Задание № 5

1. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным?

Окислительно-восстановительными реакциями называют реакции, протекающие с переносом электронов между частицами, или с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

2. Что называется степенью окисления элемента? Как определяется степень окисления?

Степенью окисления элемента в соединении называют формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны полностью переходят к атомам с большей электроотрицательностью (все связи в молекуле являются ионными). Степень окисления определяют исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов, входящих в соединение, равна нулю. В ионе сумма степенней окисления всех атомов равна заряду иона.

3. Какие процессы называются процессами окисления и восстановления?

Окисление – это процесс отдачи электрона, а восстановление – процесс присоединения электрона.

4. Что такое окислитель и восстановитель?

Окислитель – это частица, которая присоединяет электроны и при этом восстанавливается. Восстановитель – это частица, которая отдает электроны и при этом окисляется.

5. Как определить максимальную и минимальную степень окисления элемента?

Максимальная степень окисления определяется номером группы ПСЭ, в которой находится этот элемент, а минимальная для элементов IV – VIII групп по разности N-8, где N – номер группы. Таким образом, максимально возможная степень окисления +8, а минимальная - ‑4.

6. Какие вещества проявляют только окислительные свойства, какие  только восстановительные, а какие обладают двойственной функцией?

Если элемент в соединении находится в высшей степени окисления, то он может только принимать электроны и является только окислителем. Если же элемент находится в низшей степени окисления, он может только отдавать электроны и поэтому проявляет только восстановительные свойства. Элементы в промежуточной степени окисления, в зависимости от прочих условий могут быть как окислителями, так и восстановителями, т.е. проявляют двойственный характер.

7. Какие окислительно-восстановительные реакции относятся к реакциям: межмолекулярного окисления-восстановления, какие к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления, а какие к реакциям диспропорционирования? Приведите примеры.

Межмолекулярный окислительно-восстановительный процесс – это процесс, в котором окислитель и восстановитель находятся в разных частицах.

H₂O₂ (окислитель) + 2KI (восстановитель)  2KOH + J₂

Внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакцией называется реакция, в которой окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле:

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O; (азот в ионе аммония – восстановитель, а азот в нитрит-ионе – окислитель).

Диспропорционированием называется реакция, в которой и окислитель и восстановитель – одно и то же вещество, а элемент, его составляющий, находится в промежуточной степени окисления.

Примечание. Существуют также реакции сопропорционирования, которые являются противоположными реакциям диспропорционирования.

8. Как рассчитать фактор эквивалентности, эквивалент и молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя?

Для того, чтобы определить фактор эквивалентности окислителя и восстановителя следует записать полуреакции процессов окисления и восстановления. Фактор эквивалентности окислителя или восстановителя равен , где n – число переданных электронов в расчете на одну частицу.

Способ расчета эквивалента и молярной массы эквивалента см. в задании № 1.

9. В чем сущность метода электронного баланса?

Сущность метода заключается в том, что число электронов, принятых в ходе реакции окислителем, равно количеству электронов, отданных восстановителем (с использованием свойств равенств).

10. Существуют ли в растворе такие ионы, как Мn⁺⁷, Сr⁺⁶, N⁺⁵, S⁺⁶ и т.д.? Какие ионы реально существуют в растворах?

Такие частицы в растворе на самом деле не существуют из-за высокой электроноакцепторной способности. Реально эти частицы могут входить в состав следующих ионов: и т.д.

11. В чем сущность ионно-электронного метода расстановки коэффициентов?

В отличие от метода электронного баланса, где для уравнивания используются степени окисления элементов, в методе ионно-электронного баланса (полуреакций) используются реально существующие в растворе частицы.

Алгоритм действия при подборе коэффициентов методом полуреакций для окислительно-восстановительных реакций

№	Порядок выполнения	Чем руководствоваться	Образец выполнения
1	а) Составить схему химической реакции, правильно написать формулы исходных веществ и продуктов реакции; б) Определить поведение частиц в данной реакции.	а) Кислую среду в О-В реакциях обеспечивает серная кислота; б) В кислой среде ион MnO4‑ всегда восстанавливается до Mn2+; в) Ион йода окисляется до свободного состояния.	KMnO4 + KI + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + I2 + H2O.
2	Написать сокращенное ионное уравнение.	Правилами написания ионных уравнений реакций.	MnO4‑ + I‑ + H+  Mn2+ + I2 + H2O.
3	Определить окислитель и восстановитель, а также продукт восстановления окислителя (его восстановленную форму) и продукт окисления восстановителя (его окисленную форму).	Окислитель всегда принимает электроны, следовательно, степень окисления его (СО) будет уменьшаться, а восстановитель – отдает электроны и его степень окисления увеличивается.	Окислитель MnO4‑ переходит в катион Mn2+, а восстановитель 2I‑ в I2.
4	Написать две полуреакции для процессов окисления и восстановления.	Законом сохранения массы. Для чего необходимо учесть изменение кислородного состава ионов окислителя и восстановителя. При этом используется формальное правило, заключающееся в том, что если кислородный ион (MnO4‑) переходит в ион с меньшим содержанием кислорода, или в бескислородный ион Mn2+ в кислой среде, то избыточные атомы кислорода иона окислителя связываются с ионами водорода H+ в воду, а недостающие – берутся из воды (причем количество ионов водорода необходимо взять в два раза больше, чем количество атомов кислорода).	a) MnO4‑ + 8H+  Mn2+ + 4H2O; б) 2I‑  I2.
5	Подсчитать заряды в левой и правой частях полуреакций и показать переход нужного числа электронов.	Учесть закон сохранения заряда.	В уравнении (а) сумма зарядов продуктов реакции равна (+2), следовательно такому же количеству должна быть равна и сумма зарядов исходных веществ. Это будет в том случае, если в уравнение (а) слева прибавлять 5 . По этой же причине в уравнении (б) слева следует вычесть 2 : в) MnO4‑ + 8H+ +5  Mn2+ + 4H2O; г) 2I‑ -2  I2.

12. В чем заключаются преимущества метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса? Каковы его недостатки?

Преимущество метода полуреакций состоит в использовании реально существующих в растворе частиц, что позволяет легко получить молекулярное уравнение процесса; в методе полуреакций также учитывается реакция среды, что позволяет прогнозировать некоторые продукты реакции. Недостатком метода является то, что он применим только для реакций, протекающих в водных растворах

13. Из чего состоит стандартный водородный электрод?

Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью с эффективной площадью поверхности 1 м², и опущенную в раствор кислоты с активностью Н⁺ 1 моль/л через которую все время пропускают чистый газообразный водород под давлением 1 атмосфера и температуре 298 К.

14. Что называется стандартным электродным потенциалом?

Стандартным электродным потенциалом называется потенциал, возникающий на границе металл – раствор при активности потенциалопределяющих ионов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К.

15. От чего зависит величина электродного потенциала? Приведите уравнение Нернста.

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих факторов: от природы веществ – участников электродного процесса, от соотношений их концентраций (активностей) этих веществ; от температуры системы. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

, где

Е⁰ – стандартный электродный потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль*К);

Т – абсолютная температура, К;

n – число электронов, принимающих участие в процессе;

F – число Фарадея, 96500 Кл/моль;

[Ox] – активность (концентрация) окисленной формы;

[Red] – активность (концентрация) восстановленной формы.

16. Как рассчитать величину э.д.с. гальванического элемента и окислительно-восстановительной реакции?

Способность гальванической цепи к переносу электрических зарядов характеризуется электродвижущей силой (ЭДС).

ЭДС гальванической цепи определяют как разность потенциалов катода и анода, которые рассчитывают по уравнению Нернста.

17. Как определить возможность и направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции?

Самопроизвольно протекают процессы, для которых G<0. Поскольку для окислительно-восстановительных процессов G = ‑nF*E (E - ЭДС), то они протекают самопроизвольно, если ЭДС>0.

18. Какие методы объемного анализа основаны на окислительно-восстановительных реакциях?

На окислительно-восстановительных реакциях основаны методы окислительно-восстановительного титрования (оксидиметрия, редокс-титрование): перманганатометрия, бихроматометрия, йодометрия, бромометрия, цериметрия и т.д.

19. Какие окислительно-восстановительные реакции лежат в основе методов перманганатометрии и бихроматометрии?

В основе перманганотометрии лежит реакция окисления, протекающая под действием KMnO₄ в кислой среде (практически всегда). При этом перманганат калия восстанавливается по уравнению:

; Е⁰ = 1,52 В.

В основе метода бихроматометрии лежит аналогичный процесс с использованием K₂Cr₂O₇ в кислой среде:

; Е⁰ = 1,33 В.

20. Какие продукты реакции образуются при восстановлении КMnO₄ в кислой, щелочной и нейтральной средах? Каков внешний эффект этих реакций? Составьте полуреакции для этих процессов.

Среда	Полуреакция	Эффект
Кислая		Изменение цвета раствора из малинового в бесцветный
Нейтральная		Образование бурого осадка
Щелочная		Изменение цвета раствора из малинового в зеленый

21. Охарактеризуйте метод перманганатометрии: рабочий раствор, условия титрования, применяется ли индикатор и почему?

В качестве рабочего раствора используют 0,05 н. раствор перманганата калия в кислой среде (обычно, серная кислота). Возможно прямое и обратное титрование. Индикатором служит сам перманганат, так как имеет фиолетовую окраску, а Mn²⁺ - бесцветный.

22. Какая кислота используется при подкислении раствора в методе перманганатометрии? Можно ли использовать для этого хлороводородную или азотную кислоту? Почему?

Обычно для подкисления используют раствор разбавленной серной кислоты. Хлороводородная кислота может в данных условиях реагировать с перманганатом, а азотная кислота сама является сильным окислителем и будет искажать результаты определения.

23. Зачем врачу нужно знать окислительно-восстановительные реакции? Примеры.

Для обезвреживания ядовитых веществ можно использовать реакции окисления-восстановления. Если отравился веществом, обладающим окислительным свойством, то надо использовать восстановители и наоборот. При отравлении органическими веществами растительного происхождения (алкалоидами) используют перманганат калия. При определении ферментов каталаз используют перманганатометрию. При удалении ушной серы используют перекись водорода. При обезвреживании хлора и брома используют аммиак (© А.А. Хабаров).

Вариант № 1

1. Определите степень окисления элементов в соединениях: Н₂О₂, КО₂, ОF₂, Аl₂O₃, СаСО₃, СО, НСОН, СО₂, СН₄, СН₃‑СН₂‑ОН, СаН₂, Nа₂S, FeS₂.

Исходя из структуры молекулы, относительных электроотрицательностей составляющих ее элементов и понятия степени окисления, можно рассчитать степени окисления элементов в соединении, учитывая, что элементы главных подгрупп I, II и III (Al, In, Ga) групп имеют постоянную положительную степень окисления, соответствующую номеру группы; фтор всегда имеет степень окисления –1; кислород всегда имеет степень окисления –2, кроме пероксидов ( ), и надпероксидов ( ) и озонидов ( ); водород имеет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (Н^‑); а остальные рассчитываются исходя из предположения, что сумма всех степеней окисления элементов в молекуле равна нулю, а в ионах равна заряду иона.

Н₂О₂: поскольку кислород более электроотрицательный элемент, чем водород, то в данной молекуле степень окисления водорода =+1, а кислорода = -1.

KO₂ (K⁺¹, O^‑1/2); ОF₂ (O⁺², F^-1); Аl₂O₃ (Al⁺³, O^-2), СаСО₃ (Ca⁺², C⁺⁴, O^‑2), СО (C⁺², O^-2), НСОН (H⁺¹, C⁰, O^-2), СО₂ (C⁺⁴, O^-2), СН₄ (C^-4, H⁺¹), СН₃‑СН₂‑ОН (C₍₁₎^‑3, C₍₂₎^‑1, O^-2, H⁺¹), СаН₂ (Ca⁺², H^-1), Nа₂S (Na⁺¹, S^-2), FeS₂ (Fe²⁺, S₍₁₎^‑2, S₍₂₎⁰; или Fe²⁺, S_ср^‑1).

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие - только восстановителями, а какие проявляют двойственный характер: К₂Сr₂О₇, Н₂S, Nа₂SО₄, Nа₂SО₃, КNО₂, КNО_3, РН₃.

Только окислителями являются соединения, элементы в которых находятся в высшей степени окисления. Таким образом, к ним относятся: K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶); Na₂SO₄ (S⁺⁶), KNO₃ (N⁺⁵).

Только восстановителями являются соединения, элементы в которых находятся в низшей степени окисления. Это: H₂S (S^‑2), PH₃ (P^‑3).

Остальные проявляют двойственный характер (могут быть и окислителями и восстановителями в зависимости от условий). Их элементы находятся в промежуточной степени окисления: Na₂SO₃ (S⁺⁴), KNO₂ (N⁺³).

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстанови- тельных реакций методом электронного баланса. Укажите типы каждой окислительно-восстановительной реакции:

а) НNО₂ + Н₂S  NO + S + H₂O

б) Сu(NO₃)₂  CuO + NO₂ + O₂

в) S₂Cl₂ + H₂O₂  SO₂ + H₂O + HCl

Примечание: в пункте в) следует вместо Н₂О в левой части уравнения читать Н₂О₂.

Решение:

а) НNО₂ + Н₂S  NO + S + H₂O

Выберем элементы, которые изменили степень окисления. Это N и S.

Составим схему электронного баланса:

N3+ -1 = N+2	2
S2‑ + 2 = S0	1

И определим коэффициенты перед окислителем и восстановителем, а также их продуктами. Перед остальными веществами коэффициенты расставляются исходя из материального баланса:

2НNО₂ + Н₂S = 2NO + S + 2H₂O

Тип реакции – межмолекулярная окислительно-восстановительная.

б) Сu(NO₃)₂  CuO + NO₂ + O₂

Выберем элементы, которые изменили степень окисления. Это N и О.

Составим схему электронного баланса:

N5+ +1 = N+4	4
2О2‑ ‑ 4 =	1

И определим коэффициенты перед окислителем и восстановителем, а также их продуктами. Перед остальными веществами коэффициенты расставляются исходя из материального баланса:

2Сu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

Тип реакции – внутримолекулярная окислительно-восстановительная.

в) S₂Cl₂ + H₂O₂  SO₂ + H₂O + HCl

Выберем элементы, которые изменили степень окисления. Это S и О.

Составим схему электронного баланса:

S1+ ‑ 3 = S+4	1
О1‑ + 1 = O2‑	3

И определим коэффициенты перед окислителем и восстановителем, а также их продуктами. Перед остальными веществами коэффициенты расставляются исходя из материального баланса:

S₂Cl₂ + 3H₂O₂ = 2SO₂ + 2H₂O + 2HCl

Тип реакции – межмолекулярная окислительно-восстановительная.

4. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций. Вычислите факторы эквивалентности и молекулярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей:

а) КMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄  MnSO₄ + NaNO₃ + К₂SO₄ + H₂O

б) Fe₂O₃ + КOH + КNO₃  К₂FeО₄ + КNO₂ + Н₂О

в) К₂MnO₄ + Н₂О  КMnO₄ + MnO₂ + КОН

Решение:

а) КMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄  MnSO₄ + NaNO₃ + К₂SO₄ + H₂O

Определим ионы, которые изменились в ходе данной реакции: MnO₄^‑ перешел в Mn²⁺, а NO₂^‑ перешел в NO₃^‑. Составим полуреакции, как указано в алгоритме (вопрос на самоподготовку №11).

MnO4‑ + 8H+ + 5 = Mn+2 + 4H2O	2
NO2‑ + H2O ‑ 2 = NO3‑ + 2H+	5

Умножим полуреакции на соответствующие коэффициенты так, чтобы общее количество электронов, участвующих в процессе окисления и восстановления было одинаковым. Сложим полуреакции с учетом коэффициентов и получим ионное уравнение:

2MnO₄^‑ + 16H⁺ + 5NO₂^‑ + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^‑ + 10H⁺

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

2КMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄  2MnSO₄ + 5NaNO₃ + К₂SO₄ + 3H₂O

Окислителем в данной реакции является KMnO₄, восстановителем – NaNO₂.

f_eq(KMnO₄) = 1/5; M_eq = Mf = 158 г/моль1/5 = 31,6 г/моль.

f_eq(NaNO₂) = ½; M_eq = Mf = 69 г/моль1/2 = 34,5 г/моль.

б) Fe₂O₃ + КOH + КNO₃  К₂FeО₄ + КNO₂ + Н₂О

Определим частицы, которые изменились в ходе данной реакции: Fe₂O₃ перешел в FeO₄^2‑, а NO₃^‑ перешел в NO₂^‑. (Fe₂O₃ нерастворим, поэтому в полуреакции он записывается полностью) Составим полуреакции с учетом реакции среды, как указано в алгоритме (вопрос на самоподготовку № 11).

Fe2O3 + 10OH‑ ‑ 6 = 2FeO42‑ + 5H2O	1
NO3‑ + H2O + 2 = NO2‑ + 2OH‑	3

Умножим полуреакции на соответствующие коэффициенты так, чтобы общее количество электронов, участвующих в процессе окисления и восстановления, было одинаковым. Сложим полуреакции с учетом коэффициентов и получим ионное уравнение:

Fe₂O₃ + 10OH^‑ + 3NO₃^‑ + 3H₂O = 2FeO₄^2‑ + 5H₂O + 3NO₂^‑ + 6OH^‑

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

Fe₂O₃ + 4КOH + 3КNO₃ = 2К₂FeО₄ + 3КNO₂ + 2Н₂О

Окислителем в данной реакции является KNO₃, восстановителем – Fe₂O₃.

f_eq(KNO₃) = 1/2; M_eq = Mf = 101 г/моль1/2 = 50,5 г/моль.

f_eq(Fe₂O₃) = 1/6; M_eq = Mf = 160 г/моль1/6 = 26,7 г/моль.

в) К₂MnO₄ + Н₂О  КMnO₄ + MnO₂ + КОН

Определим частицы, которые изменились в ходе данной реакции: MnO₄^2‑ перешел в MnO₄^‑ и MnO₂ (это реакция диспропорционирования, поэтому один ион является и окислителем и восстановителем). Составим полуреакции с учетом реакции среды, как указано в алгоритме (вопрос на самоподготовку № 11).

MnO42‑ ‑ 1 = MnO4‑	2
MnO42‑ + 2H2O + 2 = MnO2 + 4OH‑	1

Умножим полуреакции на соответствующие коэффициенты так, чтобы общее количество электронов, участвующих в процессе окисления и восстановления, было одинаковым. Сложим полуреакции с учетом коэффициентов и получим ионное уравнение:

2MnO₄^2‑ + MnO₄^2‑ + 2H₂O = 2MnO₄^‑ + MnO₂ + 4OH^‑

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

3К₂MnO₄ + 2Н₂О = 2КMnO₄ + MnO₂ + 4КОН

И окислителем и восстановителем в данной реакции является K₂MnO₄.

f_eq(К₂MnO₄) (окислитель) = 1/2; M_eq = Mf = 197 г/моль1/2 = 98,5 г/моль.

f_eq(К₂MnO₄) (восстановитель) = 1; M_eq = Mf = 197 г/моль1 = 197 г/моль.

5. Определите направление протекания реакции в стандартных условиях:

2 НgCl₂ + SnCl₂   Hg₂Cl₂ + SnCl₄,

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

равны: E⁰(Hg²⁺/Hg₂²⁺) = 0,92В; E⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,15 В 

Решение:

Составим протекающие полуреакции и запишем их потенциалы:

2Hg²⁺ + 2 = Hg₂²⁺; E⁰ = 0.92 B;

Sn²⁺ ‑ 2 = Sn⁴⁺; E⁰ = -0.15 B.

Если алгебраическая сумма потенциалов процессов восстановления и окисления больше нуля, то реакция протекает так, как записана.

ЭДС = 0,92 В + (‑0,15 В) = 0,77 В.

Ответ: реакция протекает вправо.

6. Допишите уравнение реакции, протекающей при перманганатометрическом определении. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:

КMnO₄ + FeSO₄ + Н₂SО₄  MnSО₄ +...

На титрование 10 мл раствора FeSO₄ пошло 9 мл раствора КMnO₄ (С_eq = 0,05 моль/л ). Рассчитайте массу ионов Fe²⁺, содержащихся в 100 мл раствора FeSO₄.

Решение:

1) В соответствии с таблицей электродных потенциалов в данных условиях перманганат окисляет Fe(II) до Fe(III). Таким образом, можно предположить следующие продукты химической реакции:

КMnO₄ + FeSO₄ + Н₂SО₄  MnSО₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

2) Далее уравниваем данный процесс в соответствии с алгоритмом, представленным в предыдущих заданиях:

Определим ионы, которые изменились в ходе данной реакции: MnO₄^‑ перешел в Mn²⁺, а Fe²⁺ перешел в Fe³⁺. Составим полуреакции, как указано в алгоритме (вопрос на самоподготовку № 11).

MnO4‑ + 8H+ + 5 = Mn+2 + 4H2O	2
2Fe2+ ‑ 2 = 2Fe3+	5

Умножим полуреакции на соответствующие коэффициенты так, чтобы общее количество электронов, участвующих в процессе окисления и восстановления, было одинаковым. Сложим полуреакции с учетом коэффициентов и получим ионное уравнение:

2MnO₄^‑ + 16H⁺ + 10Fe²⁺ = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10Fe³⁺

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

2КMnO₄ + 10FeSO₄ + 8Н₂SО₄ = 2MnSО₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

3) Используя закон эквивалентов для титриметрического анализа, рассчитаем эквивалентную концентрацию Fe²⁺ в растворе:

.

4) Рассчитаем массу железа в 100 мл этого раствора:

Ответ: масса ионов железа в 100 мл раствора составляет 0,252 г.

Вариант № 2

1. Определите степень окисления элементов в соединениях: Fe₂O₃, FeO, Fe₃O₄, HNO₂, КNO₃, NO₂, N₂H₄, NH₂OH, NO, N₂O, МnSO₄, К₂MnO₄.

Ответ: Fe₂O₃ (Fe⁺³, O^‑2); FeO (Fe⁺², O^‑2); Fe₃O₄ (Fe^+8/3, O^‑2); HNO₂ (H⁺¹, N⁺³, O^‑2); KNO₃ (K⁺, N⁺⁵, O^‑2); NO₂ (N⁺⁴, O^‑2); N₂H₄ (N^‑2, H⁺¹); NH₂OH (N^‑1, H⁺¹, O^‑2); NO (N⁺², O^‑2), N₂O (N⁺¹, O^‑2); K₂MnO₄ (K⁺¹, Mn⁺⁶, O^‑2).

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие – только восстановителями, а какие проявляют двойственный характер: HF, КСlO₄, NaCrO₂, H₂SO₄, MnO₂, РbО₂, Na₂CrO₄?

Ответ: только окислители: KClO₄, H₂SO₄, PbO₂, Na₂CrO₄; только восстановители: HF; двойственной природы: NaCrO₂, MnO₂.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстанови- тельных реакций методом электронного баланса. Укажите тип каждой окислительно-восстановительной реакции:

а) NH₃ + O₂  NO + H₂O;

б) NH₄NO₂  N₂ + H₂O;

в) HNO₂  NO + NO₂ + H₂O.

Ответ: а) 4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O, межмолекулярная;

б) NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O, внутримолекулярная;

в) 2HNO₂  NO + NO₂ + H₂O, диспропорционирование.

4. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстанови- тельных реакций методом полуреакций. Вычислите факторы эквивалентности, эквиваленты и молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей:

а) КMnO₄ + КJ + Н₂SO₄  MnSO₄ + J₂ + К₂SO₄ + H₂O

б) AsH₃ + NaClO + H₂O  H₃AsO₄ + NaCl

в) S + КOH  К₂S + К₂SO₃ + H₂O

Ответ:

а) 2КMnO₄ + 10КJ + 8Н₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5J₂ + 6К₂SO₄ + 8H₂O

Окислитель KMnO₄, f_eq = 1/5, M_eq = 31.6 г/моль;

Восстановитель KI, f_eq = 1, M_eq = 166 г/моль.

б) AsH₃ + 4NaClO = H₃AsO₄ + 4NaCl

Окислитель NaClO, f_eq = 1/2, M_eq = 37,25 г/моль;

Восстановитель AsH₃, f_eq = 1/8, M_eq = 9.75 г/моль.

в) 3S + 6КOH  2К₂S + К₂SO₃ + 3H₂O

f_eq(S) (окислитель) = 1/2; M_eq =16 г/моль.

f_eq(S) (восстановитель) = 1/4; M_eq = 8 г/моль.

5. Определите направление протекания реакций в стандартных условиях:

Рb(NО₃)₂ + Вr₂ + 2КNО₃ + 2Н₂О  2КВr + РbО₂ + 4НNО₃,

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы равны:

E⁰(Вr₂ /2Вr^‑) = 1,065 В ; E⁰(РbО₂/Рb²⁺) = 1,449 В.

Ответ: реакция идет в обратном направлении.

6. Допишите уравнение реакции, протекающей при перманганатометрическом определении. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:

КNO₂ + КМnO₄ + H₂SO₄  КNO₃ +...

На титрование 10 мл раствора КNO₂ пошло 12,4 мл раствора КMnO₄  (С_eq = 0,05 моль/л ). Рассчитайте массу КNO₂, содержащегося в 100 мл раствора.

Ответ: 5КNO₂ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5КNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O, в 100 мл раствора содержится 0,264 г KNO₂.

Вариант № 3

1. Определите степень окисления элементов в соединениях: КMnO₄; Мg(NО₃)₂; КВiО₃; NаFеО₂; Нg₂C1₂; Сu₂S; Nа₃АsО₄; КСlО₃; Nа₂S₂О₃; NаСlО; К₂СrО₄; СrО₃.

Ответ: KMnO₄ (K⁺¹, Mn⁺⁷, O^‑2); Mg(NO₃)₂ (Mg⁺², N⁺⁵, O^‑2); KBiO₃ (K⁺¹, Bi⁺⁵, O^‑2); NaFeO₂ (Na⁺¹, Fe⁺³, O^‑2); Hg₂Cl₂ (Hg⁺¹, Cl^‑1); Cu₂S (Cu⁺¹, S^‑2); Na₃AsO₄ (Na⁺¹, As⁺⁵, O^‑2); KClO₃ (K⁺¹, Cl⁺⁵, O^‑2); Na₂S₂O₃ (Na⁺¹, S⁺², O^‑2); NaClO (Na⁺¹, Cl⁺¹, O^‑2); K₂CrO₄ (K⁺¹, Cr⁺⁶, O^‑2), CrO₃ (Cr⁺⁶, O^‑2).

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие – только восстановителями, а какие проявляют двойственный характер? SiН₄; КJ; Nа[Сr(ОН)₄]; Н₂SеО₄; FеSО₄; NО₂; Мn₂О₇. 

Ответ: только окислители: H₂SeO₄, Mn₂O₇; только восстановители: SiH₄, KI; двойственной природы: Na[Cr(OH)₄], NO₂, FeSO₄.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановитель-ных реакций методом электронного баланса. Укажите тип каждой окислительно-восстановительной реакции. 

а) КJ + Н₂SО₄  J₂ + Н₂S + Н₂О_; 

б) Вi(NО₃)₃  Bi₂О₃ + NО₂ + О₂; 

в) Nа₂SО₃  Nа₂S + Nа₂SО₄.

Ответ:

а) 8КJ + 5Н₂SО₄  4J₂ + Н₂S + 4Н₂О + 4K₂SO₄, межмолекулярная;

б) 4Вi(NО₃)₃  2Bi₂О₃ + 12NО₂ + 3О₂,  внутримолекулярная;

в) 4Nа₂SО₃  Nа₂S + 3Nа₂SО₄, диспропорционирование.

4. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановитель-ных реакций методом полуреакций. Вычислите факторы эквивалентности, эквиваленты и молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей. 

а) К₂Сr₂О₇ +FеSО₄ +Н₂SО₄  Fе₂(SО₄)₃+Сr₂(SО₄)₃ +К₂SО₄ +Н₂О

б) Н₂S + Вr₂ + Н₂О  Н₂SО₄ + НВr

в) КMnO₄ + КNО₂ + КОН  К₂MnO₄ + КNО₃ + Н₂О.

Ответ:

а) К₂Сr₂О₇ +6FеSО₄ +7Н₂SО₄ = 3Fе₂(SО₄)₃+Сr₂(SО₄)₃ +К₂SО₄ +7Н₂О

Окислитель K₂Cr₂O₇, f_eq = 1/6, M_eq = 49 г/моль;

Восстановитель FeSO₄, f_eq = 1, M_eq = 152 г/моль.

б) Н₂S + 4Вr₂ + 4Н₂О = Н₂SО₄ + 8НВr

Окислитель Br₂, f_eq = 1/2, M_eq = 80 г/моль;

Восстановитель H₂S, f_eq = 1/8, M_eq = 4,25 г/моль.

в) 2КMnO₄ + КNО₂ + 2КОН = 2К₂MnO₄ + КNО₃ + Н₂О.

Окислитель KMnO₄, f_eq = 1, M_eq = 158 г/моль;

Восстановитель KNO₂, f_eq = 1/2, M_eq = 42.5 г/моль.

5. Определите направление протекания реакции в стандартных условиях: 

К₂Сr₂О₇+6КJ +7Н₂SО₄   Cr₂(SО₄)₃ + 3J₂ + 4К₂SО₄+7Н₂О,

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы равны:

E⁰(Сr₂O₇^2‑/2Cr³⁺) = 1,33 В; E⁰(J₂/2J^‑) = 0,536 В 

Ответ: реакция протекает в прямом направлении.

6. Допишите уравнение реакции, протекающей при установлении титра раствора КMnO₄. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:

КMnO₄ + Н₂С₂О₄ + Н₂SO₄  СО₂ +...

На титрование 10 мл раствора Н₂С₂О₄ (Т=0,00225 г/мл) пошло 9,8 мл раствора КMnO₄. Рассчитайте эквивалентную концентрацию раствора КMnO₄, а также титр этого раствора.

Ответ: 2КMnO₄ + 5Н₂С₂О₄ + 3Н₂SO₄ = 10СО₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O; C_eq (KMnO₄) = 0,051 моль/л; Т = 0,00161 г/мл.

Вариант № 4

1. Определите степень окисления элементов в соединениях: НJО₃, Na₂FeO₄, H₃AsO₃, Рb₃O₄, Вi(NO₃)₃, Na₃РО₄, Н₂SiO₃, Na₂В₄O₇, ВaCrO₄, CrO₅, Cr₂O₃, Н₂MnO₃.

Ответ: HIO₃ (H⁺¹, I⁺⁵, O^‑2); Na₂FeO₄ (Na⁺¹, Fe⁺⁶, O^‑2); H₃AsO₃ (H⁺¹, As⁺³, O^‑2); Pb₃O₄ (Pb^+8/3, O^‑2); Bi(NO₃)₃ (Bi⁺³, N⁺⁵, O^‑2); Na₃PO₄ (Na⁺¹, P⁺⁵, O^‑2); H₂SiO₃ (H⁺¹, Si⁺⁴, O^‑2); Na₂B₄O₇ (Na⁺¹, B⁺³, O^‑2); BaCrO₄ (Ba⁺², Cr⁺⁶, O^‑2); CrO₅ (Cr⁺⁶; O^‑6/5); Cr₂O₃ (Cr⁺³, O^‑2); H₂MnO₃ (H⁺¹, Mn⁺⁴, O^‑2).

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие ‑ только восстановителями, а какие проявляют двойственный характер: СrO₃, NH₃, NO, Na₂S₂O₃, КMnO₄, СН₄, К₂MnO₄.

Ответ: только окислители: CrO₃, KMnO₄; только восстановители: NH₃, CH₄; двойственный характер: NO, Na₂S₂O₃, K₂MnO₄.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановитель-ных реакций методом электронного баланса. Укажите тип каждой окислительно-восстановительной реакции:

а) FeS₂ + O₂  Fe₂O₃ + SO₂ 

б) CrO₃  Cr₂O₃ + O₂

в) NO₂ + NaOH  NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Ответ:

а) 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂, межмолекулярная;

б) 4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂, внутримолекулярная;

в) 2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O, диспропорционирование.

4. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановитель-ных реакций методом полуреакций. Вычислите факторы эквивалентности, эквиваленты и молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей:

а) КNO₂ + К₂S + HCl  NO + S + КCI + H₂O

б) Na₃AsO₃ + AgNO₃ + H₂O  Na₃AsO₄ + HNO₃ + Ag

в) CrCl₃ + H₂O₂ + КOH  К₂CrO₄ + КCl + H₂O 

Ответ:

а) 2КNO₂ + К₂S + 4HCl = 2NO + S + 4КCI + 2H₂O

Окислитель KNO₂, f_eq = 1, M_eq = 85 г/моль;

Восстановитель K₂S, f_eq = 1/2, M_eq = 55 г/моль.

б) Na₃AsO₃ + 2AgNO₃ + H₂O = Na₃AsO₄ + 2HNO₃ + 2Ag

Окислитель AgNO₃, f_eq = 1, M_eq = 170 г/моль;

Восстановитель Na₃AsO₃, f_eq = 1/2, M_eq = 96 г/моль.

в) 2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10КOH = 2К₂CrO₄ + 6КCl + 8H₂O

Окислитель H₂O₂, f_eq = 1/2, M_eq = 17 г/моль;

Восстановитель CrCl₃, f_eq = 1/3, M_eq = 52,83 г/моль.

5. Определите направление протекания реакции в стандартных условиях:

К₂Cr₂О₇ + 14 НСl  2 СrCl₃ + 3Cl₂ + 2 КCl + 7 H₂O,

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

равны: E⁰(Cr₂O₇^2‑/2Cr³⁺) = 1,333В; E⁰(Cl₂/2 Cl^‑) = 1,359 В 

Ответ: реакция протекает в обратном направлении.

6. Допишите уравнение реакции, протекающей при перманганатометрическом определении. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:

КMnO₄ + Н₂О₂ + Н₂SO₄   O₂ +...

На титрование 10 мл раствора Н₂О₂ пошло 11,8 мл раствора КMnO₄ (С_eq = 0,05 моль/л ). Рассчитайте массу Н₂О₂ в 50 мл раствора.

Ответ: 2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O; m(H₂O₂) = 0,05 г.

Задание  № 6

1. Какие окислительно-восстановительные реакции лежат в основе метода йодометрии?

В основе йодометрии лежат две окислительно-восстановительных реакции:

I₂ + 2 =2I^‑; E⁰ = 0.54 B

2I^‑ -2 = I₂; E⁰ = ‑0.54 B.

2. Охарактеризуйте метод йодометрии: рабочий раствор, индикатор, условия титрования.

В качестве рабочего раствора в методе йодометрии используют стандартизируемый раствор тиосульфата натрия (0,05 н.); а также могут быть использованы титрованные растворы йода (KI₃), или растворы йодида калия (как правило в избытке). При этом протекает реакция:

2Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaI

Индикатором в этом методе является крахмал. Крахмал с йодом образует комплексное соединение включения, окрашенное в синий цвет, и если в конце титрования добавить крахмал, то будет наблюдаться окрашивание и по обесцвечиванию раствора от одной капли определяют точку эквивалентности. Условия титрования должны исключать побочные процессы. Титрование проводят обычно в нейтральной среде в отсутствие мешающих ионов на холоду.

3. Когда при йодометрическом определении используется раствор свободного йода, а когда – раствор йодида?

При определении восстановителей используется раствор свободного йода, а при определении окислителей используют раствор йодида.

4. Почему при йодометрических определениях индикатор добавляют не в начале, а в конце титрования?

Крахмал добавляют к раствору в йодометричсеких определениях в конце титрования, когда почти весь йод оттитрован, в связи с тем, что крупные сгустки крахмала медленно отдают адсорбированный йод и это искажает результаты определения. Кроме того, крахмал обладает свойством частично восстанавливать некоторые окислители. При титровании же восстановителей раствором йода крахмал можно приливать с самого начала.

5. Каково применение метода йодометрии в клинических и санитарно-гигиенических исследованиях?

Йодометрия используется при определении сахара в крови, пероксидазы и т.д. В санитарно-гигиеническом анализе – при определении «активного хлора» в хлорной извести, остаточного хлора в хозяйственной питьевой воде и т.д.

6. В чем сущность метода обратного титрования?

Если ОВ-процесс протекает достаточно медленно, или реакция протекает не до конца за время титрования, то используется обратное титрование. К определяемому раствору добавляют заведомо значительный избыток реагента и дают возможность полностью прореагировать, а избыток введенного реагента определяют другими (быстрыми) ОВ-реакциями. Под обратным титрованием также понимают титрование непрореагировавшего остатка вещества, которое прибавлено в избытке к анализируемому раствору в виде стандартизированного раствора.

7. В чем сущность косвенного метода замещения?

Косвенный метод йодометрического определения называют методом замещения, при этом вещества, не взаимодействующие с раствором тиосульфата натрия, замещают эквивалентным количеством йода, который и титруют.

8. Зачем врачу нужно знать реакции окисления-восстановления? Примеры.

Ответ на данный вопрос см. в Задании № 5, вопрос № 23.

Вариант № 1

1. На титрование 10 мл раствора, содержащего йод, пошло 12 мл раствора Nа₂S₂О₃ (С_eq = 0,05 моль/л). Вычислите титр раствора йода и содержание его в 100 мл раствора.

Решение:

1) Используя закон эквивалентов определим C_eq йода в растворе:

2) Определим титр раствора йода:

.

3) Содержание йода в 100 мл составляет:

m = VT = 100 мл  0,00762 г/мл = 0,762 г.

Ответ: Т = 0,00762 г/мл; содержание йода в 100 мл 0,762 г.

2. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций и рассчитайте массу этилового спирта, которую можно окислить, взяв 100 мл раствора К₂Сr₂О₇ (С_eq= 0,1моль/л):

СН₃СН₂ОН + К₂Сr₂О₇ + Н₂SО₄  CН₃С(О)Н + Сr₂(SО₄)₃ +...

Решение:

1) Допишем продукты реакции:

СН₃СН₂ОН + К₂Сr₂О₇ + Н₂SО₄  CН₃С(О)Н + Сr₂(SО₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

2) Определим частицы, которые изменились в ходе данной реакции: CH₃CH₂OH переходит в CН₃С(О)Н, а Cr₂O₇^2‑ перешел в Cr³⁺. (Этанол и ацетальдегид не диссоциируют, поэтому в полуреакции они записывается полностью). Составим полуреакции с учетом реакции среды.

СН3СН2ОН ‑ 2 = CН3С(О)Н + 2H+	3
Cr2O72‑ + 14H+ + 6 = 2Cr3+ + 7H2O	1

Умножим полуреакции на соответствующие коэффициенты так, чтобы общее количество электронов, участвующих в процессе окисления и восстановления, было одинаковым. Сложим полуреакции с учетом коэффициентов и получим ионное уравнение:

3СН₃СН₂ОН + Сr₂О₇^2‑ + 14Н⁺  3CН₃С(О)Н + 2Сr³⁺ + 7H₂O + 6H⁺

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

3СН₃СН₂ОН + К₂Сr₂О₇ + 4Н₂SО₄ = 3CН₃С(О)Н + Сr₂(SО₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

3) По закону эквивалентов определим массу этилового спирта:

Ответ: масса этанола составляет 0,23 г.

3. Сколько г К₂Сr₂О₇ содержится в растворе, если при прибавлении к нему избытка КJ и Н₂SО₄ на титрование выделившегося йода израсходовано 15 мл раствора Nа₂S₂О₃ (С_eq = 0,1 моль/л)? 

Решение:

1) Составим соответствующую полуреакцию, чтобы определить фактор эквивалентности:

Cr₂O₇^2‑ + 14H⁺ + 6 = 2Cr³⁺ + 7H₂O

2) По закону эквивалентов определим массу бихромата калия:

.

Ответ: масса К₂Сr₂О₇ составляет 0,0735 г.

4. Составьте уравнение реакции, протекающей при йодометрическом определении. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций:

СuSО₄ + КJ  CuJ +...

Докажите, что реакция может протекать в прямом направлении, используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы:

Е⁰(Сu²⁺/Сu⁺) = 0,15В; Е⁰(J₂/2J^‑) = 0,54 В

Решение:

Примечание: поскольку в данной реакции образуется не Cu+, а малорастворимый CuI, то надлежит использовать потенциал перехода Cu²⁺/CuI = 0,86 B.

1) Допишем продукты реакции:

СuSО₄ + КJ  CuJ + I₂ + K₂SO₄

2) Составим соответствующие полуреакции и запишем их потенциалы:

Cu2+ + I‑ + = CuI	3	E0Cu2+/CuI = 0,86 B
2I‑ - 2 = I2	1	Е0(J2/2J‑) = 0,54 В

Сокращая одинаковые частицы, переносим найденные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Коэффициенты перед остальными веществами расставляем, руководствуясь законом материального баланса:

2СuSО₄ + 4КJ  2CuJ + I₂ + 2K₂SO₄

3) Рассчитаем ЭДС данной реакции:

Е = Е_к – Е_а = 0,86 В – 0,54 В = 0,32 В > 0  реакция возможна в стандартных условиях.

Ответ: 2СuSО₄ + 4КJ  2CuJ + I₂ + 2K₂SO₄, реакция возможна, т.к. ЭДС>0.

Вариант № 2

1. На титрование 8,5 мл раствора, содержащего йод, пошло 12 мл раствора Nа₂S₂О₃ (С_eq = 0,05 моль/л). Вычислите массу J₂ в 200 мл раствора.

Ответ: масса йода в 200 мл составляет 1,793 г.

2. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций и рассчитайте массу изопропилового спирта, которую можно окислить, взяв 50 мл раствора КMnO₄(С_eq = 0,05 моль/л).

СН₃‑СН(ОН)‑СН₃ + КMnO₄ + Н₂SО₄   СН₃‑С(О)‑СН₃ + МnSО₄ +...

Ответ:

5СН₃‑СН(ОН)‑СН₃ + 2КMnO₄ + 3Н₂SО₄  =

= 5СН₃‑С(О)‑СН₃ + 2МnSО₄ + K₂SO₄ + 8H₂O;

m(СН₃‑СН(ОН)‑СН₃) = 0,075 г.

3. Сколько г КMnO₄ содержится в растворе, если при прибавлении к нему избытка КJ и Н₂SО₄ на титрование выделившегося йода пошло 12 мл раствора Nа₂S₂О₃ (С_eq = 0,1 моль/л). 

Ответ: 0,038 г KMnO₄.

4. Составьте уравнение реакции, протекающей при йодометрическом определении. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций: 

К₂Сr₂О₇ + КI + Н₂SО₄  Сr₂(SО₄)₃ +...

Докажите, что реакция может протекать в прямом направлении, используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы:

Е⁰(Cr₂О₇^2‑/2Сr³⁺) = 1,33В; Е⁰( J₂/2J^‑) = 0,54В 

Ответ: К₂Сr₂О₇ + 6КI + 7Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 4K₂SO₄ + 3I₂ + 7H₂O;

ЭДС = 0,74 В > 0  реакция возможна.

Вариант № 3

1. На титрование 10 мл раствора, содержащего йод (С_eq = 0,05моль/л), пошло 11,4 мл раствора Nа₂S₂О₃. Какая масса Nа₂S₂О₃ потребуется для того, чтобы превратить в NаJ весь йод, содержащийся в 100 мл такого раствора?

Ответ: 0,346 г тиосульфата натрия.

2. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций и рассчитайте массу уксусного альдегида, которую можно окислить, взяв 100 мл раствора КMnO₄ (С_eq = 0,05моль/л). 

СН₃С(O)H  + КMnO₄ + Н₂SО₄  СН₃СOOH + МnSО₄ +...

Ответ:

5СН₃С(О)Н + 2КMnO₄ + 3Н₂SО₄  = 5СН₃СООН + 2МnSО₄ + K₂SO₄ + 3H₂O;

m(СН₃С(О)Н) = 0,11 г.

3. Определите количество йода в растворе, если на титрование пошло 10,3 мл раствора тиосульфата натрия. Т(Nа₂S₂О₃) = 0,0129 г/мл. 

Ответ: в растворе содержится 0,00084 моль йода.

4. Составьте уравнение реакции, протекающей при йодометрическом определении. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций: 

NaNO₂ + КMnO₄ + H₂SO₄  NaNO₃ +...

Докажите, что реакция может протекать в прямом направлении, используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы:

E⁰(NO₃^‑/NO₂^‑) = 0,84 В; E⁰(MnO₄^‑/Мn²⁺) = 1,51 В 

Ответ: 5NaNO₂ + 2КMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O;

ЭДС = 0,67 В > 0  реакция возможна.

Вариант № 4

1. К 10 мл раствора КMnO₄ (С_eq = 0,05 моль/л) прибавили избыток раствора КJ и Н₂SO₄ для создания кислой среды. Выделившийся йод оттитровали раствором Na₂S₂O₃. На титрование пошло 8,6 мл раствора тиосульфата натрия. Чему равен титр этого раствора?

Ответ: Т = 0,00459 г/мл.

2. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций и рассчитайте массу пропионового альдегида, которую можно окислить, взяв 50 мл раствора К₂Сr₂O₇ (C_eq = 0,1 моль/л ):

СН₃СН₂С(O)H  + К₂Сr₂О₇ + Н₂SO₄  СН₃СН₂СOOH +...

Ответ:

3СН₃СН₂С(O)H  + К₂Сr₂О₇ + 4Н₂SO₄ =

= 3СН₃СН₂СOOH + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O;

m(СН₃СН₂С(O)H) = 0,145 г.

3. Определите массу йода в 300 мл раствора, на титрование 10 мл которого пошло 8,6 мл раствора Na₂S₂O₃ (С_eq = 0,05 моль/л ).

Ответ: 1,64 г йода.

4. Составьте уравнение реакции, протекающей при йодометрическом определении. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты методом полуреакций:

НСl + КI + КIO₃ = I₂ +...

Докажите, что реакция может протекать в прямом направлении, используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы:

E⁰(IO₃^‑/I₂)  = 1,19 В; E(I₂/2I^‑) = 0,54 В 

Ответ: 6НСl + 5КI + КIO₃ = 3I₂ + 6KCl + 3H₂O;

ЭДС = 0,65 В > 0  реакция возможна.