Страница 92 - гдз по химии 8 класс задачник Кузнецова, Левкин

7-44. Из данного перечня выберите окислительно-восстановительные реакции, укажите их тип:

а) $Cu(NO_3)_2 \to CuO + NO_2 + O_2$

$NH_4NO_2 \to N_2 + H_2O$

$N_2O_5 + NaOH \to NaNO_3$

б) $H_2O_2 + HI \to I_2 + H_2O$

$(NH_4)_2Cr_2O_7 \to N_2 + H_2O + Cr_2O_3$

$NO_2 + NO \to N_2O_3$

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, в ходе которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов. Для определения, является ли реакция ОВР, необходимо расставить степени окисления всех элементов до и после реакции.

а)

1. $2Cu(NO_3)_2 \rightarrow 2CuO + 4NO_2 + O_2$

Расставим степени окисления (с.о.):
В исходном веществе $Cu(NO_3)_2$: с.о. $Cu$ равна $+2$, с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $N$ равна $+5$. Запишем как $Cu^{+2}(N^{+5}O_3^{-2})_2$.
В продуктах:
$CuO$: с.о. $Cu$ равна $+2$, с.о. $O$ равна $-2$ ($Cu^{+2}O^{-2}$).
$NO_2$: с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $N$ равна $+4$ ($N^{+4}O_2^{-2}$).
$O_2$: с.о. $O$ равна $0$ ($O_2^0$).
Изменение степеней окисления:
$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4}$ (восстановление, азот в с.о. +5 является окислителем).
$2O^{-2} - 4e^- \rightarrow O_2^0$ (окисление, кислород в с.о. -2 является восстановителем).
Так как степени окисления азота и кислорода изменяются, реакция является окислительно-восстановительной.
Тип реакции: окислитель ($N^{+5}$) и восстановитель ($O^{-2}$) находятся в одном и том же исходном веществе ($Cu(NO_3)_2$), следовательно, это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.

Ответ: Реакция является окислительно-восстановительной, тип - внутримолекулярная.

2. $NH_4NO_2 \rightarrow N_2 + 2H_2O$

Расставим степени окисления:
В исходном веществе $NH_4NO_2$ (нитрит аммония) содержатся два атома азота в разных степенях окисления: в ионе аммония $NH_4^+$ с.о. $N$ равна $-3$, а в нитрит-ионе $NO_2^-$ с.о. $N$ равна $+3$. Запишем как $N^{-3}H_4^+N^{+3}O_2^{-}$.
В продуктах:
$N_2$: с.о. $N$ равна $0$ ($N_2^0$).
$H_2O$: с.о. $H$ равна $+1$, с.о. $O$ равна $-2$.
Изменение степеней окисления:
$N^{-3} - 3e^- \rightarrow N^0$ (окисление, азот в с.о. -3 является восстановителем).
$N^{+3} + 3e^- \rightarrow N^0$ (восстановление, азот в с.о. +3 является окислителем).
Реакция является окислительно-восстановительной.
Тип реакции: атомы одного элемента (азот) из разных степеней окисления ($-3$ и $+3$) переходят в одну промежуточную степень окисления ($0$). Это реакция конпропорционирования. Так как оба атома находятся в одной формульной единице, ее также можно классифицировать как внутримолекулярную.

Ответ: Реакция является окислительно-восстановительной, тип - внутримолекулярное конпропорционирование.

3. $N_2O_5 + 2NaOH \rightarrow 2NaNO_3 + H_2O$

Расставим степени окисления:
В реагентах: $N_2^{+5}O_5^{-2}$ и $Na^{+1}O^{-2}H^{+1}$.
В продуктах: $Na^{+1}N^{+5}O_3^{-2}$ и $H_2^{+1}O^{-2}$.
Ни один из элементов не меняет свою степень окисления в ходе реакции. Это реакция обмена (реакция нейтрализации кислотного оксида щелочью).

Ответ: Реакция не является окислительно-восстановительной.

б)

1. $H_2O_2 + 2HI \rightarrow I_2 + 2H_2O$

Расставим степени окисления:
В реагентах:
$H_2O_2$: с.о. $H$ равна $+1$, с.о. $O$ равна $-1$ ($H_2^{+1}O_2^{-1}$).
$HI$: с.о. $H$ равна $+1$, с.о. $I$ равна $-1$ ($H^{+1}I^{-1}$).
В продуктах:
$I_2$: с.о. $I$ равна $0$ ($I_2^0$).
$H_2O$: с.о. $H$ равна $+1$, с.о. $O$ равна $-2$ ($H_2^{+1}O^{-2}$).
Изменение степеней окисления:
$2I^{-1} - 2e^- \rightarrow I_2^0$ (окисление, $HI$ - восстановитель).
$O^{-1} + 1e^- \rightarrow O^{-2}$ (восстановление, $H_2O_2$ - окислитель).
Реакция является окислительно-восстановительной.
Тип реакции: окислитель ($H_2O_2$) и восстановитель ($HI$) являются разными веществами. Следовательно, это реакция межмолекулярного окисления-восстановления.

Ответ: Реакция является окислительно-восстановительной, тип - межмолекулярная.

2. $(NH_4)_2Cr_2O_7 \rightarrow N_2 + Cr_2O_3 + 4H_2O$

Расставим степени окисления:
В исходном веществе $(NH_4)_2Cr_2O_7$ (дихромат аммония): в ионе аммония $NH_4^+$ с.о. $N$ равна $-3$; в дихромат-ионе $Cr_2O_7^{2-}$ с.о. $O$ равна $-2$, а с.о. $Cr$ равна $+6$. Запишем как $(N^{-3}H_4^+)_2Cr_2^{+6}O_7^{-2}$.
В продуктах:
$N_2$: с.о. $N$ равна $0$ ($N_2^0$).
$Cr_2O_3$: с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $Cr$ равна $+3$ ($Cr_2^{+3}O_3^{-2}$).
Изменение степеней окисления:
$2N^{-3} - 6e^- \rightarrow N_2^0$ (окисление, азот в с.о. -3 является восстановителем).
$2Cr^{+6} + 6e^- \rightarrow 2Cr^{+3}$ (восстановление, хром в с.о. +6 является окислителем).
Реакция является окислительно-восстановительной.
Тип реакции: окислитель ($Cr^{+6}$) и восстановитель ($N^{-3}$) являются частями одного и того же сложного вещества. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.

Ответ: Реакция является окислительно-восстановительной, тип - внутримолекулярная.

3. $NO_2 + NO \rightarrow N_2O_3$

Расставим степени окисления:
В реагентах:
$NO_2$: с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $N$ равна $+4$ ($N^{+4}O_2^{-2}$).
$NO$: с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $N$ равна $+2$ ($N^{+2}O^{-2}$).
В продукте $N_2O_3$: с.о. $O$ равна $-2$, с.о. $N$ равна $+3$ ($N_2^{+3}O_3^{-2}$).
Изменение степеней окисления:
$N^{+2} - 1e^- \rightarrow N^{+3}$ (окисление, $NO$ - восстановитель).
$N^{+4} + 1e^- \rightarrow N^{+3}$ (восстановление, $NO_2$ - окислитель).
Реакция является окислительно-восстановительной.
Тип реакции: атомы одного элемента (азот), находящиеся в разных веществах и имеющие разные степени окисления ($+2$ и $+4$), образуют продукт с промежуточной степенью окисления ($+3$). Это реакция конпропорционирования. Так как окислитель и восстановитель - разные молекулы, ее также можно классифицировать как межмолекулярную.

Ответ: Реакция является окислительно-восстановительной, тип - межмолекулярное конпропорционирование.

7-45. К схемам реакций, приведенным в задаче 7-43, составьте электронный баланс, указав окислитель и восстановитель, окисление и восстановление. Расставьте коэффициенты.

Поскольку в задании требуется обратиться к схемам реакций из задачи 7-43, которая не предоставлена, для решения будут использованы типичные окислительно-восстановительные реакции, часто встречающиеся в учебных пособиях.

1. Определим степени окисления элементов до и после реакции:

$ \overset{0}{P} + \overset{+2}{Cu}\overset{-2}{O} \rightarrow \overset{0}{Cu} + \overset{+5}{P}_{2}\overset{-2}{O}_{5} $

2. Составим полуреакции окисления и восстановления, чтобы найти коэффициенты методом электронного баланса.

Фосфор ($P$) изменяет степень окисления с 0 до +5. Он отдает электроны, то есть окисляется. Это процесс окисления, а $P$ — восстановитель.

$ P^{0} - 5e^{-} \rightarrow P^{+5} $

Медь ($Cu$) изменяет степень окисления с +2 до 0. Она принимает электроны, то есть восстанавливается. Это процесс восстановления, а $Cu^{+2}$ (в составе $CuO$) — окислитель.

$ Cu^{+2} + 2e^{-} \rightarrow Cu^{0} $

3. Находим наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов (5 и 2), оно равно 10. Делим 10 на число электронов в каждой полуреакции, чтобы найти коэффициенты:

$ \begin{array}{rcl|c|l} P^{0} - 5e^{-} & \rightarrow & P^{+5} & 2 & \text{окисление (восстановитель)} \\ Cu^{+2} + 2e^{-} & \rightarrow & Cu^{0} & 5 & \text{восстановление (окислитель)} \end{array} $

4. Расставляем полученные коэффициенты в схеме реакции. Коэффициент 2 ставим перед веществами, содержащими фосфор, и 5 — перед веществами, содержащими медь. Учитывая, что в продуктах фосфор находится в виде $P_{2}O_{5}$, для балансировки атомов фосфора перед простым веществом $P$ ставим коэффициент 2, а перед $P_{2}O_{5}$ — 1.

$ 2P + 5CuO \rightarrow 5Cu + P_{2}O_{5} $

5. Проверяем баланс атомов кислорода: слева $5 \times 1 = 5$, справа $1 \times 5 = 5$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2P + 5CuO \rightarrow 5Cu + P_{2}O_{5}$. Восстановитель — $P$ (процесс окисления), окислитель — $CuO$ (за счет $Cu^{+2}$, процесс восстановления).

1. Определим степени окисления элементов, которые их изменяют:

$ K\overset{+7}{Mn}O_{4} + H\overset{-1}{Cl} \rightarrow \overset{+2}{Mn}Cl_{2} + \overset{0}{Cl}_{2} + KCl + H_{2}O $

2. Составим полуреакции. Марганец ($Mn$) изменяет степень окисления с +7 до +2, принимая 5 электронов. Он восстанавливается, значит $KMnO_{4}$ (за счет $Mn^{+7}$) — окислитель.

$ Mn^{+7} + 5e^{-} \rightarrow Mn^{+2} $

Хлор ($Cl$) изменяет степень окисления с -1 до 0, отдавая 1 электрон. Он окисляется, значит $HCl$ (за счет $Cl^{-1}$) — восстановитель. Так как в продуктах образуется молекула $Cl_{2}$, в полуреакции нужно учесть 2 атома хлора.

$ 2Cl^{-1} - 2e^{-} \rightarrow Cl_{2}^{0} $

3. Составим электронный баланс. Наименьшее общее кратное для 5 и 2 равно 10.

$ \begin{array}{rcl|c|l} Mn^{+7} + 5e^{-} & \rightarrow & Mn^{+2} & 2 & \text{восстановление (окислитель)} \\ 2Cl^{-1} - 2e^{-} & \rightarrow & Cl_{2}^{0} & 5 & \text{окисление (восстановитель)} \end{array} $

4. Расставляем коэффициенты. Перед соединениями марганца ($KMnO_{4}$ и $MnCl_{2}$) ставим 2. Перед $Cl_{2}$ ставим 5.

$ 2KMnO_{4} + HCl \rightarrow 2MnCl_{2} + 5Cl_{2} + KCl + H_{2}O $

5. Уравниваем остальные элементы. Слева 2 атома калия ($K$), значит, перед $KCl$ справа ставим 2.

$ 2KMnO_{4} + HCl \rightarrow 2MnCl_{2} + 5Cl_{2} + 2KCl + H_{2}O $

Теперь считаем хлор справа: $2 \times 2$ в $MnCl_{2}$ + $5 \times 2$ в $Cl_{2}$ + $2 \times 1$ в $KCl$ = $4 + 10 + 2 = 16$ атомов. Значит, перед $HCl$ слева ставим 16.

$ 2KMnO_{4} + 16HCl \rightarrow 2MnCl_{2} + 5Cl_{2} + 2KCl + H_{2}O $

Слева 16 атомов водорода ($H$), значит, перед $H_{2}O$ справа ставим 8 ($8 \times 2 = 16$).

$ 2KMnO_{4} + 16HCl \rightarrow 2MnCl_{2} + 5Cl_{2} + 2KCl + 8H_{2}O $

6. Проверяем баланс по кислороду: слева $2 \times 4 = 8$, справа $8 \times 1 = 8$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2KMnO_{4} + 16HCl \rightarrow 2MnCl_{2} + 5Cl_{2} + 2KCl + 8H_{2}O$. Восстановитель — $HCl$ (за счет $Cl^{-1}$, процесс окисления), окислитель — $KMnO_{4}$ (за счет $Mn^{+7}$, процесс восстановления).

1. Определим степени окисления. Пирит $FeS_{2}$ является дисульфидом железа(II), где у железа степень окисления +2, а у серы -1 ($Fe^{+2}(S^{-1})_{2}$).

$ \overset{+2}{Fe}\overset{-1}{S}_{2} + \overset{0}{O}_{2} \rightarrow \overset{+3}{Fe}_{2}O_{3} + \overset{+4}{S}O_{2} $

2. В этой реакции окисляются и железо, и сера, входящие в состав $FeS_{2}$. Кислород восстанавливается. Следовательно, $FeS_{2}$ — восстановитель, $O_{2}$ — окислитель.

Процесс окисления (для одной формульной единицы $FeS_{2}$):

$ Fe^{+2} \rightarrow Fe^{+3} + 1e^{-} $

$ 2S^{-1} \rightarrow 2S^{+4} + 10e^{-} $ (каждый атом серы отдает 5 электронов)

Суммарно $FeS_{2}$ отдает $1 + 10 = 11$ электронов.

Процесс восстановления:

$ O_{2}^{0} + 4e^{-} \rightarrow 2O^{-2} $

3. Составим электронный баланс. Наименьшее общее кратное для 11 и 4 равно 44.

$ \begin{array}{rcl|c|l} FeS_{2} - 11e^{-} & \rightarrow & Fe^{+3} + 2S^{+4} & 4 & \text{окисление (восстановитель)} \\ O_{2}^{0} + 4e^{-} & \rightarrow & 2O^{-2} & 11 & \text{восстановление (окислитель)} \end{array} $

4. Расставляем коэффициенты. Перед $FeS_{2}$ ставим 4, перед $O_{2}$ — 11.

$ 4FeS_{2} + 11O_{2} \rightarrow Fe_{2}O_{3} + SO_{2} $

5. Уравниваем продукты. Слева 4 атома железа ($Fe$), значит, перед $Fe_{2}O_{3}$ ставим 2.

$ 4FeS_{2} + 11O_{2} \rightarrow 2Fe_{2}O_{3} + SO_{2} $

Слева $4 \times 2 = 8$ атомов серы ($S$), значит, перед $SO_{2}$ ставим 8.

$ 4FeS_{2} + 11O_{2} \rightarrow 2Fe_{2}O_{3} + 8SO_{2} $

6. Проверяем баланс по кислороду: слева $11 \times 2 = 22$. Справа $2 \times 3$ (в $Fe_{2}O_{3}$) + $8 \times 2$ (в $SO_{2}$) = $6 + 16 = 22$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $4FeS_{2} + 11O_{2} \rightarrow 2Fe_{2}O_{3} + 8SO_{2}$. Восстановитель — $FeS_{2}$ (процесс окисления), окислитель — $O_{2}$ (процесс восстановления).

7-46. К схемам реакций, приведенным в задаче 7-44, составьте электронный баланс, указав окислитель и восстановитель, окисление и восстановление. Расставьте коэффициенты.

I₂ + HNO₃ → HIO₃ + NO₂ + H₂O

Решение:

1. Определим степени окисления элементов, которые их изменяют в ходе реакции:

$ \stackrel{0}{I_2} + H\stackrel{+5}{N}O_3 \rightarrow H\stackrel{+5}{I}O_3 + \stackrel{+4}{N}O_2 + H_2O $

Йод ($I$) повышает свою степень окисления с 0 до +5.

Азот ($N$) понижает свою степень окисления с +5 до +4.

2. Составим электронный баланс. Йод является восстановителем (окисляется), азотная кислота за счет азота $N^{+5}$ является окислителем (восстанавливается).

$ 2\stackrel{0}{I} - 10e^- \rightarrow 2\stackrel{+5}{I} $ | 1 | процесс окисления (восстановитель $I_2$)

$ \stackrel{+5}{N} + 1e^- \rightarrow \stackrel{+4}{N} $ | 10 | процесс восстановления (окислитель $HNO_3$)

3. Используем найденные коэффициенты для расстановки в уравнении. Перед $I_2$ ставим 1 (не пишется), перед $HNO_3$ и $NO_2$ — 10, перед $HIO_3$ — 2.

$ I_2 + 10HNO_3 \rightarrow 2HIO_3 + 10NO_2 + H_2O $

4. Уравняем число атомов водорода ($H$) и кислорода ($O$). Слева 10 атомов $H$, справа в $2HIO_3$ 2 атома $H$. Необходимо добавить $10-2=8$ атомов $H$ справа, т.е. 4 молекулы $H_2O$.

$ I_2 + 10HNO_3 \rightarrow 2HIO_3 + 10NO_2 + 4H_2O $

Проверка по кислороду: слева $10 \cdot 3 = 30$ атомов; справа $2 \cdot 3 + 10 \cdot 2 + 4 \cdot 1 = 6 + 20 + 4 = 30$ атомов. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $I_2 + 10HNO_3 = 2HIO_3 + 10NO_2 + 4H_2O$. Восстановитель — $I_2$ (процесс окисления), окислитель — $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$, процесс восстановления).

P + HNO₃ → H₃PO₄ + NO + H₂O

Решение:

1. Определим степени окисления элементов, которые их изменяют:

$ \stackrel{0}{P} + H\stackrel{+5}{N}O_3 \rightarrow H_3\stackrel{+5}{P}O_4 + \stackrel{+2}{N}O + H_2O $

Фосфор ($P$) повышает степень окисления с 0 до +5.

Азот ($N$) понижает степень окисления с +5 до +2.

2. Составим электронный баланс. Фосфор — восстановитель, азотная кислота — окислитель.

$ \stackrel{0}{P} - 5e^- \rightarrow \stackrel{+5}{P} $ | 3 | процесс окисления (восстановитель $P$)

$ \stackrel{+5}{N} + 3e^- \rightarrow \stackrel{+2}{N} $ | 5 | процесс восстановления (окислитель $HNO_3$)

3. Расставим коэффициенты: 3 перед $P$ и $H_3PO_4$, 5 перед $HNO_3$ и $NO$.

$ 3P + 5HNO_3 \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO $

4. Уравняем водород и кислород. В данном случае вода является реагентом. Справа $3 \cdot 3 = 9$ атомов $H$, слева в $5HNO_3$ 5 атомов $H$. Необходимо добавить $9-5=4$ атома $H$ слева, т.е. 2 молекулы $H_2O$.

$ 3P + 5HNO_3 + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO $

Проверка по кислороду: слева $5 \cdot 3 + 2 \cdot 1 = 15 + 2 = 17$ атомов; справа $3 \cdot 4 + 5 \cdot 1 = 12 + 5 = 17$ атомов. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $3P + 5HNO_3 + 2H_2O = 3H_3PO_4 + 5NO$. Восстановитель — $P$ (процесс окисления), окислитель — $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$, процесс восстановления).

FeS₂ + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

Решение:

1. Определим степени окисления. В пирите ($FeS_2$) железо имеет с.о. +2, а сера -1.

$ \stackrel{+2}{Fe}\stackrel{-1}{S_2} + H\stackrel{+5}{N}O_3 \rightarrow \stackrel{+3}{Fe}(NO_3)_3 + H_2\stackrel{+6}{S}O_4 + \stackrel{+4}{N}O_2 + H_2O $

Железо ($Fe$) повышает степень окисления с +2 до +3. Сера ($S$) повышает степень окисления с -1 до +6. Азот ($N$) понижает степень окисления с +5 до +4.

2. Составим электронный баланс. Пирит $FeS_2$ — восстановитель, азотная кислота — окислитель.

$ \stackrel{+2}{Fe}\stackrel{-1}{S_2} - 15e^- \rightarrow \stackrel{+3}{Fe} + 2\stackrel{+6}{S} $ (железо отдает 1 электрон, два атома серы отдают $2 \cdot 7=14$ электронов, итого 15) | 1 | процесс окисления (восстановитель $FeS_2$)

$ \stackrel{+5}{N} + 1e^- \rightarrow \stackrel{+4}{N} $ | 15 | процесс восстановления (окислитель $HNO_3$)

3. Расставим коэффициенты. Ставим 1 перед $FeS_2$ и $Fe(NO_3)_3$, 2 перед $H_2SO_4$ (т.к. в $FeS_2$ 2 атома серы), 15 перед $NO_2$.

$ FeS_2 + HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 2H_2SO_4 + 15NO_2 + H_2O $

4. Считаем атомы азота справа: 3 в $Fe(NO_3)_3$ и 15 в $15NO_2$, итого 18. Значит, перед $HNO_3$ ставим коэффициент 18.

$ FeS_2 + 18HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 2H_2SO_4 + 15NO_2 + H_2O $

5. Уравняем водород. Слева 18 атомов $H$. Справа 4 в $2H_2SO_4$. Нужно добавить $18-4=14$ атомов $H$, т.е. 7 молекул $H_2O$.

$ FeS_2 + 18HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 2H_2SO_4 + 15NO_2 + 7H_2O $

Проверка по кислороду: слева $18 \cdot 3 = 54$; справа $3 \cdot 3 + 2 \cdot 4 + 15 \cdot 2 + 7 \cdot 1 = 9 + 8 + 30 + 7 = 54$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $FeS_2 + 18HNO_3 = Fe(NO_3)_3 + 2H_2SO_4 + 15NO_2 + 7H_2O$. Восстановитель — $FeS_2$ (процесс окисления), окислитель — $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$, процесс восстановления).

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Решение:

1. Определим степени окисления. В нитрате аммония $NH_4NO_3$ азот находится в двух степенях окисления: -3 в ионе аммония ($NH_4^+$) и +5 в нитрат-ионе ($NO_3^-$).

$ \stackrel{0}{Zn} + H\stackrel{+5}{N}O_3 \rightarrow \stackrel{+2}{Zn}(NO_3)_2 + \stackrel{-3}{N}H_4\stackrel{+5}{N}O_3 + H_2O $

Цинк ($Zn$) повышает степень окисления с 0 до +2. Азот ($N$) из азотной кислоты понижает степень окисления с +5 до -3.

2. Составим электронный баланс. Цинк — восстановитель, азотная кислота — окислитель.

$ \stackrel{0}{Zn} - 2e^- \rightarrow \stackrel{+2}{Zn} $ | 4 | процесс окисления (восстановитель $Zn$)

$ \stackrel{+5}{N} + 8e^- \rightarrow \stackrel{-3}{N} $ | 1 | процесс восстановления (окислитель $HNO_3$)

3. Расставим коэффициенты. Ставим 4 перед $Zn$ и $Zn(NO_3)_2$, 1 перед $NH_4NO_3$.

$ 4Zn + HNO_3 \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + H_2O $

4. Считаем атомы азота справа: в $4Zn(NO_3)_2$ их $4 \cdot 2 = 8$, в $NH_4NO_3$ их 2, итого 10. Ставим коэффициент 10 перед $HNO_3$.

$ 4Zn + 10HNO_3 \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + H_2O $

5. Уравняем водород. Слева 10 атомов $H$. Справа 4 в $NH_4NO_3$. Нужно добавить $10-4=6$ атомов $H$, т.е. 3 молекулы $H_2O$.

$ 4Zn + 10HNO_3 \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O $

Проверка по кислороду: слева $10 \cdot 3 = 30$; справа $4 \cdot (2 \cdot 3) + 3 + 3 \cdot 1 = 24 + 3 + 3 = 30$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $4Zn + 10HNO_3 = 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O$. Восстановитель — $Zn$ (процесс окисления), окислитель — $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$, процесс восстановления).

7-47. К данным схемам реакций составьте схемы электронного баланса. Расставьте коэффициенты:

а) $AgNO_3 \rightarrow Ag + NO_2 + O_2$

б) $KMnO_4 \rightarrow MnO_2 + K_2MnO_4 + O_2$

в) $Cu_2S + O_2 \rightarrow CuO + SO_2$

г) $Fe + O_2 \rightarrow Fe_3O_4$

(Указание: $Fe_3O_4$ можно рассматривать как двойной оксид $FeO \cdot Fe_2O_3$.)

д) $As_2S_3 + HNO_3 \rightarrow H_3AsO_4 + NO_2 + SO_2 + H_2O$

а) $AgNO_3 \rightarrow Ag + NO_2 + O_2$

Решение:

Определим степени окисления элементов, которые их изменяют в ходе реакции: $Ag^{+1}N^{+5}O_3^{-2} \rightarrow Ag^0 + N^{+4}O_2^{-2} + O_2^0$. В данной реакции нитрат серебра выступает и как окислитель (за счет ионов $Ag^{+1}$ и $N^{+5}$), и как восстановитель (за счет ионов $O^{-2}$). Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.

Составим схему электронного баланса, учитывая все процессы:

$2O^{-2} - 4e^{-} \rightarrow O_2^0$ 1(окисление)
$Ag^{+1} + 1e^{-} \rightarrow Ag^0$ (восстановление)
$N^{+5} + 1e^{-} \rightarrow N^{+4}$ (восстановление)

Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, необходимо, чтобы на 4 отданных электрона (процесс окисления) приходилось 4 принятых электрона (процессы восстановления). Из стехиометрии исходного вещества $AgNO_3$ следует, что на один атом азота приходится один атом серебра. Таким образом, суммарный процесс восстановления для одной формульной единицы $AgNO_3$ можно представить как принятие 2 электронов. Следовательно, для компенсации потери 4 электронов двумя ионами кислорода, необходимо 2 формульные единицы $AgNO_3$.

$2O^{-2} - 4e^{-} \rightarrow O_2^0$ 1
$Ag^{+1} + N^{+5} + 2e^{-} \rightarrow Ag^0 + N^{+4}$ 2

Таким образом, коэффициенты для продуктов реакции: $Ag$ - 2, $NO_2$ - 2, $O_2$ - 1. Подставляем коэффициенты в уравнение:

$2AgNO_3 \rightarrow 2Ag + 2NO_2 + O_2$

Проверка по кислороду: слева $2 \cdot 3 = 6$ атомов, справа $2 \cdot 2 + 2 = 6$ атомов. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2AgNO_3 \rightarrow 2Ag + 2NO_2 + O_2$.

б) $KMnO_4 \rightarrow MnO_2 + K_2MnO_4 + O_2$

Решение:

Определим степени окисления элементов: $K^{+1}Mn^{+7}O_4^{-2} \rightarrow Mn^{+4}O_2^{-2} + K_2^{+1}Mn^{+6}O_4^{-2} + O_2^0$. Марганец в степени окисления +7 является окислителем и восстанавливается до +4 и +6. Кислород в степени окисления -2 является восстановителем и окисляется до 0. Это реакция диспропорционирования.

Составим схему электронного баланса. В данной реакции из двух атомов $Mn^{+7}$ один восстанавливается до $Mn^{+4}$ (принимает 3 электрона), а другой до $Mn^{+6}$ (принимает 1 электрон). Суммарно два атома марганца принимают 4 электрона. Два атома кислорода отдают 4 электрона.

$2O^{-2} - 4e^{-} \rightarrow O_2^0$ 1(окисление)
$Mn^{+7} + 3e^{-} \rightarrow Mn^{+4}$
$Mn^{+7} + 1e^{-} \rightarrow Mn^{+6}$

Объединим процессы восстановления: $2Mn^{+7} + 4e^{-} \rightarrow Mn^{+4} + Mn^{+6}$.

$2O^{-2} - 4e^{-} \rightarrow O_2^0$ 1
$2Mn^{+7} + 4e^{-} \rightarrow Mn^{+4} + Mn^{+6}$ 1

Из баланса следует, что на 2 атома $Mn$, участвующих в реакции, приходится 1 молекула $O_2$. Это значит, что коэффициент перед $KMnO_4$ равен 2, перед $MnO_2$ - 1, перед $K_2MnO_4$ - 1, перед $O_2$ - 1.

$2KMnO_4 \rightarrow MnO_2 + K_2MnO_4 + O_2$

Проверка по элементам: K: 2=2; Mn: 2=1+1; O: $2 \cdot 4 = 8$, справа $2 + 4 + 2 = 8$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2KMnO_4 \rightarrow MnO_2 + K_2MnO_4 + O_2$.

в) $Cu_2S + O_2 \rightarrow CuO + SO_2$

Решение:

Определим степени окисления: $Cu_2^{+1}S^{-2} + O_2^0 \rightarrow Cu^{+2}O^{-2} + S^{+4}O_2^{-2}$. Восстановителем является сульфид меди(I) $Cu_2S$, в котором и медь, и сера окисляются. Окислителем является кислород $O_2$.

Составим схему электронного баланса. Рассчитаем суммарное число электронов, отдаваемых одной формульной единицей $Cu_2S$:

$2Cu^{+1} - 2e^{-} \rightarrow 2Cu^{+2}$
$S^{-2} - 6e^{-} \rightarrow S^{+4}$

Суммарно $Cu_2S$ отдает $2+6=8$ электронов. Процесс восстановления:

$O_2^0 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{-2}$

Теперь составим общий баланс:

$Cu_2S - 8e^{-} \rightarrow 2Cu^{+2} + S^{+4}$ 1(окисление)
$O_2^0 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{-2}$ 2(восстановление)

Из баланса следует, что на 1 формульную единицу $Cu_2S$ требуется 2 молекулы $O_2$. При этом образуется 2 иона $Cu^{+2}$ (т.е. 2 $CuO$) и 1 ион $S^{+4}$ (т.е. 1 $SO_2$). Расставляем коэффициенты:

$2Cu_2S + 4O_2 \rightarrow 4CuO + 2SO_2$. Сократив коэффициенты на 2, получим:

$Cu_2S + 2O_2 \rightarrow 2CuO + SO_2$

Проверка по элементам: Cu: 2=2; S: 1=1; O: $2 \cdot 2 = 4$, справа $2 \cdot 1 + 2 = 4$. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2Cu_2S + 4O_2 \rightarrow 4CuO + 2SO_2$.

г) $Fe + O_2 \rightarrow Fe_3O_4$

Решение:

Определим степени окисления: $Fe^0 + O_2^0 \rightarrow Fe_3O_4$. Железная окалина $Fe_3O_4$ является смешанным оксидом $FeO \cdot Fe_2O_3$, в котором один атом железа имеет степень окисления +2, а два других – +3. Железо является восстановителем, кислород – окислителем.

Составим схему электронного баланса. Учтем образование ионов $Fe^{+2}$ и $Fe^{+3}$ из трех атомов $Fe^0$:

$Fe^0 - 2e^{-} \rightarrow Fe^{+2}$
$2Fe^0 - 6e^{-} \rightarrow 2Fe^{+3}$

Суммарно 3 атома железа отдают $2+6=8$ электронов. Процесс восстановления:

$O_2^0 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{-2}$

Теперь составим общий баланс:

$3Fe^0 - 8e^{-} \rightarrow Fe^{+2} + 2Fe^{+3}$ (в составе $Fe_3O_4$) 1(окисление)
$O_2^0 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{-2}$ 2(восстановление)

Из баланса следует, что на 3 атома $Fe$ требуется 2 молекулы $O_2$. Продуктом является 1 формульная единица $Fe_3O_4$. Расставляем коэффициенты:

$3Fe + 2O_2 \rightarrow Fe_3O_4$

Проверка по элементам: Fe: 3=3; O: $2 \cdot 2 = 4$, справа 4. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $3Fe + 2O_2 \rightarrow Fe_3O_4$.

д) $As_2S_3 + HNO_3 \rightarrow H_3AsO_4 + NO_2 + SO_2 + H_2O$

Решение:

Определим степени окисления элементов, которые их изменяют: $As_2^{+3}S_3^{-2} + H N^{+5}O_3 \rightarrow H_3As^{+5}O_4 + N^{+4}O_2 + S^{+4}O_2 + H_2O$. Восстановителем является сульфид мышьяка(III) $As_2S_3$, в котором и мышьяк, и сера окисляются. Окислителем является азотная кислота $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$).

Составим схему электронного баланса. Рассчитаем суммарное число электронов, отдаваемых одной формульной единицей $As_2S_3$:

$2As^{+3} - 4e^{-} \rightarrow 2As^{+5}$ (каждый атом As отдает 2 электрона)
$3S^{-2} - 18e^{-} \rightarrow 3S^{+4}$ (каждый атом S отдает 6 электронов)

Суммарно $As_2S_3$ отдает $4+18=22$ электрона. Процесс восстановления:

$N^{+5} + 1e^{-} \rightarrow N^{+4}$

Теперь составим общий баланс:

$As_2S_3 - 22e^{-} \rightarrow 2As^{+5} + 3S^{+4}$ 1(окисление)
$N^{+5} + 1e^{-} \rightarrow N^{+4}$ 28(восстановление)

Из баланса следует, что на 1 формульную единицу $As_2S_3$ требуется 28 молекул $HNO_3$. При этом образуется 2 молекулы $H_3AsO_4$, 3 молекулы $SO_2$ и 28 молекул $NO_2$.

$As_2S_3 + 28HNO_3 \rightarrow 2H_3AsO_4 + 3SO_2 + 28NO_2 + H_2O$

Теперь уравняем водород. Слева 28 атомов H. Справа в $2H_3AsO_4$ уже есть $2 \cdot 3 = 6$ атомов H. Оставшиеся $28-6=22$ атома H должны быть в воде. Это дает 11 молекул $H_2O$.

$As_2S_3 + 28HNO_3 \rightarrow 2H_3AsO_4 + 3SO_2 + 28NO_2 + 11H_2O$

Проверим баланс по кислороду: слева $28 \cdot 3 = 84$ атома. Справа $2 \cdot 4 + 3 \cdot 2 + 28 \cdot 2 + 11 \cdot 1 = 8 + 6 + 56 + 11 = 81$. Баланс не сходится. Пересчитаем электроны.

$2As^{+3} \rightarrow 2As^{+5} + 4e^{-}$
$3S^{-2} \rightarrow 3S^{+4} + 18e^{-}$
Суммарно $4+18=22$ электрона. Это верно.
$N^{+5} + 1e^{-} \rightarrow N^{+4}$
Баланс: $1 \times (As_2S_3)$ и $22 \times (HNO_3)$.

$As_2S_3 + 22HNO_3 \rightarrow 2H_3AsO_4 + 3SO_2 + 22NO_2 + H_2O$
Балансируем H: слева 22. Справа $2 \cdot 3 = 6$. Нужно еще $22-6 = 16$ атомов H, что дает $8H_2O$.
$As_2S_3 + 22HNO_3 \rightarrow 2H_3AsO_4 + 3SO_2 + 22NO_2 + 8H_2O$
Проверка O: слева $22 \cdot 3 = 66$. Справа $2 \cdot 4 + 3 \cdot 2 + 22 \cdot 2 + 8 = 8 + 6 + 44 + 8 = 66$. Теперь сходится.

Ответ: $3As_2S_3 + 28HNO_3 + 4H_2O \rightarrow 6H_3AsO_4 + 9S + 28NO$. (Примечание: продукты в задании ведут к другому уравнению, которое было рассчитано выше. Однако, более типичная реакция с разбавленной кислотой выглядит так. Для указанных в задаче продуктов верным является следующее уравнение):
$As_2S_3 + 22HNO_3 \rightarrow 2H_3AsO_4 + 3SO_2 + 22NO_2 + 8H_2O$.

7-48. Найдите и исправьте ошибки в следующих схемах:

а) $Al + HNO_3 \to Al(NO_3)_3 + H_2O$

б) $MnO_2 + H_2SO_4 \to MnSO_4 + SO_2 + H_2O$

в) $Fe_2O_3 + HNO_3 \to Fe(NO_3)_3 + NO + H_2O$

а)

Решение

В исходной схеме реакции $ \text{Al} + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{Al}(\text{NO}_3)_3 + \text{H}_2\text{O} $ указана реакция алюминия с азотной кислотой. Алюминий — активный металл, а азотная кислота — сильный окислитель. В таких реакциях, помимо соли и воды, должен образовываться продукт восстановления азота, так как происходит окислительно-восстановительный процесс. Алюминий окисляется от степени окисления 0 до +3, а азот в азотной кислоте должен восстанавливаться со степени окисления +5 до более низкой. В представленной схеме такой продукт отсутствует.

Ошибка заключается в отсутствии продукта восстановления азота. В зависимости от концентрации кислоты, таким продуктом может быть $ \text{NO}_2, \text{NO}, \text{N}_2\text{O}, \text{N}_2 $ или $ \text{NH}_4\text{NO}_3 $. Для разбавленной азотной кислоты одним из типичных продуктов является оксид азота(II) $ (\text{NO}) $. Добавим его в продукты и уравняем реакцию методом электронного баланса:

$ \text{Al}^0 - 3\text{e}^- \rightarrow \text{Al}^{+3} $ | 1 (окисление)
$ \text{N}^{+5} + 3\text{e}^- \rightarrow \text{N}^{+2} $ (в $ \text{NO} $) | 1 (восстановление)

Суммарное ионное уравнение: $ \text{Al} + \text{NO}_3^- + 4\text{H}^+ \rightarrow \text{Al}^{3+} + \text{NO} + 2\text{H}_2\text{O} $.
Переходя к молекулярному уравнению, добавляем 3 иона $ \text{NO}_3^- $ к обеим частям для образования соли $ \text{Al}(\text{NO}_3)_3 $:

$ \text{Al} + 4\text{HNO}_3 \rightarrow \text{Al}(\text{NO}_3)_3 + \text{NO} + 2\text{H}_2\text{O} $

Ответ: Ошибка: отсутствует продукт восстановления азота. Правильное уравнение (один из возможных вариантов): $ \text{Al} + 4\text{HNO}_3 \rightarrow \text{Al}(\text{NO}_3)_3 + \text{NO} + 2\text{H}_2\text{O} $.

б)

Решение

В исходной схеме $ \text{MnO}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{SO}_2 + \text{H}_2\text{O} $ показана окислительно-восстановительная реакция. Проанализируем степени окисления элементов. В $ \text{MnO}_2 $ марганец имеет степень окисления +4, а в продукте $ \text{MnSO}_4 $ — +2. Это означает, что марганец восстанавливается. В $ \text{H}_2\text{SO}_4 $ сера имеет степень окисления +6, а в продукте $ \text{SO}_2 $ — +4. Это также процесс восстановления. В одной реакции не могут одновременно протекать два процесса восстановления без процесса окисления. Оксид марганца(IV) и концентрированная серная кислота являются окислителями. Реакция между двумя окислителями в такой форме невозможна.

Ошибка, скорее всего, в одном из реагентов. Если предположить, что в реакцию вступает не оксид марганца(IV), а металлический марганец, то реакция становится возможной. Металлы средней активности реагируют с концентрированной серной кислотой с образованием сульфата, оксида серы(IV) и воды.

Исправим реагент на $ \text{Mn} $ и уравняем реакцию:

$ \text{Mn}^0 - 2\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{+2} $ | 1 (окисление)
$ \text{S}^{+6} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{S}^{+4} $ (в $ \text{SO}_2 $) | 1 (восстановление)

$ \text{Mn} + 2\text{H}_2\text{SO}_4(\text{конц.}) \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} $

Ответ: Ошибка: реакция между двумя окислителями ($ \text{MnO}_2 $ и $ \text{H}_2\text{SO}_4 $) невозможна в представленном виде. Вероятно, в реагентах допущена опечатка. Правильное уравнение с металлическим марганцем: $ \text{Mn} + 2\text{H}_2\text{SO}_4(\text{конц.}) \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} $.

в)

Решение

В исходной схеме $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + \text{NO} + \text{H}_2\text{O} $ показана реакция оксида железа(III) с азотной кислотой.

В оксиде $ \text{Fe}_2\text{O}_3 $ железо находится в своей высшей устойчивой степени окисления +3. Азотная кислота, являясь сильным окислителем, не может окислить железо $ \text{Fe}^{+3} $ дальше. Следовательно, данная реакция не является окислительно-восстановительной. Продукт восстановления азота $ \text{NO} $ (оксид азота(II), где азот имеет степень окисления +2) не может образоваться, так как в реакции нет восстановителя.

Ошибка заключается в наличии продукта $ \text{NO} $. Реакция между оксидом железа(III) (основный оксид) и азотной кислотой (кислота) является реакцией обмена (нейтрализации) с образованием соли и воды.

Правильная схема реакции: $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + \text{H}_2\text{O} $.

Уравняем ее поэтапно:
1. Уравняем атомы железа, поставив коэффициент 2 перед $ \text{Fe}(\text{NO}_3)_3 $: $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + \text{HNO}_3 \rightarrow 2\text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + \text{H}_2\text{O} $.
2. Справа теперь $ 2 \times 3 = 6 $ атомов азота. Поставим коэффициент 6 перед $ \text{HNO}_3 $: $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + 6\text{HNO}_3 \rightarrow 2\text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + \text{H}_2\text{O} $.
3. Слева 6 атомов водорода. Поставим коэффициент 3 перед $ \text{H}_2\text{O} $: $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + 6\text{HNO}_3 \rightarrow 2\text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + 3\text{H}_2\text{O} $.
4. Проверим кислород: слева $ 3 + 6 \times 3 = 21 $, справа $ 2 \times 3 \times 3 + 3 = 18 + 3 = 21 $. Уравнение сбалансировано.

Ответ: Ошибка: реакция не является окислительно-восстановительной, поэтому продукт $ \text{NO} $ лишний. Правильное уравнение: $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + 6\text{HNO}_3 \rightarrow 2\text{Fe}(\text{NO}_3)_3 + 3\text{H}_2\text{O} $.