124. Решение

Окисление-восстановление  это единый, взаимосвязанный процесс. Окисле­ние  процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. Восстанов­лением называется процесс присоединения электронов атомом веще­ства, при этом его степень окисления понижается.

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-иона MnO₄^:

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения метал­лов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов. С окислительно-восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, броже­ние, дыхание, фотосинтез, который дает кислород, гниение органиче­ских остатков, дающее перегной. Без понимания сущности и механизмов протека­ния окислительно-восстановительных реакций невозможно предста­вить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получе­ние защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхно­стей изделий. Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как перок­сид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь. Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + К₂SO₄ + H₂O

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимо­действия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют мето­дом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычис­ляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель SO₃^2 + H₂O 2е  SO₄^2 + 2H⁺ |5  процесс окисления

окислитель MnO₄^ + 8H⁺ + 5е  Mn²⁺ + 4H₂O |2  процесс восстановления

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄+ К₂SO₄ +3 H₂O

Или:

144. Решение

Масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами:

а) AgNO₃ увеличится, поскольку при растворении 1 моль кадмия на пластину осаждается 2 моль серебра:

Cd + 2AgNO₃  2Ag + Cd(NO₃)₂ Cd⁰ - 2e^-  Cd²⁺;

Ag⁺ + e^-  Ag⁰

Cd + 2Ag⁺  2Ag + Cd²⁺

б) ZnSO₄ не изменится, т.к. кадмий не взаимодействует с сульфатом цинка в) CdSO₄ уменьшится, т.к. при растворении 1 моль кадмия на пластину осаждается 1 моль никеля:

Cd + NiSO₄  Ni + CdSO₄ Cd⁰ - 2e^-  Cd²⁺;

Ni⁺ + 2e^-  Ni⁰

Cd + Ni⁺  Ni + Cd²⁺

164. Решение

Дано: t = 5 ч = 18000с, I = 7 А F = 96500 Кл	Решение: При электролизе раствора Na2SO4 на электродах проте­кают следующие процессы:
Найти: m(H2O); V(O2); V(H2)

Поскольку катионы активных металлов тяжело разряжаются (только из распла­вов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода и поскольку анионы кислородосодержащих кислот тяжело разряжа­ются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода:

На катоде  2H₂O +2e  H₂ + 2OH^ На аноде  2H₂O - 4e  O₂ + 4H⁺

m(H₂O) = M_э(H₂O)It/F,

где m  масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде, г; M_э  эквивалентная масса вещества, г/моль; I  сила тока, A; t  продолжитель­ность электролиза, с, F - число Фарадея, Кл.

Эквивалентная масса H₂O равна 18:2 = 9 г/моль. Подставив в формулу значе­ния M_э = 9; I =7 A, t = 560 · 60 =18000 с, получим

m(H₂O) = 9718000/96500 = 11,75г.

Эквивалентный объем водорода при н.у. равен половине молярного объема 22,4/2 = 11,2 л, эквивалентный объем водорода при н.у.  22,4/4 = 5,6 л.

V(H₂)=V_э(H₂)It/F

V(H₂)=11,2718000/96500=14,62л V(O₂)=V_э(O₂)It/F V(O₂) =5,6718000/96500=7,3л.