Н+ = 5SO
4
2–
+ 2Mn 2+ + 3Н2О
5Na
2SO3
+ 2KMnO4 + 3H2SO 4 = 5Na2SO
4
+ 2MnSO 4 + 3Н2О + K2SO
4
Пример 2. Среда щелочная:
KCrO
2
+ KClO3 + KOH K2CrO 4 + KCl + ...
Red Ox среда
2 CrO
2
–
3ē + 4ОН–= CrO
4
2–
+ 2Н2О
1 ClO
3
– + 6ē + 3Н2О = Cl– + 6ОН
–
2CrO
2
–
+ ClO
3
–
+ 8ОН – + 3Н2О = 2CrO
4
2–
+ Cl –+ 4Н2О + 6ОН
–
2CrO
2
–
+ ClO
3
–
+ 2ОН – = 2CrO
4
2 
+ Cl–+ Н2О
2KCrO
2
+ КClO3 + 2КОН = 2К2СrО 4 + КСl + Н2О
Пример 3. Среда нейтральная:
КMnO
4
+ Na2SO3 + Н2О MnO2 + SO
4
2–
+...
Ox Red среда 3 SO
3
2–
2ē + Н2О = SO
4
2–
+ 2Н+
2 MnO
4
–
+ 3ē + 2Н2 О = MnO2 + 4ОН ¯
3SO
3
2–
+ 2MnO
4
–
+ 7Н2О = 2MnO2 + 3SO
4
2–
+ 6Н+ + 8ОН ¯
6Н
2
О + 2ОН ¯
3 SO
3
2–
+ 2MnO
4
–
+ Н2О = 2MnO2 + 3SO
4
2–
+ 2OН ¯
3Na2SO3 + 2KMnO4 + Н2О = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
65
66
Тема 8. Гальванический элемент
Рассчитайте ЭДС, если концентрация раствора не указана, по­тенциал примите стандартным. Напишите уравнения анодного и ка­тодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реак­ции, укажите направление движения электронов и ионов в следую­щих гальванических элементах:
1. Ag / AgNO
3
, 0,001M // Zn(NO3)2 / Zn
2. Cd / CdSO
4
, 0,1M // CuSO4, 0,01M / Cu
3. Zn / ZnSO
4
, 0,01M // FeSO4, 0,1M / Fe
4. Cu / CuSO
4
// Fe2(SO4)3, FeSO4 (С)
5. Fe / FeSO
4
// FeSO4, 0,001M / Fe
6. Co / CoSO
4
, 0,01M // CoSO4 / Co
7. Ti / Ti
2
(SO4)3, 0,5M // AgNO3 / Ag
8. Ag / AgNO
3
, 0,01M // H2SO4 / H2 (Pt)
9. Pb / Pb(NO
3)2
// Cd(NO3)2, 0,1M / Cd
10. Al / Al
2
(SO4)3, 0,005M // NiSO4, 0,01M / Ni
11. Sn / SnSO
4
, 0,01M // SnSO4 / Sn
12. (Pt) H
2
/ H2SO4 // ZnSO4, 0,01M / Zn
13. Ag / AgNO
3
// Cr2(SO4)3, 0,05M / Cr
14. Cu / CuSO
4
// V2(SO4)3, 0,05M / V
15. Ni / NiSO
4
, 0,1M // H2SO4 / H2 (Pt)
16. (Pt) H
2
/ H2SO4 // Al2(SO4)3, 0,5M / Al
17. Ni / NiSO
4
// NiSO4, 0,001M / Ni
18. Ag / AgNO
3
, 0,1M // AgNO3, 0,0001M / Ag
19. Sn / SnSO
4
// Cr2(SO4)3, 0,05M / Cr
20. Co / CoSO
4
// ZnSO4, 0,01M / Zn
21. Cu / CuSO
4
, 0,1M // Al2(SO4)3, 0,5M / Al
22. Ag / AgNO
3
, 0,01M // Pb(NO3)2 / Pb
23. (Pt) H
2
/ H2SO4 // Al2(SO4)3, 0,005M / Al
24. Zn / ZnSO
4
, 0,1M // ZnSO4, 0,0001M / Zn
25. Cr / Cr
2
(SO4)3, 0,005M // CdSO4 / Cd
26. Cu / CuSO
4
, 0,1M // H2SO4 / H2 (Pt)
27. Cu / CuSO
4
/ SnCl2 0,01M /Sn
28. V / V
2
(SO4)3, 0,5M // H2SO4 / H2 (Pt)
29. Cr / Cr
2
(SO4)3, 0,005M // ZnSO4 / Zn
30. Co / CoSO
4
, 0,01M // NiSO4 / Ni
66
67
Примеры решения и оформления заданий к разделу 8
Пример 1. Медно-цинковый гальванический элемент
1. Схема Zn / ZnSO4 //CuSO4 /Cu Условия стандартные, т. е. C
Zn
2+
= 1 моль/л, C
Cu
2+
= 1 моль/л,
2. Электродные потенциалы:
02
φ Zn Zn
=
0,76 В при C
Cu
2+
= 1 моль/л,
02
φ Cu Cu
= +0,34 В (при
C
Cu
2+
= 1 моль/л).
3. Направление движения электронов по внешний цепи
от цинково-
го электрода в медному, т. к. потенциал цинкового электрода меньше. Расчет величины ЭДС.
ЭДС = φ
0
Ox
φ
0
Red
= 0,34 (0,76) = 1,1 В.
Пример 2. Гальванический элемент с водородным электродом.
1. Схема Zn / ZnSO4 // H2SO4 , Н2 / Pt.
2
Zn
С
1 моль/л,
Н
C
1 моль/л, Т = 298 К, P = 101,3 кПa.
2. Электродные потенциалы

0
2
φ 2H H
= 0 В ,
02
φ Zn Zn
= 0,76 В при
2
Zn
С
1 моль/л.
3. Направление движения электронов по внешней цепи
от цинко-
вого электрода к водородному, т. к. потенциал цинкового электрода меньше.
4. Уравнения электродных процессов.
Zn (
): Zn 2ē = Zn
2+
процесс окисления;
Pt (+): 2Н
+
+ 2ē = Н2 процесс восстановления.
5. Суммарное уравнение:
Zn + 2Н
+
= Zn2+ + Н2
Zn + H
2SO4
= ZnSO4 + Н2
–Zn / ZnSO4 // Н2SO4, Н2 / Pt +
ē
SO
4
2
–
– Zn / ZnSO4 // CuSO4 / Cu +
ē
SO
4
2
–
67
68
6. Расчет величины ЭДС:
ЭДС = φ
0
Ox
φ
0
Red
= 0 (0,76) = 0,76 В.
Пример 3. Концентрационный гальванический элемент.
Оба электрода из одного металла. Но растворы солей, в которые по­гружены электроды, разной концентрации.
1. Схема гальванического элемента.
Ni / NiSO
4
(
2
Ni
С
= 10-4 моль/л)// NiSO 4 (
2
Ni
С
= 1 моль/л) / Ni

02
φ Ni Ni
= 0,25 В.
2. Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста.
2
1
φ Ni Ni
=
02
φ Ni Ni
+
2
0,059
lg
2
Ni
С
= 0,25 +
2
0,059
lg 10
4
=
=
0,309 B.
2
2
φ Ni Ni
=

02
φ Ni Ni
= 0,25 B.
3. Направление движения электронов по внешней цепи от Ni
1
элек-
трода к Ni
2
, т. к.

22
21
φ Ni Ni φ Ni Ni

4. Уравнения электродных полуреакций. Ni
1
(): Ni 2ē = Ni
2+
процесс окисления;
Ni
2
(+): Ni2+ + 2ē = Ni процесс восстановления.
Токообразующая реакция не имеет смысла.
5. Расчет величины ЭДС. ЭДС =

22
21
φ Ni Ni φ Ni Ni

= 0,25 (0,309) = 0,059 В.
Пример 4. Гальванический элемент на основе окислительно-восстано-
вительной реакции с инертным (С) электродом:
Zn / ZnSO
4
// K2Cr2O7, Cr2(SO4)3, H2SO4 (C)
1. Сокращенная схема гальванического элемента
Zn / Zn
2+
(1M) // Cr2O
7
2
, Сr 3+, H+ (1M) / C +
2. Используем значения стандартных электродных потенциалов, т. к. концентрации ионов в растворе равны 1 моль/л.
02
φ Zn Zn
= 0,76 B;
023
27
φ Cr O 2Cr
= 1,36 B.
– Ni1 / NiSO4 (10-4M) // NiSO4(1M) / Ni 2 +
ē
SO
4
2
–
68
69
3. Направление движения электронов от цинкового электрода к угольному, т. к.

023
27
φ Cr O 2Cr

>
02
φ Zn Zn
.
4. Уравнения электродных процессов: Zn (
): Zn 2ē = Zn
2+
процесс окисления;
С (+): Cr
2O 7
2
+ 6ē + 14Н+ = 2Cr 3+ + 7Н2О процесс восстанов-
ления.
5. Суммарные уравнения: 3Zn + Cr
2O7
2
+ 14Н
+
= 3Zn
2+
+ 2Cr 3+ + 7Н2О
3Zn + K
2Cr2O7
+ 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + 7Н2О + K2SO4
6. Расчет величины ЭДС: ЭДС = Е
0
Ox
Е
0
Red
= 1,36 (0,76) = 2,12 В.
Тема 9. Взаимодействие металлов с кислотами, водой
и растворами щелочей
Используя потенциалы (табл. П.1.9), допишите уравнения реак­ций (по две для каждого варианта) и составьте к ним электронно­ионные схемы. Для реакций металлов с H
2SO4
концентрированной и
HNO
3
значение потенциала окислителя примите равным более 1 В.
Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.
1. Al + HCl H
2SO4
(конц.) + Сu
7. Cu + NaOH + H
2
O + O2
HNO
3
(конц.) + Ba
2. Al + H2O + O2 H
2SO4
(конц.) + Sn
8. Fe + H
2
O + O2
HNO
3
(конц.) + Pb
3. Al + H2O H
2SO4
(конц.) + Zn
9. Cr + H
2
O
HNO
3
(разб.) + Fe Fe
3+
4. Al + KOH + H2O
HNO
3
(разб.) + Be
10. Zn + H
2
O
H
2SO4
(конц.), t + Al
5. Al + NaOH + H2O HNO
3
(разб.) + Cd
11. Zn + NaOH + H
2
O
H
2SO4
(конц.), t + Ni
6. Cu + H2O + O2 HNO
3
(разб.) + Mg
12. Zn + H
2SO4
(разб.) +O
2
HNO
3
(конц.), t + Fe Fe
3+
Zn / ZnSO4 // K2Cr2O7, Cr2(SO4)3, H2SO4 (C)
ē
69
70
13. Sn + H2O + O2 H
2SO4
(конц.) + Bi
22. Al + HCl Zn + NaOH + H2O
14. Co + NaOH + H2O + O2 H
2SO4
(конц.) + Co
23. Ti + H
2SO4
(конц.), t
Cd + KOH + H
2
O + O2
15. Sn + NaOH + H2O + O2 H
2SO4
(конц.) + Be
24. Ti + HNO
3
(разб.)
Cd + KOH + H
2
O
16. Ni + H2O + O2 HNO
3
(разб.) + Pb
25. Cr + H
2
O + O2
HNO
3
(разб.) +Cu
17. Pb + KOH + H2O + O2 HNO
3
(разб.) + Cr
26. Zn + NaOH + H
2
O + O2
H
2SO4
(конц.), t + Fe Fe
3+
18. Cr + KOH + H2O + O2 H
2SO4
(конц.), t + Al
27. Cr + NaOH + H
2
O
HNO
3
(разб.) + Sn
19. Pb + H2O + O2 HNO
3
(разб.) + Bi
28. Cd + HCl + O
2
Be + H
2SO4
(конц.)
20. Bi + KOH + H2O + O2 HNO
3
(конц.), t + Ni
29. Fe + KOH + H
2
O + O2
Ag + HNO
3
(конц.)
21. Cr + HCl H
2SO4
(конц.) + Mg
30. Ni + KOH + H
2
O + O2
Mn + H
2SO4
(конц.)
Примеры решения и оформления заданий к разделу 9
Пример 1
Рассмотрите возможность растворения кальция в воде. Составь­те электронно – ионную схему, ионное и молекулярное уравнения.
Ca + H
2
O →
Red Ox
Восстановителем в данном процессе является металл – Са.
φ(Са
2+
/ Ca) = –2,84 В;
Окислителем является Н
2
О. φ(2Н2О/H2) = –0,41 В.
Реакция теоретически возможна, т. к. разность потенциалов окис­лителя и восстановителя
φ(2Н
2
О/H2) – φ(Са2+/ Ca) = –0,41 – (–2,84) =
= 2,43 В > 0. В воде практически растворяются щелочные и щелочно-
земельные металлы, гидроксиды которых являются растворимыми соединениями.
Электронно-ионная схема, ионное и молекулярное уравнения:
Ca – 2ē = Ca
2+
2Н
2
О + 2ē = Н2 + 2ОН
Ca + 2Н2О = Ca2+ + 2ОН
+ Н2
Ca + 2Н
2
О = Ca(OH)2 + Н
2
70
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Помощь Обратная связь Вопросы и предложения Пользовательское соглашение Политика конфиденциальности