Для окислительно-восстановительной реакции

PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O определите: сколько молей воды участвует в реакции.

1) 10;

2) 12;

3) 13;

4) 14.

 

12. Определите тип окислительно-восстановительной реакции

Al + 4HNO_{3 разб.}→ Al(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

1) О + В;

2) В+О/среда;

3) В/среда + О;

4) О + В + среда.

 

13. Для окислительно-восстановительной реакции

KMnO₄ + KOH + Na₂SO₃ → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O определите: сколько молей окислителя участвует в реакции.

1) 1;

2) 2;

3) 3;

4) 4.

 

14. Перекись водорода в окислительно-восстановительных реакциях может быть

1) только окислителем;

2) только восстановителем;

3) проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

 

15. Для окислительно-восстановительной реакции

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O определите: сколько молей воды участвует в реакции.

1) 3;

2) 5;

3) 7;

4) 9.

 

16. Для окислительно-восстановительной реакции

KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O определите: сколько молей окислителя участвует в реакции.

1) 2;

2) 3;

3) 4;

4) 5.

17. Для окислительно-восстановительной реакции

 

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O → MnO₂ + NaNO₃ + KOH определите тип реакций.

1) О + В + среда (кислая);

2) О + В + среда (щелочная);

3) О + В + среда (нейтральная).

 

18. Что можно считать правой частью уравнения реакции

Na₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄→?

1) NaCrO₂ + Fe(ОН)₃ + Na₂SO₄ + H₂О;

2) Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂О;

3) Cr(ОН)₃ + Fe(ОН)₃ + Na₂SO₄ + H₂О;

4) Cr₂(SO₄)₃ + Fe(ОН)₃ + Na₂SO₄ + H₂О.

 

19. Какие два вещества одновременно образуются в реакции

PbO₂ + HBr→?

1) Pb(OН)₄; Br₂;

2) PbBr₂; Br₂;

3) PbO; PbBr₂;

4) Pb(OН)₂; Br₂.

 

20. Какие два вещества одновременно образуются в реакции

Zn + KOH→?

1) Zn(ОН)₂; H₂О;

2) ZnО; KH;

3) K₂ZnO₂; H₂О;

4) K₂ZnO₂; H₂.

 

21. Какое вещество может быть использовано в качестве окислителя в химических реакциях?

1) Br₂;

2) K;

3) Са;

4) Al.

 

22. Сколько молей хлора вступает в реакцию с 2 молями йода

I₂ +Cl₂ + H₂О→ HIO₃ + HCl?

1) 10;

2) 2;

3) 8;

4) 9.

 

23. Что следует написать в качестве конечных продуктов реакции

CrO₃ + HBr→?

1) Cr(ОН)₃ + Br₂ + H₂О;

2) CrBr₃ + H₂ + H₂О;

3) H₂CrO₄ + Br₂ + H₂О;

4) CrBr ₃+ Br₂ + H₂О.

 

24. Чему равна сумма коэффициентов перед исходными веществами уравнения реакции Na₂Cr₂O₇ + NaNO₂ + H₂SO₄→?

1) 5;

2) 9;

3) 8;

4) 13.

 

25. Что является продуктом реакции MnO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄→?

1) Fe(ОН)₃;

2) Fe(ОН)₂;

3) Fe₂(SO₄)₃;

4) Fe.

 

Ответы на тест:

Номер вопроса
Вариант ответа
Номер вопроса
Вариант ответа
Номер вопроса
Вариант ответа

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

(Время на самостоятельную работу – 16 часов)

 

Химические реакции, сопровождающиеся возникновением электрического тока или протекающие под действием электрического тока, называются электрохимическими.

 

Гальванические элементы

Гальваническими элементами называются устройства, которые применяют для превращения энергии окислительно-восстанови-тельной реакции в электрическую энергию. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух электродов – пластин или стержней, изготовленных из разных металлов и погруженных в раствор электролита. В такой системе окислительно-восстановительные реакции пространственно разделены: окисление протекает на одном металле, а восстановление – на другом. Электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Этот направленный поток электронов представляет собой электрический ток. Важным понятием в гальваническом элементе является электродный потенциал.

В кристаллической решетке металла существует подвижное равновесие, которое выражается уравнением Ме ↔ Ме⁺ⁿ + ne^- . При погружении металла в водный раствор ионы металла под действием полярных молекул воды отрываются и переходят в раствор. При этом металлическая пластина заряжается отрицательно, а раствор положительно. Возникает двойной электрический слой. Между пластинкой и прилегающим к ней слоем раствора возникает скачок потенциалов. Возникшая разность электростатических потенциалов на границе между металлом (электродом) и раствором есть электродный потенциал.

При погружении металлического электрода в раствор одноименной соли в зависимости от природы металла возможен переход металла в состояние иона – процесс окисления:

Ме⁰ ↔ Ме⁺ⁿ + ne^-

или обратный процесс – восстановления:

Ме⁺ⁿ + ne^- ↔ Ме⁰.

Принято считать скачок потенциала положительным, если металл заряжен положительно относительно двойного электричес­кого слоя, и отрицательным, если металл заряжен отрицательно. Для каждого металлического электрода величину его элект­родного потенциала измеряют относительно электрода сравнения, потенциал которого условно принят равным нулю (водородный электрод).

Вследствие различной химической активности металлов их электродные потенциалы различаются. Если металлы расположить по мере возрастания их электродных потенциалов, то получится ряд, называемый электрохимическим (см. приложение).

 

Na⁺Mg⁺² Zn⁺²Fe⁺² Ni ⁺²Pb⁺² Н ⁺ Си⁺² Аg⁺ Рt^{+ 2} Аu⁺³

- 2,71 -2,36 - 0,76 -0,44 - 0,23 -0,13 00,34 0,799 1,20 1,50

 

Ряд напряжений имеет не только большое теоретическое значение, но с его помощью можно решить ряд практических вопросов:

1. Металлы, стоящие в ряду до водорода, взаимодействуют с кислотами, вытесняя водород:

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂↑.

2. Металлы, стоящие в ряду после водорода, характеризуются химической инертностью и не вытесняют водород из раствора кислот:

Ag + HCl ®.

3. Любой металл, стоящий левее (т.е. предыдущий), вытесняет из растворов солей металл, стоящий правее (т.е. последующий):

Fe + CuCl₂ ® Сu⁰ + FeCl₂.

4. В гальваническом элементе металл, стоящий левее (с меньшим потенциалом), будет анодом, а металл, стоящий правее, – катодом.

Металлы, более активные, чем водород, имеют отрицатель­ный потенциал, а менее активные – положительный.

Электродный потенциал зависит от природы металла, кон­центрации в растворе его катионов, их валентности и темпера­туры.

Для сравнения измеряют потенциалы электродов, опущенных в растворы с концентрацией ионов металла 1 моль/л и при тем­пературе 25 ° С. Такой электродный потенциал называется стандартным и обозначается j ⁰.

Зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла в растворе С и температуры Т описывается уравнением Нернста:

j = j ⁰ + RT/nF ´ ln C_Me⁺ⁿ,

где j ⁰ – стандартный электродный потенциал, В; С – концентрация ионов металла в растворе, моль/л; T – абсолютная температура раствора, Кельвин; n – заряд иона металла; F – число Фарадея (96495 Кл); R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль).

Если подставить значения констант и перевести натуральный логарифм ln в десятичный lg, то уравнение Нернста примет следующий вид:

j = j ⁰ + 0,059 /n ´ lg C_Me⁺ⁿ.

Основной количественной характеристикой гальваническо­го элемента является электродвижущая сила (ЭДС), которая определяется как разность электродных потенциалов катода и анода.

ЭДС = j_к - j_а.

О возможности осуществления окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе можно судить по изменению изобарно-изотермического потенциала системы (кДж). Связь между ΔG и ЭДС выражается уравнением

∆G = - nFE,

где Е - ЭДС гальванического элемента.

Если известна константа равновесия реакции К, протекающей в гальваническом элементе, то ЭДС можно определить из следующей зависимости:

E = 0,059 /n ´ ln К.