Напишите сокращенные ионные уравнения pbo2 hno3

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ. 2KBr + PbO2 + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + Br2 + 2KNO3 + 2H2O

ПРИМЕР 1 Для реакции

установить направление возможного протекания ее при стандартных условиях.

РЕШЕНИЕ . Запишем уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

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

PbO₂ + 4H + + 2ē = Pb 2+ + 4H₂O E 0 (Pb 2+ /PbO₂)= 1,449 В

Потенциал окислителя Е 0 _окбольше, чем потенциал восстановителя Е 0 _восс, 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

Определим по таблице значения стандартных электродных потенциалов полуреакций.

Sn 2+ — 2 = Sn 4+ Е 0 _восс = +0,151 В

2 Fe 3+ + = Fe 2+ Е 0 _ок = +0,771 В

Sn 2+ +2Fe 3+ = Sn 4+ + 2Fe 2+

В данном примере Е_ок > E_восс, 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 + 2Mn 2+ + 8H₂O,

если E 0 (Br₂/Br — ) = 1,065В; E 0 (MnO₄ — /Mn 2+ ) = 1,507В.

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

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,

ПРИМЕР 4. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция PbO₂+ 4 H + + 2ē ↔ Pb 2+ + 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 Е 0 и концентраций ионов, получаем

ПРИМЕР 5. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы

3Fe 2+ + NO₃ — + 4H + = NO + 3Fe 3+ + 2H₂O,

если [Fe 2+ ]=10 -3 моль/л, [Fe 3+ ]=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) Fe 2+ — ē →Fe 3+ +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 Е 0 , а [H + ]=10 -рН ,рассчитаем ОВ-потенциал реакции (б) по уравнению:

Затем рассчитаем ЭДС приведенной окислительно-восстановительной системы:

ЭДС= ΔЕ =Е_окс – Е_восст=

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 Е 0 = +0,61В

б) Br -1 + 2ОН — — 2ē = BrО -1 + Н₂О Е 0 = +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 — Е 0 = +0,63В.

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

Br -1 + 6ОН — — 6ē = BrО₃ -1 + 3Н₂О

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

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:

Окисление H₂O₂ протекает по реакции:

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 Е 0 = +0,536В.

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:

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

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

РЕШЕНИЕ. Запишим уравнения реакции взаимодействия этих металлов с HCl:

Ni – 2ē = Ni 2+ E 0 = -0,25 B

Cd – 2ē = Cd 2+ E 0 = -0,403 B

Рассчитаем для обеих реакций изменение свободной энергии Гиббса по формуле

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

Для реакции (б) ΔG_х.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 — E 0 =0,63 B

Процесс протекает тем глубже, чем отрицательнее ΔG_хр. Из соотношения ΔG 0 _х.р = -nF(Е 0 _ок – E 0 _восс ) следует: чем выше потенциал окислителя, тем меньше ΔG 0 _хр. В кислой среде ОВ-потенциал иона ClО₃ — больше, значит, в кислой среде он проявляет более сильные окислительные свойства.

Дата добавления: 2015-07-24 ; просмотров: 2550 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Окислительно-восстановительные реакции протекают по приведенным схемам. Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

➕ Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

➕ Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

⚡ Условие + 37% решения:

Окислительно-восстановительные реакции протекают по приведенным схемам. Для каждой реакции укажите: а) окислитель и восстановитель; б) какое вещество окисляется, какое вещество восстанавливается. Составьте электронные уравнения и на основании их расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.

Решение: Mn NO PbO HNO HMnO Pb NO3 2 H2O В ходе данной окислительно-восстановительной реакции степень окисления марганца повышается от +2 до +7, степень окисления свинца понижается от +4 до +2 2Mn(NO3 ) 2  5PbO2  HNO3  2HMnO4  5Pb(NO3 ) 2  H2O В правой части 10 атомов азота, в левой части 5 атомов азота. Для уравнивания ставим перед формулой HNO3 коэффициент 6

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института

Гидролиз нитрата свинца (II)

Pb(NO₃)₂ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
Pb 2+ + 2NO₃ — + HOH ⇄ PbOH + + NO₃ — + H + + NO₃ —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Pb 2+ + HOH ⇄ PbOH + + H +

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
PbOH + + NO₃ — + HOH ⇄ Pb(OH)₂ + H + + NO₃ —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
PbOH + + HOH ⇄ Pb(OH)₂ + H +

Среда и pH раствора нитрата свинца (II)

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH