Размещено на http://www.allbest.ru/

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ХЕРСОНСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

Кафедра хімії і екології

МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ

з теми: ЕЛЕКТРОХІМІЧНІ ПРОЦЕСИ

з дисципліни: ХІМІЯ

Херсон 2012

Методичні рекомендації для самостійної роботи студентів та підготовки до модульного контролю з теми «Електрохімічні процеси» з дисципліни Хімія для студентів і курсу напрямів підготовки 6.051001метрологія та інформаційно-вимірювальні технології 6.050202 автоматизація та компьютерно-інтегровані технології

Укладачі: Семенченко О.О., Безпальченко В.М. кількість сторінок 54 с.

Рецензент:

Новіков О.О. - доктор хімічних наук, професор, завідувач кафедри інформаційно-вимірювальних технологій електроніки та інженерії Херсонського національного технічного університету.

Затверджено на засіданні кафедри хімії і екології протокол № 7 від 29.11. 2012 р.

Зав. кафедри д.т.н., проф. Міщенко Г.В.

Семенченко О.О., Безпальченко В.М.

© ХНТУ, 2012

Вступ

В методичні вказівки включено стислий теоретичний зміст теми "Електрохімічні процеси".

Приведено 30 варіантів контрольних індивідуальних завдань для самостійної роботи. В якості допомоги студентам в освоєнні теми наведено приклади розв'язання типових задач. Перед виконанням контрольних завдань необхідно ознайомитися з теорією з даного питання в обсязі, який передбачений програмою дисципліни. Для контролю засвоєного матеріалу розроблено тестові та контрольні завдання, які можливо застосовувати як на лабораторних заняттях, так і при експрес-опитуванні на лекціях.

Cтуденти повинні знати:

Ш Окисно-відновні реакції, ступінь окиснення.

Ш Процеси окиснення і відновлення. Окисники і відновники.

Ш Рівняння окисно-відновних реакцій.

Ш Електродні потенціали.

Ш Ряд стандартних електродних потенціалів. Рівняння Нернста.

Ш Хімічні джерела електричного струму. Гальванічні елементи і ЕРС.

Ш Типи гальванічних елементів.

Ш Напрямки окисно-відновних реакцій.

Ш Електроліз. Сутність електролізу. Анодні і катодні процеси.

Ш Закони електролізу.

Ш Застосування електролізу у промисловості.

Ш Механізм корозії металів і сплавів. Види корозії.

Ш Способи захисту від корозії.

Ш Відношення конструкційних металів до дії агресивних середовищ.

Студенти повинні вміти:

Ш Складати рівняння окисно-відновних реакцій та зрівнювати їх методом електронного балансу.

Ш Визначати напрямок окисно-відновних реакцій.

Ш Складати схеми гальванічних елементів та розраховувати ЕРС.

Ш Користуватися рівнянням Нернста при розрахунку електродних потенціалів.

Ш Складати схеми електролізу з активним анодом та інертними електродами.

Ш Користуватися законами електролізу при розв'язуванні задач.

Ш Користуватися рядом стандартних електродних потенціалів при складанні рівнянь реакцій, при підборі металів-протекторів.

Ш Застосовувати електрохімічні процеси на виробництві.

1. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Реакції, в яких відбувається зміна ступенів окиснення атомів елементів, що входять до складу реагуючих сполук, називаються окисно-відновними:

2 + 2; 2K-t 2K + 3;

2K + 2K + I20;

+ 4H Cl2 + + 2H2O

Окисно-відновні реакції характеризуються переходом електронів від одного компонента реакції до іншого. З електронної точки зору окисненням називається процес втрати електронів, а відновленням - процес, зв'язаний із приєднанням електронів. Речовини, що в окисно-відновних реакціях втрачають електрони, називаються відновниками, а речовини, що приєднують електрони, - окисниками.

Розрахунок ступеня окиснення

Для обчислення ступеня окиснення елемента слід враховувати наступні положення:

Ступінь окиснення атомів у простих речовинах дорівнює нулю (, ).

Алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів, що входять до складу молекули, завжди дорівнює нулю, а в складному йоні ця сума дорівнює заряду йона.

Постійний ступінь окиснення мають атоми: лужних металів (+1), лужноземельних металів ( +2), Гідрогену ( +1) (крім гідридів NaH, CaH2 і ін., де ступінь окиснення Гідрогену -1), Оксигену (-2) (крім F2O і пероксидів, що містять групу -O-O-, у якій ступінь окиснення Оксигену -1).

Для елементів позитивний ступінь окиснення не може перевищувати величину, яка дорівнює номеру групи періодичної системи.

Приклади: ; ; ; ; ; .

При окисненні ступінь окиснення підвищується:

- 2з 2; - 2з ;

- 3з ; - з ;

2 - 2з Br20.

При відновленні ступінь окиснення знижується:

+ 2з ; + 2з ;

+3з ; +2з 2;

+ 4з 2.

Класифікація окисно-відновних реакцій

1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції. Окисник і відновник знаходяться в різних речовинах; обмін електронами в цих реакціях відбувається між різними атомами чи молекулами:

+

S - відновник; O2 - окисник.

+ +

CO - відновник; Cu - окисник.

+ 2HCl Cl2 +

Zn - відновник; HСl - окисник.

O2 + 2K + 2H2SO4 + K2SO4 + SO4 + 2H2O

KI - відновник; MnO2 - окисник.

Сюди ж відносяться реакції між речовинами, у яких атоми того самого елемента мають різні ступені окиснення

2H2 + H2O3 3 + 3H2O - відновник; - окисник.

2. Внутрімолекулярні окисно-відновні реакції. У внутрімолекулярних реакціях окисник і відновник знаходяться в одній і тій же молекулі. Внутрімолекулярні реакції протікають, як правило, при термічному розкладі речовин, що містять окисник і відновник.

2KO3-2 2K + 3; - окисник; - відновник.

H4O3 -t O + 2H2O; - окисник; - відновник.

Pb()22PbO + 4O2 + ; - окисник; - відновник.

3. Диспропорціонуванння (самоокиснення-само-відновлення) - окисно-відновна реакція, у якій один елемент одночасно підвищує і знижує ступінь окиснення.

+ 2KOH KO + K + H2O;

3K2O4 + 2H2O 2KO4 + O2 + 4KOH;

3HO2 HO3 + 2O + H2O;

2O2 + 2KOH KO3 + KO2 + H2O.

A. Електронний баланс - метод знаходження коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій, у якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, що змінюють свій ступінь окиснення. Кількість електронів, відданих відновником, дорівнює кількості електронів, одержаних окисником.

Рівняння складається в кілька стадій:

Записують схему реакції.

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

Проставляють ступені окиснення над знаками елементів, що міняються.

KO4 + H KCl + Cl2 + + H2O

Виділяють елементи, що змінюють ступені окиснення, і визначають число електронів, придбаних окисником і відданих відновником.

+ 5з

2 - 2з

Зрівнюють число придбаних і відданих електронів, установлюючи тим самим коефіцієнти для сполук, у яких присутні елементи, що змінюють ступінь окиснення.

2+ 10 2+ 5

Підбирають коефіцієнти для всіх інших учасників реакції.

2KO4 + 16H 2KCl + 2Cl2 + 5 + 8H2O

B. Електронно-йонний баланс (метод напівреакцій) - метод знаходження коефіцієнтів, у якому розглядається обмін електронами між йонами в розчині з урахуванням характеру середовища:

10Cl- + 2MnO4- + 16H+ 5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O

2. ХІМІЧНІ ДЖЕРЕЛА ЕНЕРГІЇ

Гальванічний елемент - пристрій, в якому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну. Гальванічний елемент складається із двох електродів - анода і катода, занурених у розчин або розплав електроліту, електролітичного ключа (сольовий місток) і зовнішньої схеми (металічні провідники та вимірювач напруги чи сили струму).

У гальванічних елементах окисно-відновні реакції протікають на поверхні електродів. Процеси окиснення і відновлення просторово розділені. Окиснення протікає на аноді, відновлення - на катоді. У гальванічному елементі анодом є електрод, потенціал якого менший, ніж потенціал катода. Анод має заряд “-“, катод - заряд “+”.

Величина електродного потенціалу для металічних електродів залежить від природи металу, концентрації його йонів у розчині електроліту та температури і обчислюється за рівнянням Нернста:

ц = ц0 +

де ц0 - стандартний електродний потенціал, В; R - універсальна газова стала, R = 8,314 Дж/(К·моль); T - абсолютна температура, К; z - заряд йону металу; F - стала Фарадея, F = 96485 Кл/моль; cМеz+ - молярна концентрація йонів металу в розчині, моль/л. При Т = 298 К рівняння Нернста має вигляд:

ц = ц0 +

Електрорушійна сила (ЕРС) процесу для гальванічного елементу визначається як різниця між потенціалами катода цк і анода ца:

ЕРС = цк - ца

Прикладом гальванічного елемента є мідно-цинковий елемент Данієля-Якобі, що складається з цинкової та мідної пластинок, занурених в розчини цинк сульфату і купрум(ІІ) сульфату з молярними концентраціями 1 моль/л (рис. 1).

Рис. 1. Схема гальванічного елемента Данієля-Якобі

Цинковий електрод є анодом, на якому проходить окиснення цинку:

Zno = Zn2+ + 2з.

Мідний електрод - катод, на якому проходить відновлення йонів Купруму з розчину:

Cu2+ + 2з = Cuo

Сумарне рівняння процесу в йонному вигляді:

Zno + Cu2+ = Cuo + Zn2+,

або в молекулярній формі:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Схематичний запис гальванічного елемента:

Анод (-) Zn ZnSO4 CuSO4 Cu (+) Катод

За стандартних умов та при концентраціях електролітів 1 моль/л ЕРС гальванічного елемента:

= 0,345 - (-0,763) = 1,108 В.

( = 0,345 В, = -0,763 В (додаток 1)).

При роботі гальванічного елемента електрохімічна система з найбільшим значенням електродного потенціалу є окисником, а з найменшим - відновником. Таким чином, порівнюючи електродні потенціали відповідних систем можливо визначити напрямок протікання реакції від більшого к меньшому електродному потенціалу. Як і при інших самодовільних процесах, реакція, що протікає в гальванічному елементі, супроводжується зменьшенням енергії Гіббса.

3. АКУМУЛЯТОРИ

Гальванічні елементи оборотної та багаторазової дії називають акумуляторами. Вони здатні при розряджанні перетворювати накопичену хімічну енергію на електричну (як гальванічний елемент), а при заряджанні електричну - на хімічну (як електролізер). Найбільше застосування мають свинцевий (кислотний) та лужні акумулятори. Свинцевий акумулятор складається з свинцево-стибієвих перфорованих пластинок. Отвори пластинок заповнюють пастою PbO i 2PbO · PbO2. Електролітом служить 35 % розчин сульфатної кислоти.

Розглянемо принцип дії свинцевого акумулятора, схему якого можна записати так:

А(-)Рb/Н2SO4/PbO2(+)K.

Рис.2 . Схема роботи свинцевого акумулятора при заряджанні та розряджанні

Під час заряджання, коли через акумулятор пропускають постійний електричний струм, на електродах відбуваються такі електрохімічні процеси (рис. 2):

На катоді (-):

PbSO4 + 2е > Pb + SO42-.

На аноді (+):

PbSO4 + 2Н2О - 2е > РbО2 + 4Н+ + SO42-.

Під час розряджання акумулятора на електродах відбуваються протилежні процеси (рис. 2):

На аноді (-):

Pb + SO42- - 2е > PbSO4. ц° = 0,36 В.

На катоді (+):

РЬО2 + 4Н+ + SO42-+ 2е > PbSO4 + 2Н2О. ц°= 1,68 В.

Загальне рівняння реакції роботи свинцевого акумулятора має вигляд розряджання

Pb + 2H2SO4 + РbO2 ? 2 PbSO4 + 2H2O.

ЕРС акумулятора E° = ц°кат - ц°ан = 1,68 - (- 0,36) = 2,04 В.

В лужних акумуляторах отвори залізних пластинок заповнені Ni2O3 H2O (або Ni(OH)3) у суміші з порошком графіту та порошком відновленого заліза. Заряджання й розряджання лужного залізо-нікелевого акумулятора відбувається за схемою розряджання

Fe + 2Ni(OH)3 ? Fe(OH)2 + 2Ni(OH)2.

Напруга цього акумулятора при його розряджанні становить близько 1,3 В.

4. ПАЛИВНІ ЕЛЕМЕНТИ

Паливні елементи - нові джерела електричного струму. В них електричний струм виникає в результаті хімічної взаємодії горючих речовин (водню, бензину, природного газу, коксу тощо) з окисниками (кисень, повітря, хлор), які безперервно подаються ззовні до електродів, а продукти реакції безперервно відводяться.

Прикладом може бути воднево-кисневий елемент, який складається з дрібнопористих вугільних або нікелевих електродів, занурених у лужний розчин електроліту:

А(-) (Ni)H2/KOH/O2(Ni) (+)K

А: 2Н2 + 4ОН- - 4е = 4Н2О

К: О2 + 2Н2О + 4е = 4OH-

2Н2 + O2 = 2Н2O .

Водень дифундує крізь пористий електрод з каталізаторами (Pt, Pd), кисень - крізь другий електрод зі змішаними каталізаторами (Co і Аl або Fe, Mn і Ag). Воднево-кисневі елементи генерують струм 500...700 мА на 1 см2 активної поверхні електродів при напрузі близько 1 В та ККД 60...70 %.

5. ЕЛЕКТРОЛІЗ

Електроліз - сукупність окисно-відновних процесів, що протікають на поверхні електродів при проходженні постійного електричного струму через розплав чи розчин електроліту. Електрод, на якому при електролізі відбувається відновлення, називається катодом, на якому здійснюється процес окиснення, - анодом. На електроліз впливає матеріал електродів і склад електроліту. Тому необхідно розглядати окремо процеси електролізу розплавів і розчинів, а також процеси електролізу з інертним і розчинним анодами.

Інертні аноди виготовляють із платини, іридію або їх сплавів, а також із графіту або вугілля. У процесі електролізу вони не розчиняються. Найпростішим прикладом є електроліз розплаву натрій хлориду:

NaCl ? Na+ + Cl-

(-) на катоді:

Na+ + з = Na;

(+) на аноді:

2Cl- - 2з = Cl2

Якщо система містить різні окисники, то на катоді будуть відновлюватися більш активні з них, тобто з найбільшим електродним потенціалом.

При цьому на катоді можливі три випадки:

1. Першими на катоді відновлюються окисники, у яких електродні потенціали вищі, ніж потенціал водневого електрода. Це, наприклад, йони Au+, Ag+, Cu2+, йони платинових металів. Відновлення відбувається за схемою:

Mez+ + zз = Me.

2. На катоді йде розрядка катіонів металів, потенціал яких нижчий, ніж у водневого електрода, але виший, ніж у алюмінієвого (від Mn2+ до Sn2+). Одночасно з ними можливе відновлення йонів Гідрогену (в кислому середовищі):

2Н+ + 2з = Н2

і відновлення молекул води (в нейтральному і лужному середовищі):

2Н2О + 2з = 2ОН- + Н2

3. Катіони металів, у яких потенціали нижчі, ніж у алюмінію (від Li+ до Al3+) із водних розчинів на катоді не відновлюються. Замість них відновлюються молекули води:

2Н2О + 2з = 2ОН- + Н2.

Характер реакцій на аноді залежить від присутності води, pH середовища і матеріалу анода.

У водних розчинах електролітів на інертному аноді спочатку окиснюються найбільш сильні відновники, тобто речовини з найбільш негативним потенціалом, наприклад, сульфід-йон, галогенід-йони та ін. Потім у лужному середовищі окиснюються гідроксид-йони:

4ОН- = О2 + 2Н2О + 4з ц0 = 0,401 В;

у кислому або нейтральному середовищі окиснюються молекули води, якщо в розчині є оксигенвмісні аніони

SO42-, NO3-, ClO3-, PO43-:

2H2O = O2 + 4H+ + 4з ц0 = 1,228 B.

Послідовність окиснення аніонів і молекул на інертному аноді можна показати у вигляді такого ряду:

При проведенні електролізу з активним анодом матеріал аноду розчиняється:

Me = Mez+ + zз.

Кількісно процеси електролізу визначаються законом Фарадея: маса електроліту, що піддалася перетворенню при електролізі, а також маси речовин, що утворяться на електродах, прямо пропорційні кількості електрики, що пройшла через розчин чи розплав електроліту, і молярним масам еквівалентів відповідних речовин. Закон Фарадея виражається наступним рівнянням:

m = ME I t / F,

де m - маса речовини, що утворилась чи піддалася перетворенню, г; ME - його молярна маса еквівалентів, г/моль; I - сила струму, А; t - час, с; F - стала Фарадея (96485 Кл/моль), тобто кількість електрики (Q = I · t ), яка необхідна для здійснення електрохімічного перетворення одного моля еквівалентів речовини.

6. КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ. МЕТОДИ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ

Корозія - це окисно-відновний процес руйнування металів у результаті їх фізико-хімічної взаємодії з навколишнім середовищем, який протікає самовільно. Залежно від природи хімічних процесів, які лежать в основі руйнування металу, розрізняють такі типи корозії: хімічну, електрохімічну і електрокорозію.

Хімічна корозія проходить у відсутності електроліту під дією навколишнього середовища, температури. Вона поділяється на газову, високотемпературну і корозію в неводних середовищах.

Високотемпературна корозія - це взаємодія металу з киснем при високих температурах. Хімічна спорідненість металів з киснем з підвищенням температури зростає. Тому, чим вища температура, тим інтенсивніше протікає високотемпературна корозія. При цьому на поверхні металу утворюються оксидні плівки. Залежно від природи металу, його структури, складу й умов корозії можуть утворюватися щільні й крихкі плівки.

Щільні плівки оксидів захищають метал від його подальшого руйнування. Внаслідок утворення щільних плівок такі активні метали (Zn, Al, Ni, Cr) досить добре протистоять корозії. Пористі плівки (FeO, Fe2O3) не перешкоджають проникненню кисню до металу, тому не мають захисних властивостей.

Газова корозія виникає при контакті металу з повітрям, у якому є пари води та інші гази. При цьому можуть протікати такі процеси:

Корозія в неводних середовищах часто зустрічається під час експлуатації хімічного устаткування, зберігання різноманітних агресивних речовин (безводних кислот, лугів, органічних речовин). Суть корозії цього виду полягає у протіканні звичайних гетерогенних хімічних реакцій між речовиною і металом.

Електрохімічна корозія - окисно-відновні процеси, які проходять у присутності електроліту і виникають внаслідок різниці електродних потенціалів між різними за активністю металами за рахунок виникнення великої кількості мікроскопічних гальванічних пар. Процес корозії супроводжується переміщенням електронів від більш активного металу (анод) до менш активного (катод) і призводить до руйнування більш активного металу.

Електрохімічна корозія спостерігається також, коли на поверхні одного і того самого металу є ділянки, які відрізняються за своїми хімічними і фізичними властивостями.

Розрізняють корозію з водневою і кисневою деполяризацією.

Воднева деполяризація 2H+ + 2з = H2 переважно спостерігається в кислому середовищі (pH < 7).

Поширеною є корозія з кисневою деполяризацією. У нейтральних і лужних розчинах (pH ? 7) на катоді відбувається такий процес:

О2 + 4з + 2Н2О = 4ОН-.

Залежно від середовища, в якому відбувається електрохімічна корозія, розрізняють атмосферну корозію, корозію в електролітах і ґрунтову корозію. Найпоширенішою є атмосферна корозія, тому розглянемо її на прикладі корозії сталі.

Зерна цементиту, які містяться у звичайній сталі, зумовлюють появу на її поверхні мікрогальванічних елементів:

Fe|H2O(O2)|Fe3C

в яких залізо є анодом, а катодом - Fe3C. Хімізм корозійного процесу:

Анодний процес:

Fe0 - 2з = Fe2+

Катодний процес:

O2 + 4з + 2 H2O = 4OH-

Йони Fe2+ утворюють з гідроксид-йонами первинний продукт корозії Fe(OH)2:

Fe2++ 2OH- = Fe(OH)2,

який під впливом кисню повітря переходить в Fe(OH)3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

За характером пошкодження металів розрізняють суцільну і місцеву корозії. Суцільна - руйнування охоплює всю поверхню металу, місцева - пошкодження мають локальний характер.

Корозія металів завдає великої шкоди, тому це визначає важливість заходів, спрямованих на захист металів від корозії.

Методи захисту металів від корозії можна поділити на групи:

1) ізоляція металу від впливу корозійного середовища;

2) зміна властивостей корозійного середовища;

3) електрохімічні методи захисту.

До першої групи належить:

1) нанесення ізолюючих плівок на поверхні металів за допомогою лаків, фарб, мастил, полімерів;

2) створення на поверхні металу хімічним методом тонкої щільної плівки. Таку плівку можна створити так:

а) обробкою поверхні металу розчином ортофосфатної кислоти - фосфатуванням;

б) високотемпературною обробкою металів в присутності окисників (кисень, оксиди Нітрогену) - пасивуванням;

3) нанесення металічних покрить:

а) анодне - покриття більш активними металами. У випадку його пошкодження кородує покриття, яке захищає при цьому метал від корозії;

б) катодне - покриття менш активними металами. Воно захищає метали від корозії, поки не ушкоджена захисна плівка. У випадку її руйнування відбувається корозія металу, який захищають.

1. Суть другої групи методів полягає у додаванні інгібіторів (сповільнювачів корозії). Їх вводять у робоче середовище або наносять на метал.

2. Електрохімічні методи використовуються для захисту від корозії великих металоконструкцій, які знаходяться в агресивному середовищі (вологому ґрунті, річковій і морській воді). Їх сутність полягає у створенні гальванічної пари, в якій конструкція, яку захищають, є катодом. Практично використовують дві різновидності електрохімічних методів захисту: протекторний та катодний.

Протекторний захист. Об'єкт, який підлягає захисту і знаходиться в агресивному середовищі, з'єднують з більш активним металом, який має більш електронегативний потенціал. Прикладом такого захисту може бути приєднання до днища корабля бруска цинку. При цьому утворюється гальванічний елемент, у якому більш активний метал (у даному випадку цинк) розчиняється, а електрони, що утворюються, переходять на об'єкт, який захищають, і створюють на ньому негативний потенціал, що запобігає його руйнуванню.

Катодний захист полягає у підключенні до об'єкту, який захищають (металоконструкції, трубопроводу), негативного полюсу зовнішнього джерела постійного електричного струму. Позитивний полюс джерела струму приєднують до залізного лому, який знаходиться в ґрунті. Напруга джерела струму на 10-15 % вища за потенціал матеріалу металоконструкції. Негативний потенціал перешкоджає руйнуванню об'єкта, який захищають.

Для поліпшення властивостей металів, у тому числі і для забезпечення їхньої корозійної стійкості, до складу сплавів вводять різні речовини - легуючі добавки. Так, корозійну стійкість сталі можна підвищити введенням хрому, нікелю, молібдену.

Приклади розв'язання типових задач

Приклад 1. Скласти рівняння напівреакцій окиснення та відновлення для реакцій і визначити, у яких випадках Гідроген є окисником, а у яких - відновником:

а) 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

б) 2H2 + O2 = 2H2O;

в) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Розв'язання

а) 1) Визначаємо ступінь окиснення атому Гідрогену і атомів, що змінили ступінь окиснення:

.

2) Запишемо рівняння напівреакцій:

- процес окиснення;

- процес відновлення.

Йон - є окисником у цій реакції.

б) 1) Визначаємо ступені окиснення елементів:

.

2) Запишемо рівняння напівреакцій:

- процес окиснення.

- процес відновлення.

Водень у цій реакції є відновником.

в) 1) Визначаємо ступені окиснення елементів:

.

2) Запишемо рівняння напівреакцій:

- процес окиснення.

- процес відновлення.

Йон - є окисником у цій реакції.

Приклад 2. Розставте коефіцієнти у окисно-відновній реакції методом електронного балансу. Вкажіть процеси окиснення та відновлення, окисник та відновник

Zn + HNO3(розведена) = Zn(NO3)2 + N2O + H2O.

Розв'язання

1. Визначаємо ступені окиснення у елементів:

.

2. Запишемо рівняння напівреакцій для елементів, що змінили ступені окиснення (це Цинк і Нітроген):

- процес окиснення (віддача електронів);

- процес відновлення (приєднання електронів).

3. Зрівнюємо кількість відданих та приєднаних електронів.

4 1 2 . Відданих електронів: 4 ? 2з = 8з.

1 4 8 . Приєднаних електронів: 1? 8з = 8з.

4. Розставляємо коефіцієнти у рівнянні реакції:

4Zn + 10HNO3(розведена) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O.

а) 4 ставимо перед ;

б) зрівнюємо кількість атомів Zn: 4 ставимо перед Zn(NO3)2;

в) 1 треба поставити перед HNO3, але в цій реакції частина змінює ступінь окиснення до , а друга - не змінює. Тому 1 ставимо перед N2O у правій частині рівняння.

г) Кількість атомів Нітрогену у правій частині рівняння 4 ? 2 + 2 = 10, тому перед HNO3 ставимо коефіцієнт 10.

д) Кількість атомів Гідрогену у лівій частині рівняння 10, а у правій 2, тому перед H2O ставимо коефіцієнт 5.

е) Якщо коефіцієнти підібрані вірно, то кількість атомів Оксигену у лівій і правій частинах рівняннях повинна співпадати. У цьому рівнянні: 30 = 24 + 1 + 5 = 30.

Приклад 3. Гальванічний елемент складається з металічного цинку, який занурений у розчин з молярною концентрацією цинк нітрату 0,1 моль/л, і металічного срібла, що занурений у розчин з молярною концентрацією аргентум нітрату 0,02 моль/л. Обчисліть ЕРС елементу, напишіть рівняння електродних процесів, складіть схему елементу.

Розв'язання

1. Обчислюємо електродні потенціали за формулою Нернста (значення стандартних електродних потенціалів систем Zn2+/Zn (-0,763 B) i Ag+/Ag (0,799 B) знаходимо із додатку 1):

2. Обчислюємо ЕРС елементу:

Е =- = 0,699 - (-0,793) = 1,492 В.

3. Оскільки > , то на срібному електроді відбувається відновлення, тобто він є катодом: Ag+ + з = Ag .

На цинковому електроді відбувається процес окиснення, тобто він є анодом: Zn - 2з = Zn2+.

Схема цього гальванічного елементу має вигляд:

(-) Zn¦Zn(NО3)2 ¦AgNО3 ¦Ag (+)

0,01 моль/л 0,02 моль/л

Приклад 4. Обчисліть потенціал срібного електроду в насиченому розчині AgBr (ДР = 6 • 10-13), який містить, крім того, 0,01 моль/л калій броміду. окиснення струм гальванічний електроліз

Розв'язання

1. Оскільки калій бромід - сильний електроліт, він повністю дисоціює, с(Br-) = 0,01 моль/л. Розрахуємо концентрацію йонів Аргентуму:

с(Ag+) = моль/л.

2. Обчислюємо потенціал срібного електроду за формулою Нернста. Значення стандартного електродного потенціалу системи Ag+/Ag (0,799 B) знаходимо із додатку 1:

+ 0,059lg c(Ag+) = 0,799 + 0,059lg 6·10-11= 0,196 В.

Відповідь: потенціал срібного електроду 0,196 В.

Приклад 5. Обчисліть ЕРС концентраційного гальванічного елементу:

(-) Ag ¦ AgNО3 ¦ AgNО3 ¦ Ag (+)

0,001 моль/л 0,01 моль/л

В якому напрямку будуть рухатися електрони у зовнішньому ланцюгу при роботі цього елементу?

Розв'язання

1. Обчислюємо електродні потенціали лівого електроду ц1 і правого - ц2. Стандартний електродний потенціал системи Ag+/Ag (0,799 B) знаходимо із додатку 1:

В.

В.

2. Обчислюємо електрорушійну силу (Е) елементу:

Е = ц2 - ц1 = 0,681 - 0,622 = 0,059 В.

Оскільки ц1 < ц2, то лівий електрод буде негативним полюсом і електрони будуть рухатись в зовнішньому ланцюзі від лівого електроду до правого.

Приклад 6. Як відбувається електроліз водного розчину К2SО4 з інертним анодом?

Розв'язання

Електродний потенціал калію дорівнює (- 2,92 В), він значно більш негативний, ніж потенціал водневого електрода в нейтральному середовищі (- 0,41 В). Отже, на катоді будуть відновлюватися не йони Калію К+, а йони Гідрогену з води. Катодний процес: 2Н2О + 2з = 2ОН- + Н2

Оксигенвмісні аніони () при електролізі водних розчинів не окиснюються. На аноді відбувається окиснення води. Анодний процес: 2H2O - 4з = O2 + 4H+

У цьому випадку відбувається електроліз води. Вода відновлюється на катоді до Н2 і окиснюється на аноді до О2.

Приклад 7. Складіть схему електролізу розчину СuСl2 з інертними електродами.

Розв'язання

На катоді відновлюються йони Купруму Сu2+ до вільної міді, на аноді окиснення йонів Хлору до молекули хлору.

Приклад 8. Які процеси відбуваються при корозії лудженого і оцинкованого заліза при руйнуванні цілісності покриття в кислому і нейтральному середовищі?

Розв'язання

При руйнуванні цілісності покриття утворюються коротко замкнуті гальванічні елементи відповідно: залізо-олово, залізо-цинк. Стандартні електродні потенціали заліза, олова та цинку дорівнюють (додаток 1): ц0(Fe) = - 0,440 В; ц0(Sn) = - 0,136 В; ц0 (Zn) = - 0,763 В.

У парі залізо-олово негативним полюсом елементу є залізо, у парі залізо-цинк негативним полюсом є цинк. Тому у парі Fe - Sn електрони від заліза переходять до олова, а у парі Fe - Zn - від цинку до заліза.

У першому випадку залізо окиснюється і являється анодом:

А(-) Fe - 2з = .

Покриття при порушенні його цілісності не захищає залізо від корозії, а прискорює процес корозії унаслідок утворення коротко замкненого елементу. Оскільки площина анодної ділянки невелика, густина струму і швидкість анодного процесу велика.

У парі Fe - Zn електрони від цинку переходять до заліза. Цинк окиснюється і служить анодом:

А(-) Zn - 2з = .

Електрони, які перейшли від цинку до заліза, утворюють на поверхні заліза електронний бар'єр, який перешкоджає окисненню заліза. Цинкове (анодне) покриття захищає залізо від корозії навіть при руйнуванні його цілісності. Катодні процеси:

у кислому середовищі:

К(+) ;

у нейтральному середовищі:

К(+) O2 + 2H2O + 4з = 4ОH-.

Приклад 9. Електроліз розчину сульфатної кислоти проводили 1,5 години при силі струму 6 А. Обчисліть масу води, що розклалася, і об'єм кисню та водню (н.у.).

Розв'язання

Масу води, що розклалась, знаходимо із рівняння закону Фарадея:

m = ME I t / F

При обчислені об'ємів газів представимо рівняння закону Фарадея у вигляді:

V = VE I t / F,

де V - об'єм газу, л; VE - молярний об'єм еквівалентів, л/моль.

Оскільки за нормальних умов молярний об'єм еквівалентів водню дорівнює 11,2 л/моль, а кисню - 5,6 л/моль і вважаючи, що 1,5 години = 5400 секунд, ME(H2O) = 9 г/моль, обчислюємо:

1) г; 2)л;

3) л.

Відповідь: маса води, що розклалась, 3,02 г; об'єм кисню 1,88 л; об'єм водню 3,76 л.

Варіанти завдань для самостійної роботи

№ варіанту	Задачі та вправи
1	1	31	61	91	121	151
2	2	32	62	92	122	152
3	3	33	63	93	123	153
4	4	34	64	94	124	154
5	5	35	65	95	125	155
6	6	36	66	96	126	156
7	7	37	67	97	127	157
8	8	38	68	98	128	158
9	9	39	69	99	129	159
10	10	40	70	100	130	160
11	11	41	71	101	131	161
12	12	42	72	102	132	162
13	13	43	73	103	133	163
14	14	44	74	104	134	164
15	15	45	75	105	135	165
16	16	46	76	106	136	166
17	17	47	77	107	137	167
18	18	48	78	108	138	168
19	19	49	79	109	139	169
20	20	50	80	110	140	170
21	21	51	81	111	141	171
22	22	52	82	112	142	172
23	23	53	83	113	143	173
24	24	54	84	114	144	174
25	25	55	85	115	145	175
26	26	56	86	116	146	176
27	27	57	87	117	147	177
28	28	58	88	118	148	178
29	29	59	89	119	149	179
30	30	60	90	120	150	180

7. КОНТРОЛЬНІ ІНДИВІДУАЛЬНІ ЗАВДАННЯ

1-30. Визначте ступінь окиснення елементів. Розставте коефіцієнти в окисно-відновних реакціях методом електронного балансу. Вкажіть процеси окиснення та відновлення, окисник та відновник. Вкажіть тип окисно-відновної реакції. 31-60.

1) З вказаних металів запропонуйте гальванічний елемент з максимальною ЕРС.

2) Запишіть процеси, які відбуваються на електродах.

3) Обчисліть значення ЕРС за стандартних умов.

4) Обчисліть значення ЕРС при умові, якщо анод занурений у розчин з молярною концентрацією солі 0,01 моль/л, а катод - у розчин з молярною концентрацією солі 0,001 моль/л.

61-90. Складіть схеми електролізу з інертними електродами водних розчинів:

91. Якої сили повинен бути струм, щоб електролізом з розчину AgNO3 виділити срібло масою 3,18 г за 10 хвилин? Запишіть електродні процеси.

92. Струм силою 1,5 А протягом 2 годин 35 хвилин зумовив виділення на катоді (при 100 %-му виході за струмом) 12,5 г металу. Обчисліть молярну масу його еквівалентів.

93. За 10 хвилин із розчину солі струм силою 5 А виділив 1,517 г платини. Визначте молярну масу еквівалентів металу.

94. При електролізі водного розчину Cr2(SO4)3 струмом силою 4 А маса катода збільшилась на 10 г. Протягом якого часу проводили електроліз?

95. При проходженні через розчин солі трьохвалентного металу струму силою 1,5 А протягом 40 хвилин на катоді виділилося 1,071 г металу. Обчисліть атомну масу металу.

96. Обчисліть еквівалентну масу кадмію, якщо для виділення 1 г металу з розчину його солі треба пропустити через розчин 1717 Кл електрики.

97. Чому дорівнює маса алюмінію, одержаного за одну годину внаслідок електролізу розплаву AlCl3 струмом 10 мА? Запишіть процеси, що відбуваються на електродах.

98. Для покриття металевої пластинки треба 19,15 г золота. Яка маса AuCl3 і скільки електрики в кулонах для цього потрібно? Запишіть процеси, що відбуваються на електродах.

99. Якої сили повинен бути струм, щоб електролізом з розчину AgNO3 виділити срібло масою 1,08 г за 6 хвилин? Запишіть електродні процеси.

100. Струм силою 2 А протягом 1 години 28 хвилин зумовив виділення на катоді (при 100 %-му виході за струмом) 6,5 г металу. Обчисліть молярну масу його еквівалентів.

101. Електроліз розчину K2SO4 проводили 3 години при силі струму 5 А. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах. Яка маса води при цьому розклалася і чому дорівнює об'єм газів (н.у.), які утворилися на катоді й аноді?

102. При електролізі солі деякого металу протягом 1,5 години при силі струму 1,8 А на катоді виділилося 1,75 г цього металу. Обчисліть молярну масу еквівалентів металу.

103. При електролізі розчину CuSO4 на аноді виділилося 168 мл газу (н.у.) Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах і обчисліть, яка маса міді виділилась на катоді.

104. Електроліз розчину Na2SO4 проводили протягом 5 годин при силі струму 7 А. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах. Яка маса води при цьому розклалася і чому дорівнює об'єм газів (н.у.), які утворились на катоді й аноді?

105. Електроліз розчину аргентум нітрату проводили 4 години при силі струму 2 А. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах. Обчисліть масу срібла і об'єм газу (н.у.), що виділився на аноді?

106. Електроліз розчину сульфату деякого металу проводили 45 хв. при силі струму 6 А, в результаті чого на катоді виділилося 5,49 г металу. Обчисліть молярну масу еквівалентів металу.

107. Наскільки зменшиться маса срібного анода, якщо електроліз розчину АgNО3 проводити при силі струму 2 А протягом 38 хв. 20 с? Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на графітових електродах.

108. Електроліз розчину цинк сульфату проводили протягом 5 годин, у результаті чого виділилося 6 л кисню (н.у.). Складіть рівняння електродних процесів і обчисліть силу струму.

109. Електроліз розчину купрум(ІІ) сульфату з мідним анодом проводили протягом 4 годин при силі струму 50 А. При цьому виділилося 224 г міді. Обчисліть вихід по струму (відношення маси речовини, що виділилась, до теоретично можливого). Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на мідному і вугільному анодах.

110. Електроліз розчину натрій йодиду проводили при силі струму 6 А на протязі 2,5 годин. Складіть електронні рівняння процесів на катоді й аноді?

111. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на вугільних електродах при електролізі розчину AgNO3. Якщо електроліз проводити зі срібним анодом, то його маса зменшується на 5,4 г. Визначте витрату електрики при цьому.

112. Електроліз розчину CuSO4 проводили протягом 15 хв. при силі струму 2,5 А. Виділилося 0,72 г міді. Обчисліть вихід по струму (відношення маси речовини, що виділилась, до теоретично можливої). Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на вугільних електродах.

113. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на графітових електродах при електролізі розплавів і водяних розчинів NaCl і КОН. Скільки літрів (н.у.) газу виділиться на аноді при електролізі калій гідроксиду, якщо електроліз проводити протягом 30 хв. при силі струму 0,5 А?

114. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на графітових електродах при електролізі розчину калій броміду. Яка маса речовин виділяється на катоді і аноді, якщо електроліз проводити протягом 1 години 35 хв. при силі струму 15 А?

115. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на вугільних електродах при електролізі розчину купрум(ІІ) хлориду. Обчисліть масу міді, що виділилася на катоді, якщо на аноді виділилося 560 мл газу (н.у.).

116. При електролізі солі трьохвалентного металу при силі струму 1,5 А протягом 30 хв. на катоді виділилось 1,071 г металу. Обчисліть атомну масу металу.

117. Який метал і який газ можуть бути отримані при електролізі розплаву суміші солей калій хлориду і ферум(ІІІ) хлориду з вугільним анодом? За який час можна отримати 2 г металу при силі струму 2 А? Який об'єм газу виділиться за цей час? Запишіть рівняння електродних процесів (н.у.).

118. За який час можна отримати 2 г металу при електролізі водного розчину манган(ІІ) сульфату з вугільним анодом при силі струму 1 А? Який газ і в якому об'ємі виділиться за цей час? Запишіть рівняння електродних процесів (н.у.).

119. Обчисліть силу струму, при якій треба провести електроліз водного розчину калій гідроксиду, щоб протягом 1 години отримати 2 л кисню (н.у.). Обчисліть масу речовини, яка утвориться на катоді. Запишіть рівняння електродних процесів.

120. Протягом якого часу можливо отримати 10 г міді при електролізі водного розчину купрум(ІІ) хлориду, якщо пропускати через нього струм силою 2 А? Запишіть рівняння електродних процесів.

121. Які процеси протікають при корозії з'єднаних залізної і мідної пластинок, які занурені у морську воду (нейтральне середовище)?

122. Які процеси протікають при корозії мідної пластинки, яка вкрита сріблом, при руйнуванні цілісності покриття в нейтральному середовищі?

123. У чому сутність анодного захисту від корозії? Що таке захисна густина анодного струму? Які процеси протікають на електродах при анодному захисту титану в розчині сульфатної кислоти?

124. Які процеси протікають при корозії мідного дроту, який вкритий оловом, при руйнуванні цілісності покриття в розчині хлоридної кислоти?

125. Яку роль відіграють йони Хлору при корозії алюмінієвого дроту в розчині купрум(ІІ) сульфату? Зобразіть схему короткозамкнутих гальванічних елементів і запишіть рівняння процесів, які протікають на анодних та катодних ділянках при корозії алюмінієвого дроту в цих умовах.

126. Які процеси протікають при корозії залізної пластинки, яка вкрита марганцем при руйнуванні цілісності покриття в лужному середовищі?

127. Які процеси протікають при корозії стальної пластинки, яка вкрита міддю, в нейтральному середовищі при руйнуванні цілісності покриття? За яких умов і чому буде більша швидкість корозія: а) в тонкій плівці вологи, б) в об'ємі розчину?

128. Як відбувається атмосферна корозія лудженого й оцинкованого заліза при порушенні покриття? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

129. Мідь не витісняє водень з розведених кислот. Чому? Однак, якщо до мідної пластинки, яка занурена в кислоту, доторкнутися цинковою, то на міді починається бурхливе виділення водню. Дайте цьому пояснення, склавши електронні рівняння анодного і катодного процесів. Напишіть рівняння хімічної реакції, що протікає.

129. Як відбувається атмосферна корозія лудженого заліза і лудженої міді при порушенні покриття? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

130. Якщо пластинку з чистого цинку опустити в розведену кислоту, то виділення водню, що починається, незабаром майже припиняється. Однак при дотику до цинку мідною паличкою на останній починається бурхливе виділення водню. Дайте цьому пояснення, склавши електронні рівняння анодного і катодного процесів. Напишіть рівняння хімічної реакції, що протікає.

131. У чому сутність протекторного захисту металів від корозії? Приведіть приклад протекторного захисту заліза в електроліті, що містить розчинений кисень. Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

132. Залізний виріб покрили нікелем. Яке це покриття - анодне чи катодне? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів корозії цього виробу при порушенні покриття у вологому повітрі та у хлоридній кислоті. Які продукти корозії утворяться в першому і в другому випадках?

133. Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів з кисневою і водневою деполяризацією при корозії пари магній - нікель. Які продукти корозії утворяться в першому і в другому випадках?

134. У розчин хлоридної кислоти помістили цинкову пластинку і цинкову пластинку, яка частково вкрита міддю. У якому випадку процес корозії цинку відбувається інтенсивніше? Відповідь мотивуйте, склавши електронні рівняння відповідних процесів.

135. Чому хімічно чисте залізо більш стійке проти корозії, ніж технічне залізо? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів, що відбуваються при корозії технічного заліза у вологому повітрі й у кислому середовищі.

136. Яке покриття металу називається анодним і яке - катодним? Вкажіть кілька металів, що можуть служити для анодного і катодного покриття заліза. Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів, які відбуваються при корозії заліза, яке вкрите міддю, у вологому повітрі й у кислому середовищі.

137. Залізний виріб покрили кадмієм. Яке це покриття -анодне чи катодне? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів корозії цього виробу при порушенні покриття у вологому повітрі й у хлоридній кислоті. Які продукти корозії утворяться в першому і в другому випадках.

138. Залізний виріб покрили свинцем. Яке це покриття - анодне чи катодне? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів корозії цього виробу при порушенні покриття у вологому повітрі й у сульфатній кислоті. Які продукти корозії утворяться в першому і в другому випадках?

139. Дві залізні пластинки, частково покриті одна оловом, інша міддю, знаходяться у вологому повітрі. На якій з цих пластинок швидше утвориться іржа? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів корозії цих пластинок. Який склад продуктів корозії заліза?

140. Який метал слід вибрати для протекторного захисту від корозії свинцевої оболонки кабелю: цинк, магній чи хром? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів атмосферної корозії. Який склад продуктів корозії?

141. Якщо занурити в розведену сульфатну кислоту пластинку з чистого заліза, то виділення на ній водню йде повільно і згодом майже припиняється. Але, якщо цинковою пластинкою доторкнутися до залізної пластинки, то на останній починається бурхливе виділення водню. Чому? Який метал при цьому розчиняється? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

142. Цинкову і залізну пластинки занурили в розчин купрум (ІІ) сульфату. Складіть електронні і йонно-молекулярні рівняння реакцій, що відбуваються на кожній з цих пластинок. Які процеси будуть проходити на пластинках, якщо зовнішні кінці їх з'єднати провідником?

143. Як впливає рН середовища на швидкість корозії заліза і цинку? Чому? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів атмосферної корозії цих металів.

145. У розчин електроліту, що містить розчинений кисень, опустили цинкову пластинку і цинкову пластинку, яка частково покрита міддю. У якому випадку процес корозії цинку проходить інтенсивніше? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

146. Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів з кисневою і водневою деполяризацією при корозії пари алюміній - залізо. Які продукти корозії утворяться в першому і в другому випадках?

147. Як протікає атмосферна корозія заліза, яка вкрита шаром нікелю, якщо покриття порушене? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів. Який склад продуктів корозії?

148. Олово спаяне зі сріблом. Який з металів буде окиснюватися при корозії, якщо ця пара металів потрапить у лужне середовище? Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів.

149. Які процеси протікають при корозії залізної пластинки, яка вкрита нікелем, при руйнуванні цілісності покриття в лужному середовищі?

150. Які процеси протікають при корозії мідного дроту, який вкритий золотом, при руйнуванні цілісності покриття в розчині хлоридної кислоти?

151-180. Визначте напрямок самодовільного перебігу реакції за стандартних умов:

№	Реакції
151	FeCl3 + Hg > HgCl2 + FeCl2
152	KMnO4 + KOH > K2MnO4 + O2 + H2O
153	H2S + K2Cr2O7 + H2SO4> S + Cr2(SO4)3+ K2SO4 + H2O
154	2HIO3 + 5H2О2 > I2 + 6H2O + 5O2
155	I2 +5H2O2 > 2HIO3 + 4H2О
156	KClO3 + I2 + H2O > HIO3 + KCl
157	КОН + I2 > КI + КIO3 + Н2O
158	2NaCl + Fe2(SO4)3 > Cl2+ 2FeSO4 + Na2SO4
159	KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 > I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
160	KMnO4+ Ca(NO2)2 + H2SO4 > Ca(NO3)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
161	Fe2(SO4)3 + AsH3 > As + FeSO4 + H2SO4
162	2KMnO4 + Zn + H2SO4 > 2MnSO4 + ZnSO4+ K2SO4 + H2O
163	СгСl3 + Н2О2 + NaOH > Na2CrO4 + NaCI + Н2О
164	HNO3 + Cu > Cu(NO3)2 + NO + Н2O
165	H2S + HNO3 > S + NO2 + Н2O
166	HNO3 + Cu > Cu(NO3)2 + NO2 + Н2O
167	КIO3 + КI + Н2SО4 > I2 + K2SO4 + Н2О
168	I2 + 5H2O2 > 2HIO3 + 4H2О
169	H3PO4 + HI > H3PO3 + I2 + H2O
170	H3PO3 + SnCl2 + H2O > 2HCl + Sn + H3PO4
171	H3PO3 + 2AgNO3 + H2O > 2Ag + 2HNO3 + H3PO4
172	Cr2(SO4)3+ K2SO4+ Fe2(SO4)3 + Н2О > К2Сг2О7 + FeSO4 + H2SO4
173	H3PO3 + Pb(NO3)2 + H2O > Pb + 2HNO3 + H3PO4
174	SnCl4 + 2KI > SnCl2 + I2 + 2KCl
175	HgCl2 + 2FeCl2 > Hg + 2FeCl3
176	K2Cr2O7 + HCl > KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
177	FeSO4 + Na2SO4 + Cl2 > Fe2(SO4)3 + NaCl
178	SnCl4 + H2S > SnCl2 + S + 2HCl
179	MgI2 + H2O2 + H2SO4 > I2 + MgSO4 + H2O
180	HIO3 + HCl > I2 + Cl2 + Н2О

ЕКСПРЕС-ТЕСТИ

Тест № 1

1. Вкажіть ступінь окиснення Мангану у сполуці K2MnO4:

а) - 2; б) + 4; в) + 6; г) + 7.

2. Визначте відновник:

5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 = 5KNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O:

а) Mn+7; б) N+5; в) К+; г) N+3; д) О?

3. Визначте окисник:

5KI + 3H2SO4 + KIO3 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O:

а) Н+; б) К+; в) І-; г) S+6; д) І+5?

4. Вкажіть тип окисно-відновної реакції:

2KClO3 > 2KCl + 3O2

а) міжмолекулярного окиснення-відновлення;

б) внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення;

в) диспропорціонуванння .

5. Вкажіть процес окиснення:

а) S > S2-; б) CrO3 > Cr3+; в) О2- > О-; г) Н2 > 2Н-

Тест № 2

1. Вкажіть ступінь окиснення Хрому у сполуці K2CrO4:

а) + 5; б) - 4; в) + 4; г) + 6.

2. Визначте відновник:

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 4H2O + K2SO4

а) N+3; б) K+; в) Cr+6; г) S+6; д) H+?

3. Визначте окисник:

KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 +3H2O

а) K+; б) S+6; в) Mn+7; г) H+; д) S+4?

4. Вкажіть тип окисно-відновної реакції:

2HNO2 + H2S = 2NO + S + 2H2O

а) диспропорціонуванння ;

б) внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення;

в) міжмолекулярного окиснення-відновлення.

5. Вкажіть процес відновлення:

а) Мn2+> МnО42-; в) S > SO42-;

б) МnО4- > МnО42-; г) S2- > SO2.

Тест № 3

1. Вкажіть ступінь окиснення Нітрогену у сполуці (NH4)2Cr2O7:

а) + 2; б) - 3; в) - 4; г) + 5.

2. Визначте відновник:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

а) Zn; б) Cu+2; в) S+6; г) O-2; д) Cu+?

3. Визначте окисник:

5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 = 5KNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O

а) O-2; б) Mn+7; в) N+3; г) K+; д) S+6?

4. Вкажіть тип окисно-відновної реакції:

Cl2 + H2O = HCl + HClO

а) диспропорціонуванння ;

б) внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення;

в) міжмолекулярного окиснення-відновлення.

5. Вкажіть процес окиснення:

а) ВrО3- > Вr-; в) NH3 > N2;

б) PbО2 > Pb2+; г) HNО3 > N2.

Тест № 4

1. Вкажіть ступінь окиснення Хрому у сполуці (NH4)2Cr2O7

а) + 3; б) - 5; в) + 6; г) - 2.

2. Визначте відновник:

2KMnO4 +2NaOH +Na2SO3 = K2MnO4 +Na2MnO4 +Na2SO4 +H2O

а) Mn+7; б) K+; в) Na+; г) S+6; д) S+4?

3. Визначте окисник:

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 4H2O + K2SO4

а) K+; б) O-2; в) Cr+6; г) N+3; д) N+5?

4. Вкажіть тип окисно-відновної реакції:

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 +3H2O

а) диспропорціонуванння ;

б) внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення;

в) міжмолекулярного окиснення-відновлення.

5. Вкажіть процес відновлення:

а) HNO3 > NO2; б) C > CO;

в) Cr3+ > CrO42-; г) H2 > 2H+.

Тест № 5

1. Вкажіть ступінь окиснення Сульфуру у сполуці H2SO4:

а) + 1; б) + 6; в) - 7; г) + 2.

2. Визначте відновник:

2HNO2 + H2S = 2NO + S + 2H2O

а) S+6; б) S; в) S-2; г) N+3; д) H+?

3. Визначте окисник:

5KI + 3H2SO4 + KIO3 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

а) K+; б) I-; в) I+5; г) S+6; д) H+?

4. Вкажіть тип окисно-відновної реакції:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

а) самоокислення-самовідновле...