Тема 9. «Окислительно-восстановительные реакции»

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 6 из 15Следующая ⇒

9.1 Содержание программы Понятие окислительно-восстановительных реакций и степени окисления.Сущность теории окислительно-восстановительных реакций.Метод электронного баланса.Классификация окислительно-восстановительных реакций.Важнейшие окислители и восстановители.Направление окислительно-восстановительных реакций. Эквивалент окислителя и восстановителя.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать характер изменения окислительно-восстановительных свойств элементов и простых веществ в периодах и группах периодической системы; формулы веществ, являющихся сильными окислителями и восстановителями; примеры окислительно-восстановительных процессов в биологических объектах и применение в химической технологии. Студент должен уметь рассчитывать эквиваленты веществ в окислительно-восстановительных процессах; по степени окисления элемента в веществе предсказывать его окислительно-восстановительные свойств. Студент должен владеть навыками расчета степени окисления элемента по формуле его соединения и составления формулы по данным степеням окисления; написания уравнений электронного баланса для окислительно-восстановительной реакции и расстановки коэффициентов в уравнении реакции.

9.2 Методические рекомендации к теме

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все соединение состоит из ионов. В отличие от валентности степень окисления может быть положительной, или отрицательной и дробной. Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, низшая определяется вычитанием из номера группы 8 (кроме металлов). Для определения степени окисления элемента исходят из следующего: 1) степень окисления атомов в простых веществах (Н₂, О₂ и др.) равна нулю; 2) степень окисления элементов первой группы главной подгруппы равна +1, второй группы главной подгруппы +2, алюминия +3; 3) степень окисления кислорода во всех соединениях (кроме ОF₂ и пероксидах) равна -2; 4) степень окисления водорода равна +1 (исключение - гидриды СаН₂^-1);

5) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона. Пример 1. Определить степень окисления марганца в соединениях: MnO₂, HMnO₄, MnO₄^2-. Решение: зная степень окисления кислорода, равную -2 и водорода +1, и учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, подсчитываем степень окисления марганца. Обозначив ее за Х, составляем уравнение X +(-2)∙2 =О Х= 4 Mn⁺⁴O₂ (+1) + Х + (-2)·4 =О Х=+8 -1 X=7 H⁺Mn⁺⁷O₄ Х+(-2)·4= -2 Х= -2+8 X=6 Mn⁺⁶O₄^2- Для расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в растворах целесообразно использовать электронно-ионный метод. При этом процессы окисления и восстановления записываются для ионов или молекул того состава, который действительно отвечает существованию их в водном растворе с точки зрения электролитической диссоциации. Так, например, в растворах нет иона N⁺⁵, а есть ион NO₃^-, в котором степень окисления азота равна +5, нет Mn⁺⁷, а есть перманганат-ион MnO₄^-, где степень окисления марганца равна +7 и т.п. Следует заметить, в электронно-ионных уравнениях слабые электролиты следует записывать в молекулярном виде. Так, если в реакции участвует сероводород, то в растворе почти нет сульфид-ионов S^-2, а имеются в основном недиссоциированные молекулы Н₂S, где сера имеет степень окисления – 2. Кроме того, в состав реальных ионов или молекул наряду с атомами, меняющими свои степени окисления, входят атомы кислорода и водорода, поэтому в ионно-электронном методе электронные переходы дополняются уравниванием числа атомов кислорода и водорода, входящих в состав окисляемых и восстанавливаемых ионов или молекул. При этом в зависимости от характера среды (кислой, щелочной, нейтральной) базой для недостающих атомов являются соответственно ионы Н⁺,ОН^- или молекулы воды. Такое уравнивание легко проводить с помощью таблицы 12. Из таблицы видно, что «избыток» кислорода в левой части уравнения связывается либо в воду (кислая среда), либо в гидроксильные группы (нейтральная и щелочная). Дефицит же кислорода, напротив, возмещается из воды (кислая и нейтральная среда) и из удвоенного количества гидроксильных групп (щелочная среда).

Таблица 12 - Уравнивание числа атомов кислородав окислительно-восстановительных реакциях

Наиболее часто встречающиеся электронно-ионные переходы Азотная кислота HNO₃ NO₃^- + 1ē + 2H⁺ ® NO₂ + 2H₂O NO₃^- + 2ē + 2H⁺ ® NO₂^- + H₂O NO₃^- + 3ē + 4H⁺ ® NO + 2H₂O 2NO₃^- + 8ē + 10H⁺ ® N₂O + 5H₂O 2NO₃^- + 10ē + 12H⁺ ® N₂ + 6H₂O NO₃^- + 8ē + 9H⁺ ® NH₃ + 3H₂O

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать электрохимические свойства металлов, что такое электрические потенциалы и как они возникают, работу гальванических элементов. Студент должен уметь рассчитывать величины электродных потенциалов по уравнению Нернста, ЭДС гальванических элементов и определять по знаку ЭДС направление окислительно-восстановительной реакции. Студент должен владеть навыками составления схем гальванических элементов и электродных процессов. 10.2 Методические рекомендации к теме Раздел химии, который изучает процессы с участием заряженных частиц (ионов, электронов), называется электрохимией. В электрохимии электродом принято называть систему, которая состоит из токопроводящего материала (металла, графита и др.), по­груженного в раствор или расплав электролита. Величина электродного потенциала металла, погруженного в раствор, содержащий ион этого металла при температуре 25⁰С вычисляется по уравнению Нернста: где Е⁰- стандартный электродный потенциал, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, С – молярная концентрация ионов металла в растворе. Стандартные электродные потенциалы металлов, погруженных в раствор, содержащий 1 моль/л катионов металла, измерены при стандартных условиях по отношению к стандартному водородному электроду (величина которого условно принята равной нулю) и приведены в приложении 6. Величина Е⁰ характеризует силу окислителя и восстановителя: чем меньше величина Е⁰, тем сильнее выражены восстановительные свойства и наоборот, чем больше величина Е⁰, тем сильнее выражены окислительные свойства. Если два электрода (металла), соединенных проводником, погрузить в растворы электролитов, сообщающихся друг с другом через пористую перегородку, то во внешней цепи возникнет электрический ток в результате перемещения электронов. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом (с меньшим Е⁰), а электрод, на котором осуществляется восстановление, - катодом (с большим Е⁰). Такие химические источники электрического тока называются гальваническими элементами. Схема медно-цинкового гальванического элемента выглядит так: (–) Zn‌‌│Zn²⁺││ ‌‌‌‌‌‌Cu²⁺│Cu (+) На аноде происходит окисление цинка: Zn‌‌ - 2ē → Zn²⁺, а на катоде восстановление ионов меди: ‌‌‌‌‌‌Cu²⁺+ 2ē → Cu. Зная величины стандартных потенциалов можно определить ЭДС гальванического элемента, которая вычисляется по разности потенциалов окислителя (с большим Е⁰) и восстановителя (с меньшим Е⁰): ЭДС = Е⁰ _{окислителя} - Е⁰ _{восстановителя} (56) По величине ЭДС можно определять направление окислительно-восстановительных реакций: если ЭДС > 0 реакция возможна в данном направлении, если ЭДС < 0, то реакция в данном направлении невозможна. Примером гальванического элемента является автомобильный аккумулятор, в котором электролитом является раствор серной кислоты (H₂SO₄), активным веществом положительных пластин - двуокись свинца (PbO₂), отрицательных пластин - свинец (Pb).

Основные процессы, проходящие на электродах, описывают реакции:
1) на аноде: Pb + HSO₄^- → PbSO₄ + H⁺ + 2ē (разряд)
PbSO₄ + H⁺ + 2e^- → Pb + HSO₄^- (заряд) 2) на катоде: PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e^- → PbSO₄ + 2H₂O (разряд)
PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2ē (заряд) Суммарная реакция в свинцовом аккумуляторе имеет вид: PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + 2H₂O (разряд)
2PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ (заряд) Таким образом, при разряде свинцового аккумулятора на обоих электродах формируется малорастворимый сульфат свинца и происходит сильное разбавление серной кислоты.

10. 3 Примеры решения задач Задача 1. Вычислите электродный потенциал медного электрода, опущенного в 0,02М раствор сульфата меди (II). Решение: 1) Концентрация ионов меди в растворе равна концентрации соли С(Сu²⁺) =C(CuSO₄) = 0,02 моль/л, а в окислительно-восстановительном процессе участвуют 2 электрона: Сu²⁺ +2 ē → Cu 2) Из приложения 6 выписываем стандартный электродный потенциал меди: Е⁰(Сu²⁺/Cu) = 0,34 В 3) Электродный потенциал рассчитываем по уравнению Нернста (55):
Задача 2. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из серебряного электрода, погруженного в 0,01 М раствор нитрата серебра и марганцевого электрода, погруженного в 0,05 М раствор нитрата марганца. Приведите схему электродных процессов. Вычислите ЭДС. Решение: 1) Выписываем из приложения 6 величины стандартных электродных потенциалов: Е⁰(Ag⁺/Ag)=0,799 B, Е⁰(Mn²⁺/Mn)= –1,179 B. 2) Так как Е⁰(Ag⁺/Ag) > Е⁰(Mn²⁺/Mn), то на серебряном электроде будет протекать восстановление, т.е. он будет служить катодом: Ag²⁺ +2ē → Ag. На марганцевом электроде будет протекать окисление: Mn – 2ē → Mn²⁺, т.е. электрод будет анодом. 3) Составляем схему гальванического элемента: A (–) Mn|Mn²⁺ || Ag⁺ |Ag (+) K 4) Чтобы определить ЭДС элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы по уравнению Нернста (55):

Рассчитываем ЭДС по формуле 56: ЭДС = Е⁰(Ag⁺/Ag) - Е⁰(Mn²⁺/Mn)=0,681+1,217=1,898 В Задача 3. Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определите, возможна ли реакция 2I^- +NO₂^- + H₂O → I₂ + NO + 2OH^-? Решение: 1) Выписываем из приложения 6 значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов: Е⁰(I₂/2I^-)=0,536 B, Е⁰(NO₂^-/NO)= –0,46 B 2) Окислителем в реакции является нитрит-ион: NO₂^- + Н₂О +ē → NO + 2OH^-а восстановителем иодид-ионы: 2I^- – 2ē → I₂. Рассчитываем ЭДС по формуле 56: ЭДС = Е⁰(NO₂^-/NO)- Е⁰(I₂/2I^-)= –0,46 – 0,536 = - 0,996 В Так как ЭДС < 0 реакция невозможна в данном направлении.

10.4 Практическое занятие № 6 « Расчеты ЭДС гальванических элементов»

Цель: сравнение химической активности металлов, отработка навыков составления схем гальванических эле­ментов, расчеты потенциалов и ЭДС. Вопросы для обсуждения: 1. Что такое электрод? Чем характеризуются электроды? 2. Что такое ряд стандартных электродных потенциалов? Какую информацию он несет? 3. Будет ли цинк взаимодействовать со следующими веществами, находящимися в водных растворах: а) 1М НС1, б) 1М хлорид олова (II), в) 1М хлорид магния? 4. Как окислительно-восстановительный потенциал зависит от
концентрации потенциалопределяющих веществ? 5. Что такое гальванический элемент? Какие процессы протекают на катоде и аноде при его работе? 6. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи гальванического элемента: Мg|Mg²⁺||Fe²⁺|Fe? 7. Как определить направление протекания окислительно-восстановительной реакции? 8. Как и для чего определяют окислительно-восстановительные потенциалы почв? Упражнения и задачи для закрепления материала и отработки навыков: 1. Определите величину электродного потенциала железа, погруженного в 0,005 М раствор сульфата железа (II). 2. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых железо служит катодом, а в другом - анодом. Составить уравнения реакций, происходящих при их работе. 3. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из цинкового электрода, погруженного в 0,002М раствор хлорида цинка и медного электрода, погруженного в 0,0005М раствор хлорида меди. Приведите схему электродных процессов. Вычислите ЭДС. 4. Гальваническая цепь состоит из железа, погруженного в 0,003 M раствор FeSO₄и меди, погруженной в раствор ее соли. Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС гальванического элемента стала равной нулю?5. Определите по величине ЭДС возможность протекания реакции SnCl₄ + 2KI = SnCl₂ + I₂ + 2KCl. Индивидуальное задание: Составить схему гальванического элемента, состоящего из предложенных металлов, погруженных в растворы их солей одинаковой концентрации. Рассчитать ЭДС.

Варианты заданий Mg и Zn Fe и Mn Ag и Cu Pb и Ag Sn и Fe Zn и Sn Cu и Sn Cd и Ag Pb и Cu Co и Ni Mn и Co Ni и Cu

10.5 Тесты для самоконтроля Тест 1 1. Сульфат меди (II) реагирует по отдельности в растворе с веществами: 1) Fe, Na₂S, KOH 2) Ag, K₂CO₃, BaCl₂ 3) Zn, HNO₃, CaCO₃ 4) Al, KCl, KOH 2. Никелевые пластинки опущены в водные растворы следующих солей: а) MgSO₄, б) NaCl, в) CuSO₄, г) AlCl₃, д) Pb(NO₃)₂. C какими из них они будут взаимодействовать? 1) а,г 2) а,в 3) в, д 4) б, д 3. Чему равна молярная концентрация ионов цинка, если потенциал цинкового электрода на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала: 1) 0,39 2) 0,71 3) 0,30 4) 0,50 4. В каком случае правильно написана схема цинко-магниевого гальванического элемента: 1) – Zn²⁺|Zn||Mg²⁺|Mg⁺ + 2) − Zn|Zn²⁺||Mg|Mg²⁺ + 3) – Mg²⁺|Mg||Zn²⁺|Zn + 4) – Mg|Mg²⁺||Zn²⁺|Zn + 5. Чему равна ЭДС свинцово-цинкового гальванического элемента (Е(Pb/Pb²⁺) = -0,13 B; E(Zn/Zn²⁺) =-0,76 B): 1) 0,76 B 2) -0,13B 3) -0,89 B 4) 0,63 B 6. Чему равен электродный потенциал системы Ag⁺/Ag, если концентрация ионов серебра равна 0,1 моль/л 1) 0,80 B 2) 0,74 B 3) 0,62 B 4) 0,69 B 7. При работе гальванического элемента в стандартных условиях происходят процессы превращения химической энергии в … 1) электрическую 2) световую 3) электромагнитную 4)магнитную 8. При зарядке свинцового аккумулятора на аноде протекает процесс… 1) PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2- +2ē 2) Pb + SO₄^2- → PbSO₄ + 2ē 3) PbSO₄ + 2ē → Pb + SO₄^2- 4) PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2- + 2ē → PbSO₄ + 2H₂O 9. ЭДС гальванического элемента, состоящего из ртутного и железного электродов Е(Hg/Hg²⁺) = 0,85 B; E(Fe/Fe²⁺) = - 0,44 B), погруженных в 0,1 М растворы их нитратов равна: 1) 1,29 B 2) - 1,29 B 3) 0,41 B 4) - 0,41 B 10. В медно-кобальтовом гальваническом элементе на аноде происходит процесс 1) Сu - 2ē → Cu²⁺ 2) Cu²⁺ + 2ē → Cu 3) Co²⁺ + 2ē → Co 4) Co - 2ē → Co²⁺

Тест 2

1. ЭДС гальванического элемента, состоящего из медного и цинкового электродов, погруженных в 0,01 М растворы их сульфатов равна: 1) 0,28 B 2) 1,10 B 3) 0,70 B 4) 0,43 B 2. При работе гальванического элемента катодом служит 1) металл с меньшим потенциалом 2) металл с большим потенциалом 3) стандартный водородный электрод 4) с нулевым потенциалом 3. Если концентрация ионов меди равна 0,1 моль/л то электродный потенциал системы Cu²⁺/Cu равен: 1) 0,31 B 2) 0,37 B 3) 0,28 B 4) 0,40 B 4. Железные пластинки опущены в водные растворы следующих солей: а) MgSO₄, б) СоCl₂, в) CuSO₄, г) AlCl₃, д) Мn(NO₃)₂. C какими из них они будут взаимодействовать? 1) а,г 2) а,в 3) в, д 4) б, в 5. В каком порядке выделяются из раствора ионы Cu²⁺, Mg²⁺, Cd²⁺, Mn²⁺, Ag⁺: 1) Ag⁺, Cu²⁺, Cd²⁺, Mn²⁺, Mg²⁺ 2) Cu²⁺, Mg²⁺, Cd²⁺, Mn²⁺, Ag⁺ 3) Mg²⁺, Cd²⁺, Cu²⁺, Mn²⁺, Ag⁺ 4) Cd²⁺, Mn²⁺, Ag⁺, Cu²⁺, Mg²⁺. 6. Чему равна концентрация (моль/л) ионов алюминия, если потенциал алюминиевого электрода равен 1,722 В 1) 0,01 2) 0,001 3) 0,1 4) 1 7. В каком случае правильно написана схема медно-никелевого гальванического элемента: 1) – Cu²⁺|Cu|| Ni²⁺|Ni + 2) − Cu|Cu²⁺||Ni|Ni²⁺ + 3) – Ni²⁺|Ni||Cu²⁺|Cu + 4) – Ni|Ni²⁺||Cu²⁺|Cu + 8. Чему равен электродный потенциал системы Mn²⁺/Mn, если концентрация ионов марганца равна 0,01 моль/л 1) -1,24 B 2) 1,24 B 3) 1,12 B 4) -1,12 B 9. Чему равна ЭДС медно-свинцового гальванического элемента (Е(Pb/Pb²⁺) = -0,13 B; E(Сu/Cu²⁺) = 0,34 B): 1) -0,47 B 2) 0,47 B 3) 0,21 B 4) -0,21 B 10. В ртутно-кадмиевом гальваническом элементе на аноде происходит процесс 1) Hg - 2ē → Hg²⁺ 2) Hg²⁺ + 2ē → Hg 3) Cd²⁺ + 2ē → Cd 4) Cd - 2ē → Cd²⁺

Тема 11. «Электролиз» 11.1 Содержание программы

Понятие и сущность электролиза. Примеры электролиза. Катодные и анодные процессы. Законы электролиза. Электролиз в промышленности.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать основные правила катодного и анодного процессов, законы электролиза. Студент должен уметь составлять электронные и молекулярные уравнения электролиза расплавов и растворов электролитов, производить расчеты на основе законов электролиза.

11.2 Методические рекомендации к теме

Электролизом называется окислительно–восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз осуществляют с помощью источников постоянного тока в устройствах, называемых электролизерами. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока, называют като­дом,а электрод, подключенный к положительному полюсу, - анодом. На аноде протекают реакции окисления, на катоде - восстановления. Электролиз расплавов и растворов отличается друг от друга. Сначала рассмотрим электролиз расплавов. Пример 1. Электролиз расплава хлорида натрия: Под действием электрического поля катионы Na⁺ движутся к катоду и принимают от него электроны: Na⁺ + ē → Na⁰ – процесс восстановления Анионы Cl ^- движутся к аноду и отдают электроны 2Cl ^- - 2 ē → Cl₂⁰ − процесс окисления. Суммарная реакция: Na ⁺ + ē → Na⁰ 1 2 2CI ^- - 2 ē → CI₂⁰ 2 1 2Na⁺ + 2CI ^- → 2Na⁰ + CI₂⁰ или На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный хлор.

Пример 2. Электролиз расплава сульфата меди (II). Катод (–): Сu ²⁺ + 2 ē → Cu⁰ 2 1 Анод (+): SO₄^2– – 2 ē → SO₂ ↑ + O₂↑ 2 1

Сu²⁺ + SO₄^2– → Cu⁰ + SO₂↑ + O₂↑ Гораздо сложнее протекает электролиз растворов, т. к. в растворе кроме ионов вещества присутствуют молекулы воды и ионы Н⁺, ОН^– - продукты диссоциации воды. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе. Для лучшего понимания процессов электролиза в растворе предлагаем запомнить следующие правила: 1. Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в ряду напряжений: a) если катион электролита находится в начале ряда напряжений (по АI включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород). Катионы металла не восстанавливаются и остаются в растворе. Катодный процесс имеет вид: 2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2OH^– б) если катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла и молекулы воды. Катодный процесс имеет вид: 2H₂O + 2ē →H₂ ↑ + 2OH^– и Ме ⁿ⁺ + nē →Me ⁰ в) если катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде идет только процесс восстановления ионов металла: Ме ⁿ⁺ + nē → Me ⁰ 2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона: а) если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода. б) если анод нерастворимый, т. е. инертный (уголь, графит, золото), то: 1) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона; 2) при электролизе растворов солей кислородных кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется кислород, анион не окисляется, остается в растворе); 3) при электролизе щелочей идет окисление гидроксид – ионов. Анодный процесс имеет вид: в щелочной среде: 4ОН ^– – 4ē → О₂ ↑ + 4Н₂О в кислых и нейтральных средах: 2H₂O + 4ē → О₂ ↑ + 4H⁺ Рассмотрим конкретные примеры, используя изложенные правила.

Пример 3. Электролиз раствора хлорида калия: KCl → K⁺ + CI ^– Катод (–): 2Н₂О + 2 ē → H₂⁰ ↑ + 2OH^– 2 1 Анод (+): 2CI^- – 2 ē → CI₂⁰ ↑ 2 1

2Н₂О + 2CI^– → H₂⁰ ↑ + 2OH^– + CI₂⁰ ↑ К каждому иону подписываем противоион из уравнения диссоциации соли 2Н₂О + 2CI^– + 2K⁺ → H₂⁰ ↑ + 2OH^– + 2K⁺ + CI₂⁰ ↑ ↑ б) анод растворимый (медный) KCl → K⁺ + CI ^– Катод (–): Сu²⁺ + 2 ē → Cu⁰ Анод (+): Cu⁰ – 2 ē → Сu²⁺ Происходит перенос ионов меди с анода на катод и выделение чистой меди на катоде. Концентрация KCI в растворе не меняется. Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.

Пример 4. Электролиз раствора хлорида цинка с угольным анодом: ZnCI₂ → Zn²⁺ + 2CI ^– Катод (–): Zn²⁺ + 2 ē → Zn⁰ 4 1 2Н₂О + 2 ē → H₂⁰ ↑ + 2OH^– Анод (+): 2CI^– – 2 ē → CI₂⁰ ↑ 2 2 Zn⁺² + 2Н₂О + 4CI^– → Zn⁰ + H₂⁰↑ + 2OH^– + 2CI₂⁰↑ 2ZnCI₂ + 2Н₂О → Zn⁰ + H₂↑ + Zn(OH)₂ + 2CI₂ ↑ Пример 5. Электролиз раствора нитрата меди (II): Cu(NO₃) ₂ → Cu²⁺ + 2NO₃ ^– Катод (–): Сu ²⁺ + 2 ē → Cu⁰ 2 2 Анод (+): 2H₂O – 4ē → O₂⁰ ↑ + 4H⁺ 4 1

2Сu ²⁺ + 2H₂O → 2Cu⁰ + O₂⁰↑ + 4H⁺ 2Сu²⁺ + 4NO₃^- + 2H₂O → 2Cu + O₂↑ + 4H⁺ + 4NO₃^–

Пример 6. Электролиз раствора гидроксида натрия: NaOH → Na⁺ + OH^– Катод (–): 2H₂O + 2 ē → H₂ ↑+ 2OH^- 2 2 щелочная среда Анод (+): 4ОН^- – 4 ē → O₂ ↑ + 2H₂О 4 1

4H₂O + 4ОH^– → 2H₂↑ + 4ОН^- + O₂ ↑ + 2H₂О Окислению – восстановлению подвергается только во

Познавательные статьи:



Как правильно слушать собеседника

Типичные ошибки при выполнении бросков в баскетболе

Принятие христианства на Руси и его значение

Средства массовой информации США