3. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций методом ионно-электронного баланса:
Указать окислитель и восстановитель, тип ОВР.
1. Реакция: \( \text{Al} + \text{KClO}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow (\text{Al}^{3+}, \text{Cl}^-) \)
Определим степени окисления элементов:
- В \( \text{Al} \): \( \text{Al}^0 \)
- В \( \text{KClO}_4 \): \( \text{K}^+ \), \( \text{O}^{2-} \). Пусть степень окисления \( \text{Cl} \) будет \( x \). Тогда \( +1 + x + 4 \cdot (-2) = 0 \Rightarrow 1 + x - 8 = 0 \Rightarrow x = +7 \). Значит, \( \text{Cl}^{+7} \).
- В \( \text{H}_2\text{SO}_4 \): \( \text{H}^+ \), \( \text{O}^{2-} \), \( \text{S}^{+6} \).
- В продуктах: \( \text{Al}^{3+} \), \( \text{Cl}^- \).
Изменение степеней окисления:
- \( \text{Al}^0 \rightarrow \text{Al}^{+3} \) (отдает электроны, окисляется)
- \( \text{Cl}^{+7} \rightarrow \text{Cl}^{-1} \) (принимает электроны, восстанавливается)
Составим полуреакции:
Окисление:
\[ \text{Al}^0 - 3\text{e}^- \rightarrow \text{Al}^{3+} \]Восстановление:
В кислой среде \( \text{ClO}_4^- \) восстанавливается до \( \text{Cl}^- \). Для баланса кислорода добавляем \( \text{H}_2\text{O} \), для баланса водорода - \( \text{H}^+ \).
\[ \text{ClO}_4^- + 8\text{H}^+ + 8\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}^- + 4\text{H}_2\text{O} \]Найдем наименьшее общее кратное для числа электронов (3 и 8) - это 24.
Умножим полуреакцию окисления на 8, а полуреакцию восстановления на 3:
\[ 8 \cdot (\text{Al}^0 - 3\text{e}^- \rightarrow \text{Al}^{3+}) \] \[ 3 \cdot (\text{ClO}_4^- + 8\text{H}^+ + 8\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}^- + 4\text{H}_2\text{O}) \]Сложим полуреакции:
\[ 8\text{Al}^0 + 3\text{ClO}_4^- + 24\text{H}^+ \rightarrow 8\text{Al}^{3+} + 3\text{Cl}^- + 12\text{H}_2\text{O} \]Теперь перенесем это в молекулярное уравнение. Учитываем, что \( \text{KClO}_4 \) дает \( \text{ClO}_4^- \), а \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) дает \( \text{H}^+ \). Продукты \( \text{Al}^{3+} \) и \( \text{Cl}^- \) будут в виде солей.
Ионы \( \text{Al}^{3+} \) и \( \text{SO}_4^{2-} \) образуют \( \text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 \). Ионы \( \text{K}^+ \) и \( \text{SO}_4^{2-} \) образуют \( \text{K}_2\text{SO}_4 \). Ионы \( \text{Cl}^- \) и \( \text{H}^+ \) не образуют \( \text{HCl} \), так как \( \text{Cl}^- \) уже является продуктом восстановления. \( \text{Cl}^- \) будет в виде \( \text{AlCl}_3 \) или \( \text{KCl} \). В данном случае, скорее всего, образуется \( \text{AlCl}_3 \) или \( \text{KCl} \). Если \( \text{Al}^{3+} \) и \( \text{Cl}^- \) указаны как отдельные ионы, то они могут быть частью разных солей. Однако, обычно в таких реакциях образуются соли. Предположим, что \( \text{Cl}^- \) образует \( \text{KCl} \).
Балансируем молекулярное уравнение:
\[ 8\text{Al} + 3\text{KClO}_4 + 12\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 4\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{KCl} + 12\text{H}_2\text{O} \]Проверим баланс атомов:
- Al: 8 слева, \( 4 \cdot 2 = 8 \) справа.
- K: 3 слева, 3 справа.
- Cl: 3 слева, 3 справа.
- H: \( 12 \cdot 2 = 24 \) слева, \( 12 \cdot 2 = 24 \) справа.
- S: 12 слева, \( 4 \cdot 3 = 12 \) справа.
- O: \( 3 \cdot 4 + 12 \cdot 4 = 12 + 48 = 60 \) слева, \( 4 \cdot 3 \cdot 4 + 12 = 48 + 12 = 60 \) справа.
Уравнение сбалансировано.
Окислитель: \( \text{KClO}_4 \) (или \( \text{ClO}_4^- \), так как \( \text{Cl}^{+7} \) восстанавливается)
Восстановитель: \( \text{Al} \) (так как \( \text{Al}^0 \) окисляется)
Тип ОВР: Межмолекулярная ОВР.
2. Реакция: \( \text{K}_3\text{AsO}_3 + \text{I}_2 + \text{KOH} \rightarrow (\text{AsO}_4^{3-}, \text{I}^-) \)
Определим степени окисления элементов:
- В \( \text{K}_3\text{AsO}_3 \): \( \text{K}^+ \), \( \text{O}^{2-} \). Пусть степень окисления \( \text{As} \) будет \( x \). Тогда \( 3 \cdot (+1) + x + 3 \cdot (-2) = 0 \Rightarrow 3 + x - 6 = 0 \Rightarrow x = +3 \). Значит, \( \text{As}^{+3} \).
- В \( \text{I}_2 \): \( \text{I}^0 \).
- В \( \text{KOH} \): \( \text{K}^+ \), \( \text{O}^{2-} \), \( \text{H}^+ \).
- В продуктах: \( \text{AsO}_4^{3-} \). Пусть степень окисления \( \text{As} \) будет \( y \). Тогда \( y + 4 \cdot (-2) = -3 \Rightarrow y - 8 = -3 \Rightarrow y = +5 \). Значит, \( \text{As}^{+5} \).
- В продуктах: \( \text{I}^- \).
Изменение степеней окисления:
- \( \text{As}^{+3} \rightarrow \text{As}^{+5} \) (отдает электроны, окисляется)
- \( \text{I}^0 \rightarrow \text{I}^{-1} \) (принимает электроны, восстанавливается)
Составим полуреакции:
Окисление:
В щелочной среде \( \text{AsO}_3^{3-} \) окисляется до \( \text{AsO}_4^{3-} \). Для баланса кислорода добавляем \( \text{H}_2\text{O} \), для баланса водорода - \( \text{OH}^- \).
\[ \text{AsO}_3^{3-} + 2\text{OH}^- - 2\text{e}^- \rightarrow \text{AsO}_4^{3-} + \text{H}_2\text{O} \]Восстановление:
\[ \text{I}_2^0 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^- \]Число электронов уже сбалансировано (2 и 2).
Сложим полуреакции:
\[ \text{AsO}_3^{3-} + 2\text{OH}^- + \text{I}_2 \rightarrow \text{AsO}_4^{3-} + \text{H}_2\text{O} + 2\text{I}^- \]Теперь перенесем это в молекулярное уравнение. Учитываем, что \( \text{K}_3\text{AsO}_3 \) дает \( \text{AsO}_3^{3-} \), а \( \text{KOH} \) дает \( \text{OH}^- \). Продукты \( \text{AsO}_4^{3-} \) и \( \text{I}^- \) будут в виде солей.
Ионы \( \text{AsO}_4^{3-} \) и \( \text{K}^+ \) образуют \( \text{K}_3\text{AsO}_4 \). Ионы \( \text{I}^- \) и \( \text{K}^+ \) образуют \( \text{KI} \).
Балансируем молекулярное уравнение:
\[ \text{K}_3\text{AsO}_3 + \text{I}_2 + 2\text{KOH} \rightarrow \text{K}_3\text{AsO}_4 + 2\text{KI} + \text{H}_2\text{O} \]Проверим баланс атомов:
- K: \( 3 + 2 = 5 \) слева, \( 3 + 2 = 5 \) справа.
- As: 1 слева, 1 справа.
- O: \( 3 + 2 = 5 \) слева, \( 4 + 1 = 5 \) справа.
- I: 2 слева, 2 справа.
- H: 2 слева, 2 справа.
Уравнение сбалансировано.
Окислитель: \( \text{I}_2 \) (так как \( \text{I}^0 \) восстанавливается)
Восстановитель: \( \text{K}_3\text{AsO}_3 \) (или \( \text{AsO}_3^{3-} \), так как \( \text{As}^{+3} \) окисляется)
Тип ОВР: Межмолекулярная ОВР.
3. Реакция: \( \text{I}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow (\text{I}^-, \text{IO}_3^-) \)
Определим степени окисления элементов:
- В \( \text{I}_2 \): \( \text{I}^0 \).
- В \( \text{H}_2\text{O} \): \( \text{H}^+ \), \( \text{O}^{2-} \).
- В продуктах: \( \text{I}^- \).
- В продуктах: \( \text{IO}_3^- \). Пусть степень окисления \( \text{I} \) будет \( x \). Тогда \( x + 3 \cdot (-2) = -1 \Rightarrow x - 6 = -1 \Rightarrow x = +5 \). Значит, \( \text{I}^{+5} \).
Изменение степеней окисления:
- \( \text{I}^0 \rightarrow \text{I}^{-1} \) (принимает электроны, восстанавливается)
- \( \text{I}^0 \rightarrow \text{I}^{+5} \) (отдает электроны, окисляется)
Это реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), так как один и тот же элемент (йод) одновременно окисляется и восстанавливается.
Составим полуреакции:
Восстановление:
\[ \text{I}_2^0 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^- \]Окисление:
В нейтральной среде \( \text{I}_2 \) окисляется до \( \text{IO}_3^- \). Для баланса кислорода добавляем \( \text{H}_2\text{O} \), для баланса водорода - \( \text{H}^+ \). Поскольку реакция происходит в воде, можно предположить, что среда может стать слабокислой или слабощелочной в зависимости от продуктов. Однако, для баланса ионов \( \text{IO}_3^- \) и \( \text{I}^- \) в нейтральной среде, мы можем использовать \( \text{H}_2\text{O} \) и \( \text{H}^+ \) или \( \text{OH}^- \).
Давайте предположим, что реакция протекает в нейтральной или слабощелочной среде, так как \( \text{IO}_3^- \) и \( \text{I}^- \) являются стабильными ионами в таких условиях. Если бы среда была кислой, то \( \text{IO}_3^- \) мог бы восстанавливаться до \( \text{I}_2 \) или \( \text{I}^- \).
Для окисления \( \text{I}_2 \) до \( \text{IO}_3^- \):
\[ \text{I}_2 + 6\text{H}_2\text{O} - 10\text{e}^- \rightarrow 2\text{IO}_3^- + 12\text{H}^+ \]Если мы хотим получить ионы \( \text{I}^- \) и \( \text{IO}_3^- \) в растворе, то реакция диспропорционирования йода обычно протекает в щелочной среде. Давайте сбалансируем в щелочной среде.
Окисление (в щелочной среде):
\[ \text{I}_2 + 12\text{OH}^- - 10\text{e}^- \rightarrow 2\text{IO}_3^- + 6\text{H}_2\text{O} \]Восстановление (в щелочной среде):
\[ \text{I}_2 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^- \]Найдем наименьшее общее кратное для числа электронов (10 и 2) - это 10.
Умножим полуреакцию восстановления на 5:
\[ 5 \cdot (\text{I}_2 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{I}^-) \] \[ \text{I}_2 + 12\text{OH}^- - 10\text{e}^- \rightarrow 2\text{IO}_3^- + 6\text{H}_2\text{O} \]Сложим полуреакции:
\[ 5\text{I}_2 + \text{I}_2 + 12\text{OH}^- \rightarrow 10\text{I}^- + 2\text{IO}_3^- + 6\text{H}_2\text{O} \] \[ 6\text{I}_2 + 12\text{OH}^- \rightarrow 10\text{I}^- + 2\text{IO}_3^- + 6\text{H}_2\text{O} \]Разделим все коэффициенты на 2 для упрощения:
\[ 3\text{I}_2 + 6\text{OH}^- \rightarrow 5\text{I}^- + \text{IO}_3^- + 3\text{H}_2\text{O} \]Теперь перенесем это в молекулярное уравнение. Если реакция происходит в воде, то для образования \( \text{OH}^- \) необходима щелочь, или же вода сама может