Лекция. Метод полуреакций в подборе коэффициентов в ОВР

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
«СЯСЬСТРОЙСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №2»
ВОЛХОВСКОГО МУНИЦИПАЛЬНОГО РАЙОНА
ЛЕНИНГРАДСКОЙ ОБЛАСТИ
Лекция для учащихся 9 классов
по теме «Метод полуреакций в подборе
коэффициентов в ОВР»
Подготовил:
учитель химии
высшей категории
Бочкова И.А.
г.Сясьстрой
2010г.
I Цель:
показать суть метода, которая состоит в двух утверждениях:
а) в этом методе рассматривают переход электронов от одних частиц к другим с
обязательным учётом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная);
б) при составлении уравнения электронно-ионного баланса записывают только те
частицы, которые реально существуют в ходе протекания данной ОВР – в виде ионов
записываются реально существующие катионы или анионы; вещества
малодиссоциирующие, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в
молекулярной форме.
II. План лекции.
1. Основные понятия
2. Некоторые окислители-акцепторы электронов
3. Некоторые восстановители – доноры электронов
4. Метод полуреакций, правила оформления ОВР протекающих:
a. в кислотной среде
b. в щелочной среде
c. в нейтральной среде.
III.ОВР – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и
восстановления, и изменяются степени окисления элементов.
Процесс отдачи ē – окисление.
Процесс принятия ē – восстановление.
Частица, отдающая ē – восстановитель.
Частица, принимающая ē – окислитель.
Число отдаваемых ē восстановителем равняется количеству ē, принимаемых окислителем.
Элемент, имеющий максимальную с.о., может быть только окислителем.
N+4
+1ē
N+3
+2 ē
N+2
+3ē
+4 ē
HN+5O3
N+1
N+5 - окислитель
+5ē
+8ē
N2 0
N-3
Элемент имеющий минимальную с.о может быть только восстановителем.
S0
-2ē
-6 ē
-8 ē
H2S-2
S-2 - восстановитель
S+4
S+6
Элемент, имеющий промежуточную с.о., может быть и окислителем и восстановителем.
S-2 окислитель
+2ē
S
0
-4ē
S+4
}восстановитель
-6ē
S+6
Некоторые окислители-акцепторы ē
I
HCl+1O, и соли (гипохлориты)
хлорноватистая
HCl+3O2, и соли (хлориты)
хлористая
HCl+5O3, и соли (хлораты)
хлорноватая
Г -1 , например
HCl-1, HBr -1, KCl-, KBr-
HBr+5O3, и соли (броматы)
бромноватая
HCl+7O4 , и соли (перхлораты)
хлорная
Но! 2HI+5O3, и соли (иодаты)
иодноватая
I20
II. Азотная кислота HN+5O3
№
Концентрация HNO3
Восстановители
1
2
3
Очень разбавленная (2-3%)
Среднеразбавленная, активные Ме
Среднеразбавленная, средне
активные Ме
Среднеразбавленная, неактивные Ме
Концентрированная (30%)
Концентрированная (30%)
Na; Al; Ca; Mg; Zn
K; Ca; Mg; Zn; Al
Fe; Cr; N; Bi
4
5
6
Продукт
восстановления
N-3H3; (N-3H4)+
N2+1O; N20
N+4O2; N+2O; N2+1O
Pb; Cu; Hg; Ag
Ca; Mg; Zn
S; C; P; I2; B; Sb; Sn;
Pb; Cu; Hg; Ag; (Al,
t0 )
Не реагируют на холодное: Al; Cr; N; Fe
Пассивируются: Au; Pt; Os; Ir
N+2O
N+2O
N+4O2
III. Концентрированная серная кислота H2S+6O4
H2S+6O4 (k)
+Активные Ме (Mn; Zn; K …)
H2S-2
+ активные Ме (Mn; Zn …)
S0
+Малоактивные Ме (Cu; Sb …)
S+4O2
+неметаллы (C; P; S;)
S+4O2
+HBr
S+4O2
могут образовываться одновременно в разных соотношениях.
}
Перманганат калия KMn+7O4
IV.
в кислотной среде (H+)
в щелочной среде (OH-)
в нейтральной среде (H20)
KMn+7O4
(Mn+6O4)2- H+
Mn2+ + H2O
Mn+4O2
Mn2+ + H2O
H+
Mn2+
MnO42Mn+4O2
Соединение хрома:
V.
Cr2O72-
В кислотной среде
Cr3+
В щелочной среде
VI.
Азотистая кислота (нитриты, нитраты)
CrO42-
N+2O (всегда) + H2O
2H+ + (N+3O2)Ho! NH4NO2
Cr3+
t0
N20 + 2H2O
Na+5(NO3)- ( щ.с. OH-)
акт. Ме (Zn)
акт. Ме (Zn)
N-3H3
(N+3O2)-
Пероксид водорода.
VII.
+2H+ + 2ē
H2O2-1
+2ē
2H2O
2OH-
Некоторые восстановители – доноры ē.
I.
II.
III.
Me: Al; Ca; K; Mg; Na
неМе: C (kokc); H2; S; Si; Se; P
Бинарные соединения неМе: галогеноводороды, халькогеноводороды,
гидриды, сульфиды, нитриды, фосфиды, галогениды, бориды, селениды,
телуриды, арсениды, силициды.
Анионы могут окислять до с.о. 0 или высшей положительной с.о.: например нитрид
2N-3 - 6 ē
N-3 - 8 ē
Некоторые металлы в щелочной среде (OH-)
IV.
Zno - 2 ē
Al0 - 3 ē
N2 0
N+5
OH-
OH-
ZnO22-
(Na2ZnO2 цинкат Na или Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат Na)
[Al(OH)4-]- (Na[Al(OH)4-] тетрагидроксоаллюминат Na)
Pb0 - 2 ē OHV.
[ Pb(OH)3]-
(K+[Pb(OH)3]- тригидроксоплюмбат (II) калия )
Тиосульфат ион S2O62На воздухе (H+; H2O)
+ Сильный окислитель
S2O32-
+ I2
VI.
SO42- + S0
2SO42-
S4O62- (Тетратионат анион)
Пероксид водорода
H2O2-1 - 2 ē
H2O2-1 + 2OH- - 2 ē
O2
+ 2H+
O2 + 2H2O (восстановительный распад)
Сила окислителей увеличивается в кислотной среде, а восстановителей – в щелочной
среде.
Запись сильных и слабых электролитов.
Сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) – в водных растворах полностью
дисоциируют на ионы, поэтому в ионных уравнениях и полуреакциях их записывают в
виде ионов.
Кислоты: HClO4; HClO3; HNO3; H2SO4; H2SeO4; HCl; HBr; HI; HBrO3; HBrO4; HIO3; HIO4;
HNCS; HMnO4; H2Cr2O7; H3PO2
Щелочи: LiOH; NaOH; KOH; RbOH; Sr(OH)2; Ba(OH)2; Ca(OH)2
Соли: почти все
Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. В ионных
уравнениях, а также в полуреакциях формулы слабых электролитов, оксидов, веществ в
твердом и газообразном состоянии записывают в молекулярном виде.
Кислоты: HClO2; HClO; HNO2; H2SO3; H2CO3; H2SiO3; H3PO4; H3PO3; HPO2; HBO3;
HIO6; HIO; H2S; HCN; HF; HBrO; CH3COOH
Основания: Fe(OH)2; Fe(OH)3; Cu(OH)2; NH4OH; Al(OH)3; Zn(OH)2; Cr(OH)3, все
амфотерные гидроксиды.
Органические вещества.
Вода: H2O.
Подбор коэффициентов методом электронно-ионного баланса.
(метод полуреакций)
При подборе коэффициентов методом ЭМБ отпадает необходимость нахождения степеней
окисления элементов, легко определяются стехиометрические коэффициенты в
молекулярном уравнении.
Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.
1. Записать схему реакции. Определить молекулы или ионы, которые участвуют в
процессе окисления и восстановления.
2. Записать в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые
электролиты, твердые и газообразные вещества записываются в молекулярном
виде.
3. На основании закона сохранения массы и энергии при составлении уравнений
полуреакций следует соблюдать баланс веществ и баланс зарядов.
Для уравнивания числа атомов кислорода в ту часть полуреакции, где он в избытке,
добавляют столько катионов водорода Н+, чтобы, связавшись с атомами кислорода,
образовались молекулы Н2О. В противоположную часть добавляют молекулы Н2О.
Уравнять кислород, затем водород, затем уравнивают электроны.
4. Балансируют (уравнивают) число отданных и принятых ē в полуреакциях.
5. Суммируют сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая
предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед
формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.
6. Подчеркивают и сокращают одинаковые ионы и молекулы.
7. Добавляют недостающие катионы или анионы. Количество добавляемых ионов в
левую и правую части ионного уравнения должно быть одинаковым. Результат –
молекулярное уравнение.
Например:
1
2
3
4
5
6
Схема уравнения
1-я полуреакция
2-я полуреакция
Суммарное ионное
уравнение
Добавляемые ионы
Итоговое молекулярное
уравнение
S0+HNO3H2SO42- + NO0
1 S0 + 4H2O0 -6ē
SO42- + 8H+
+
2 NO3 + 4H + 3ē
NO0 + 2H2O0
S + 4H2O + 2NO3- + 8H+
SO42- + 8H+ + 2NO + 4H2O
2S + 2NO3
SO4 + 2NO
+
+
2H = 2H
S +2HNO3 = H2SO4 + 2NO
1.
KNO2- + HClO3-
KNO3- + HCl-
3 NO2- + H2O0 - 2ē
1 ClO3- + 6H+ + 6ē
NO3- + 2H+
Cl- + 3H2O0
3NO2- + 3H2O + ClO3- + 6H+
3NO2- + ClO33NO3- + Cl3K+ + H+ = 3K+ + H+
3NO3- + 6H+ + Cl- + 3H2O
3KNO2 + HClO3 = 3KNO3 + HCl
2.
KI- + KNO2- + H2SO4
1
2
2I- - 2ē
NO2- + 2H+ + 1ē
I20 + NO0 + K2SO4 + H2O
I20
NO0 + H2O
2I- + 2NO2- + 4H+
I2 + 2NO + 2H2O
2K+ + 2K+ + 2SO42- = 4K+ + 2SO422KI + 2KNO2 + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O
3.
HCl- + HClO3-
Cl20 + H2O
5 Cl- - 1ē
Cl0
+
1 ClO3 + 6H + 5ē
Cl0 + 3H2O
2Cl- + ClO 3-+ 6H+
5Cl0 +Cl0 + 3H2O
5HCl + HClO3 = 3Cl2 + 3H2O
4.
KMnO4- + Fe2+SO4 + H2SO4
2
5
MnO4- + 8H+ +5ē
2Fe2+ - 2ē
Mn2+SO4 + Fe23+(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Mn2+ +4H2O0
2Fe3+
2MnO4- +16H+ + 10Fe2+
2Mn2+ +8H2O + 10Fe3+
2K+ + 8SO42- +10SO42- = 2SO42- +2K+ + SO42- + 15SO422KMnO4 + 8H2SO4 +10FeSO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O
5.
K2Cr2O72- + H2S2- + H2SO4
1 Cr2O72- + 14H+ + 6ē
3 S2- -2ē
S0 + Cr23+(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2Cr3+ + 7H2O
S0
Cr2O72- + 14H+ + 3S28H+ +16H+
2Cr3+ + 7H2O +3S
2K+ + 4SO42- = 3SO42- + 2K+ + SO42K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 +K2SO4 + 3S +7H2O
6.
KI- + H2SO42-
I20 + H2S2- + K2SO4 + H2O
4 2I- -2ē
I20
1 SO42- + 8H+ +8ē
S2- +4H2O
8I- + SO42- + 8H+
4I2 + S2- +4H2O
+
+
2+
8K + 2H + 4SO4 = 2H +8K+ + 4SO428KI + 5H2SO4 = 4I2 + H2S + 4K2SO4 +4H2O
7.
Сa0 + HNO3-
Ca2+(NO3)2 + N2O0 +H2O
4 Сa0 - 2 ē
Ca2+
3+
1 2NO +10H + 8 ē
4Сa + 2NO3- +10H+
8NO3- = 8NO3-
N2O0 +5H2O
4Ca2+ + N2O +5H2O
4Сa + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O +5H2O
8.
K2Cr2O72- + KNO2- + H2SO4
1 Cr2O72- + 14H+ +6 ē
3 NO2- + H2O -2 ē
Cr23+(SO4)3 +KNO3- + K2SO4 +H2O
2Cr3++7H2O
NO3- + 2H+
Cr2O72- +14H+ + 3NO2- + 3H2O
2Cr23+ + 7H2O +3NO3- + 6H+
2+
3+
Cr2O7 + 8H + 3NO2
2Cr2 +4H2O +3NO32K+ + 4SO42-+3K+ = 3SO42- +3K+ + 2K + +SO42K2Cr2O7 + 4H2SO4+ 3KNO2 = Cr2(SO4)3 +3KNO3 + K2SO4 +4H2O
9.
Pb0 + HNO3-
Pb2+(NO3)2 + NO20 +H2O
1 Pb0 -2 ē
Pb2+
2 NO3- + 2H+ +1 ē
Pb + 2NO3- + 4H+
2NO3- = 2NO3-
NO20 +H2O
Pb2++ 2NO2 +2H2O
Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
10.
NaBr - + NaBrO3- +H2SO4
5 Br - -1 ē
Br0
1 BrO3- +6H+ +5 ē
Br20 + Na2SO4 +H2O
Br0 + 3H2O
5Br - +BrO3- +6H+
5Br0 + Br0 +3H2O
+
+
2+
5Na + Na +3SO4 = 6Na + SO425NaBr + NaBrO3- + 3H2SO4 = 3Br20 + 3Na2SO4 +3H2O
Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в щелочной среде
1. Чтобы уравнять число атомов водорода и кислорода, добавляют воду в ту часть
полуреакции, где избыток атомов кислорода, а в противоположную часть –
удвоенное число гидроксид анионов.
2.
Перед Н2О ставят коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода
в левой и правой частях полуреакций, а перед ОН- - его удвоенный коэффициент.
Получается так, что восстановитель присоединяет кислород из гидроксид анионов.
1.
MnO20 + KClO3- + KOH
K2MnO42- + KCl- + H2O
3 MnO20 + 4OH- -2 ē
1 ClO3- +3 H2O +6 ē
MnO42- + 2H2O
Cl- + OH-
3MnO2 + 12OH- + ClO3- + 3H2O
3MnO42- + 6H2O + Cl- + 6OH23MnO2 + 6OH + ClO3
3MnO4 + Cl- + 3H2O
6K+ + K+ = 6K+ + K+
3MnO2 + 6KOH + KClO3 = 3K2MnO4 + 3H2O + KCl
2.
I20 +KOH
5 I0 + 1 ē
1 I0 +6OH- -5 ē
KI- + KIO3- +H2O
IIO3- + 3H2O
5I0 + I0+6OH5I- + IO3- + 3H2O
+
+
6K = 5K + K+
3I2 + 6KOH = 5KI + KIO3 + 3H2O
3.
MnO2 + KNO3 + KOH
1 MnO20 + 4OH- -2ē
1 NO3- + H2O + 2ē
K2MnO4 + KNO2 + H2O
MnO42- + 2H2O0
NO2- + 2OH-
MnO2 + 4OH-+ NO3- +H2O
MnO42- + 2H2O + NO2- + 2OHMnO2 + 2OH + NO3
MnO42- + H2O + NO22K+ + K+ = 2K + + K+
MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + H2O + KNO2
4.
Na2SO32- + KMnO4- + KOH
1 SO32- + 2OH- -2ē
2 MnO4- +1ē
Na2SO42- + K2MnO42- +H2O
SO42- + H2O0
MnO4
2-
SO32- + 2OH +2MnO42Na+ + 2K+ + 2K+ = 2Na+ + 4K+
SO42- +H2O + 2MnO42-
Na2SO3 + 2KOH + 2KMnO4 = Na2SO4 +H2O + 2K2MnO4
5.
NaCrO2- + Br20 + NaOH
2 CrO2- + 4OH- -3ē
3 Br20 + 2ē
2Br 2CrO2- + 8OH- + 3Br2
2Na+ + 8Na+ = 4Na+ + 6Na+
Na2CrO42- + NaBr- + H2O
CrO42- + H2O0
2CrO42- + 4H2O + 6Br-
2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 4H2O +6 NaBr
6.
Mn2+SO4 + Br20 +NaOH
Na2MnO42- +NaBr - + Na2SO4 +H2O
1 Mn2+ + 8OH- - 4ē
MnO42- + 4H2O0
0
2 Br2 + 2ē
2Br
Mn2+ + 2Br2 + 8OHMnO42- +4Br - + 4H2O
SO42- +Na+ = 2Na+ + 4N+ + SO42- + 2Na+
MnSO4 +8NaOH + 2Br2 = Na2MnO4 +4H2O +4NaBr + Na2SO4
7.
SO20 + KMnO4- +KOH
3 SO20 + 4OH- - 2ē
2 MnO4- +2H2O + 3ē
K2SO42- +MnO20 +H2O
SO42- + 2H2O0
MnO2 +4OH-
3SO2 + 12OH- + 2MnO4- +4H2O
3SO42- +6H2O +2MnO2 +8OH23SO2 +4OH + 2MnO4
3SO4 +2H2O +2MnO2
+
4K+ +2K = 6K+
3SO2 + 4KOH + 2KMnO4 = 3K2SO4 + 2H2O + 2MnO2
8.
Cr3+(NO3)3 + H2O20 + NaOH
2 Cr3 + 8OH- - 3ē
3 H2O20 + 2ē
Na2CrO42- + NaNO3 + H2O
CrO42- + 4H2O0
2OH
-
2Cr3+ + 3H2O2 + 16OH2CrO42- + 8H2O + 6OH3+
2Cr + 10OH + 3H2O2
2CrO42- +8H2O
6NO3- + 10Na+ = 4Na+ + 6Na+ +6NO32Cr(NO3)3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 8H2O + 6NaNO3
9.
Cr(OH)30 + Cl20 + NaOH
Na2CrO42- + NaCl- +H2O
2 Cr(OH)30 + 3H+ + 8OH- -3ē
3 Cl20 + 2ē
2Cl-
CrO42- + 4H2O
2Cr(OH)3 + 6H+ + 16OH- + 3Cl2
2CrO42- +8H2O + 6Cl6H2O +10 OH
2Cr(OH)3 + 10OH- + 3Cl2
2CrO42- +2H2O + 6Cl+
+
10 Na = 4Na + 6Na+
2Cr(OH)3 + 10NaOH + 3Cl2 = 2Na2CrO4 + 2H2O + 6NaCl
10.
Na2SO32- + Ag+NO3 + NaOH
1 SO32- +2OH- - 2ē
2 Ag+ + 1ē
Ag0
Na2SO42- + Ag0 + H2O + NaNO3
SO42- + H2O
SO32- + 2OH- + 2Ag+
SO42- + H2O + 2Ag0
+
+
+
2Na + 2NO3 + 2Na = 2Na + 2Na+ + 2NO3Na2SO3 + 2NaOH + 2AgNO3 = Na2SO4 + H2O + 2Ag + 2NaNO3
Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в нейтральной
среде.
1. среду нейтральной считают условно. На самом деле вследствие гидролиза соли
среда может быть слабокислотной (рН = 6-7) или слабощелочной (рН = 7-8),
поэтому полуреакции можно оформить двумя способами:
a. ) без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, то в левые части
полуреакций добавляют воду. Тогда одну полуреакцию рассматривают как
для кислотной среды, а другую, как для щелочной среды.
b. ) если по схеме реакции можно определить среду, то полуреакцию
оформляют соответственно или, как для кислотной, или, как для щелочной
среды.
1.
Na2SO32- + KMnO4- + H2O
3 SO32- + H2O -2ē
2 MnO4- + 2H2O + 3ē
MnO20 + Na2SO42- + KOH
SO42- + 2HMnO2 + 4OH-
3SO32- + 3H2O +4H2O + 2MnO47H2O
3SO32- + H2O + 2MnO46Na+ + 2K+ = 6Na+ + 2K+
2MnO2 + 6H++ 8OH- + 3SO426H2O +2OH3SO42-+ 2MnO2 + 2OH-
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 +2MnO2 + 2KOH
2.
Na2S2O32- + HOCl- + H2O
1 S2O32- + 5H2O0 - 8ē
2 OCl- + H2O0 + 2ē
S2O32- + 5H2O +4H2O + OCl9H2O
H2SO42- + NaCl- + HCl
2SO42- + 10H+
Cl- + OH2SO42- + 4Cl- + 10H+ +8 OH8H2O +2H+
S2O32- + H2O + 4OCl2SO42- + 4Cl- + 2H+
+
+
+
2Na + 4H = 4H + 2Na+
Na2S2O3 + H2O + 4HOCl = 2H2SO4 + 2NaCl + 2HCl
3.
SO20 + HClO4- + H2O
H2SO42- + HCl-
4 SO20 + 2H2O0 - 2ē
1 ClO4- + 4H2O + 8ē
SO42- + 4H+
Cl- + 8OH-
4SO2 + ClO4- + 8H2O +4H2O
12H2O
4SO42- +16H+ + 8OH-+ Cl8H2O +8H+
4SO2 + ClO4- + 4H2O
H+ = H+
42SO42- + Cl- + 8H+
4SO2 + 4H2O + HClO4 = 4H2SO4 + HCl
4.
I20 + HClO- + H2O
HIO3- + HCl-
1 I20 + 6H2O0 - 10ē
5 ClO- + H2O + 2ē
I2 + 5H2O + 6H2O + 5ClO11H2O
2IO3- + 12H+Cl- + 2OH2IO3- +12H+ + 10OH + 5Cl10H2O +2H+
I2 + H2O + 5ClO2IO3- + 2H + 5Cl5H+ = 2H+ + 3H+
I2 + H2O + 5HClO = 2HIO3 + 5HCl
5.
I20 + Cl20 + H2O
HIO3- + HCl-
1 I20 + 6H2O - 10ē
5 Cl20 + 2ē
2Cl-
2IO3 + 12H+
I2 + 6H2O + 5Cl2
2IO3- +10Cl- + 12H+
2H+
10H+
I2 + 6H2O + 5Cl2 = 2HIO3 + 10HCl
6.
SO20 + HBrO3- + H2O
H2SO42- + Br20
5 SO20 + 2H2O0 - 2ē
1 2BrO3- + 6H2O +10ē
SO42- + 4H+
Br20 + 12OH-
5SO2 + 10H2O +6H2O + 2BrO35SO42- + Br2 +20 H+ +12OH16H2O
12H2O + 8H+
2+
5SO2 + 2BrO3 + 4H2O
5SO4 + Br2 +8H
+
+
2H = 2H
5SO2 + 4H2O + 2HBrO3 = 5H2SO4 + Br2
7.
Au3+Cl3 + Se0 + H2O
4 Au3+ + 3ē
Au0
3 Se0 + 3H2O - 4ē
H2SeO32- + HCl + Au0
SeO32- + 6H+
4Au3+ + 3Se0 + 9H2O
4Au0 + 3SeO32- + 18H+
6H+ + 12H+
12Cl = 12Cl
4AuCl3 + 3Se + 9H2O = 4Au
+ 3H2SeO3 + 12HCl
8.
P2O30 + Ag+NO3 +H2O
1 P2O30 + 5H2O - 4ē
4 Ag+ + 1ē
P2O3 + 4Ag+ +5H2O
H3PO43- + HNO3 +Ag0
2PO43- + 10H+
Ag
0
2PO43- +4Ag0
+ 10H+
6H++4H+
4NO3- = 4NO3P2O3 + 4AgNO3 + 5H2O = 2H3PO4 + 4HNO3 +4Ag0
9.
H2S0 + K2CrO72- + H2O
S0 + KOH + Cr(OH)30
3 H2S0 - 2ē
S0 + 2H+
1 CrO72- + 7H2O + 6ē
2Cr(OH)3 + 8OH3H2S + 7H2O + CrO72-
3S + 6H+ +8OH- + 2Cr(OH)3
6H2O + 2OH-
3H2S + CrO72- + H2O
3S + Cr(OH)3 + 2OH+
2K = 2K+
3H2S + K2CrO7 + H2O = 3S + Cr(OH)3 + 2KOH
10.
K2S2- + KMnO4- + H2O
S0 + MnO20 + KOH
3 S2- - 2ē
S0
2 MnO4 + 2H2O0 + 3ē
MnO20 + 4OH-
3S2- + 2MnO4- + 4H2O
3S0 + 2MnO2 + 8OH6K+ + 2K+ = 8K+
3K2S + 2KMnO4 + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH
Литература.
1. Дзудцова Д.О., Бестаева Л.Б. Окислительно – восстановительные реакции. – М.:
Дрофа, 2007.
2. Хомченко Г.П. , Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1978.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. Ленинград : «Химия», Ленинградское отделение. 1984.