1. Дано уравнение реакции получения оксида азота (II): N2 + O2 ⇄ 2NO - Q

Кратко по заданиям

1. \(N_2 + O_2 \rightleftarrows 2NO - Q\) — реакция соединения, ОВР, обратимая, эндотермическая, гомогенная (газовая), катализатор в уравнении не указан — некаталитическая.
2. А — 1, Б — 3, В — 4, Г — 2.
3. 1. \(K_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS\downarrow + 2KNO_3\);
   2. \(FeSO_4 + 2NaOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4\);
   3. \(Cu(OH)_2 + 2HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2H_2O\);
   4. \(Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu\).
4. \(v = 0{,}03\) моль/(л·с).
5. А — 1 (окисление), Б — 2 (восстановление), В — 2 (если схема \(Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn^0\)).
6. \(4Zn + 10HNO_3 \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O\); окислитель — \(HNO_3\) (азот \(+5\)), восстановитель — \(Zn^0\).
7. Сильные: \(HCl, NaOH, KNO_3, HNO_3, NaCl\); слабые: \(CH_3COOH, H_2S\); \(CH_3OH\) — неэлектролит. \(BaSO_4\) — малорастворимая соль.
8. 1. \(BaCl_2 + K_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2KCl\);
   2. \(2NaOH + Cu(NO_3)_2 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaNO_3\).
9. Окисление — отдача электронов, степень окисления повышается; восстановление — приём электронов, степень окисления понижается.

Разбор: как получить эти ответы

1. Характеристика реакции

Смотрим на уравнение \(N_2 + O_2 \rightleftarrows 2NO - Q\):

• два простых вещества дают одно сложное — соединение;
• знак \(\rightleftarrows\) — обратимая;
• минус \(Q\) означает, что теплота поглощается, — эндотермическая;
• азот меняет степень окисления \(0 \rightarrow +2\), кислород \(0 \rightarrow -2\) — ОВР;
• все вещества газы — гомогенная;
• катализатор не записан — некаталитическая.

2. Типы реакций

• \(2Li + 2H_2O \rightarrow 2LiOH + H_2\uparrow\) — литий замещает водород в воде, это замещение.
• \(H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl\) — два сложных вещества обмениваются частями, это обмен.
• \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\) — из двух веществ одно, это соединение (одновременно горение водорода).
• \(Cu(OH)_2 \rightarrow CuO + H_2O\) — из одного вещества два, это разложение.

3. Реакции и ионные уравнения

1. \(K_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS\downarrow + 2KNO_3\)
   Полное ионное:
   \[ 2K^+ + S^{2-} + Pb^{2+} + 2NO_3^- \rightarrow PbS\downarrow + 2K^+ + 2NO_3^- \] Сокращённое:
   \[ Pb^{2+} + S^{2-} \rightarrow PbS\downarrow \] Образуются сульфид свинца(II) и нитрат калия.

2. \(FeSO_4 + 2NaOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4\)
   Полное ионное:
   \[ Fe^{2+} + SO_4^{2-} + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + SO_4^{2-} \] Сокращённое:
   \[ Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow \] Образуются гидроксид железа(II) и сульфат натрия.

3. \(Cu(OH)_2 + 2HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2H_2O\)
   Полное ионное:
   \[ Cu(OH)_2 + 2H^+ + 2NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + 2NO_3^- + 2H_2O \] Сокращённое:
   \[ Cu(OH)_2 + 2H^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2H_2O \] Образуются нитрат меди(II) и вода.

4. \(Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu\)
   Полное ионное:
   \[ Zn + Cu^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow Zn^{2+} + SO_4^{2-} + Cu \] Сокращённое:
   \[ Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu \] Образуются сульфат цинка и медь.

Правило: сильные растворимые электролиты записываем ионами, а осадки, газы, воду и слабые электролиты — молекулами.

4. Средняя скорость реакции

Концентрация вещества А уменьшилась на \(0{,}8 - 0{,}2 = 0{,}6\) моль/л.
\[ v = \frac{|\Delta c|}{\Delta t} = \frac{0{,}6}{20} = 0{,}03 \text{ моль/(л·с)} \] Знак минус у изменения концентрации берём по модулю, потому что скорость положительна.

5. Окисление и восстановление

• \(2O^{2-} \rightarrow O_2\): кислород отдаёт электроны, степень окисления растёт от \(-2\) до \(0\) — окисление, 1.
• \(Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0\): медь принимает электроны, степень окисления падает от \(+2\) до \(0\) — восстановление, 2.
• \(Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn^0\): цинк принимает электроны, степень окисления падает от \(+2\) до \(0\) — восстановление, 2.

6. ОВР с цинком и азотной кислотой

\[ Zn + HNO_3 \rightarrow Zn(NO_3)_2 + N_2O + H_2O \]

Степени окисления: \(Zn^0\), \(N^{+5}\), в \(N_2O\) азот \(N^{+1}\).

Полуреакции: \[ Zn^0 - 2e^- \rightarrow Zn^{2+} \quad | \times 4 \] \[ 2N^{+5} + 8e^- \rightarrow 2N^{+1} \quad | \times 1 \]

Баланс электронов: \(4 \cdot 2 = 8\) отданных и \(8\) принятых.

Расставляем коэффициенты: \[ 4Zn + 10HNO_3 \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O \]

Проверка:
Zn: \(4 = 4\);
N: \(10 = 4 \cdot 2 + 2 = 10\);
H: \(10 = 5 \cdot 2 = 10\);
O: \(10 \cdot 3 = 30\), справа \(4 \cdot 6 + 1 + 5 = 30\).

Окислитель — \(HNO_3\) за счёт \(N^{+5}\), восстановитель — \(Zn^0\).

7. Электролиты

• Сильные (диссоциируют полностью): \(HCl\), \(NaOH\), \(KNO_3\), \(HNO_3\), \(NaCl\).
• Слабые (диссоциируют частично): \(CH_3COOH\), \(H_2S\).
• \(CH_3OH\) — неэлектролит, на ионы не распадается.
• \(BaSO_4\) — соль, формально сильный электролит, но практически нерастворима, поэтому ионов в растворе очень мало.

8. Ионные уравнения

1. \(BaCl_2 + K_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2KCl\)
   Полное: \[ Ba^{2+} + 2Cl^- + 2K^+ + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2K^+ + 2Cl^- \] Сокращённое: \[ Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow \]

2. \(2NaOH + Cu(NO_3)_2 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaNO_3\)
   Полное: \[ 2Na^+ + 2OH^- + Cu^{2+} + 2NO_3^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + 2NO_3^- \] Сокращённое: \[ Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow \]

9. Определения

• Окисление — процесс отдачи электронов; степень окисления элемента повышается.
• Восстановление — процесс принятия электронов; степень окисления элемента понижается.
• Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется; окислитель принимает электроны и сам восстанавливается.