Решите

Для решения задачи необходимо составить схемы электронного баланса и уравнения для реакций, описанных в задании. Разберём каждую реакцию по отдельности. ### a) \( \text{Fe}_2\text{O}_3 + \text{H}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{Fe} \) #### Шаг 1: Определить степени окисления - **Fe** в \( \text{Fe}_2\text{O}_3 \): +3 - **Fe** в \( \text{Fe} \): 0 - **H** в \( \text{H}_2 \): 0 - **H** в \( \text{H}_2\text{O} \): +1 - **O** всегда \(-2\). #### Шаг 2: Определить, что изменяется - **Fe**: \( +3 \rightarrow 0 \) (восстановление: \( \text{Fe}^{3+} + 3e^- \rightarrow \text{Fe} \)) - **H**: \( 0 \rightarrow +1 \) (окисление: \( \text{H}_2 \rightarrow 2\text{H}^+ + 2e^- \)) #### Шаг 3: Составить уравнение электронного баланса Сравниваем количество электронов: - Для *Fe*: 2 атома Fe – 2 × 3e⁻ = 6e⁻ - Для *H*: 2 × 1 атома H – 2e⁻ Уравнивание: Поскольку 6 электронов в одной реакции и 2 в другой, умножим вторую реакцию на 3: \[ 3(\text{H}_2 \rightarrow 2\text{H}^+ + 2e^- ) \] Тогда: \[ 3 \times 2e^- = 6e^- \] #### Шаг 4: Составить итоговое уравнение: \[ \text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\text{H}_2 \rightarrow 3\text{H}_2\text{O} + 2\text{Fe} \] ### b) \( \text{Na}_2\text{SO}_3 + \text{O}_2 \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 \) #### Шаг 1: Определить степени окисления - **S** в \( \text{Na}_2\text{SO}_3 \): +4 - **S** в \( \text{Na}_2\text{SO}_4 \): +6 - **O** в \( \text{O}_2 \): 0 - **O** в соединениях: -2 #### Шаг 2: Определить, что изменяется - **S**: \( +4 \rightarrow +6 \) (окисление: \( \text{SO}_3^{2-} \rightarrow \text{SO}_4^{2-} + 2e^- \)) - **O**: \( 0 \rightarrow -2 \) (восстановление: \( \text{O}_2 + 4e^- \rightarrow 2\text{O}^{2-} \)) #### Шаг 3: Составить уравнение электронного баланса Так как образуется 2e⁻ в первой реакции и используется 4e⁻ во второй: \[ 2(\text{SO}_3^{2-} \rightarrow \text{SO}_4^{2-} + 2e^- ) \] #### Шаг 4: Составить итоговое уравнение: \[ 2\text{Na}_2\text{SO}_3 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{Na}_2\text{SO}_4 \] ### c) \( \text{Zn} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{S} + \text{H}_2\text{O} \) #### Шаг 1: Определить степени окисления - **Zn**: 0 до +2 - **S** в \( \text{H}_2\text{SO}_4 \): +6 - **S** в \( \text{S} \): 0 - **O** и **H** не изменяются. #### Шаг 2: Определить, что изменяется - **Zn**: \( 0 \rightarrow +2 \) (окисление: \( \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^- \)) - **S**: \( +6 \rightarrow 0 \) (восстановление: \( \text{SO}_4^{2-} + 8e^- \rightarrow \text{S} \)) #### Шаг 3: Составить уравнение электронного баланса Подберём коэффициенты так, чтобы число теряемых и принимаемых электронов равнялось: \[ \text{Zn}: 2e^{-} \text{x 2} \rightarrow 4e^- \] \[ \text{S}: 8e^{-} \] Умножим первую реакцию на 4: \[ 4(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-) \] #### Шаг 4: Составить итоговое уравнение: \[ 4\text{Zn} + 5\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 4\text{ZnSO}_4 + \text{S} + 4\text{H}_2\text{O} \]