В уравнениях окислительно-восстановительных реакций

А) Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2O
Электронный баланс:
1| Au0 – 3e– Au+3 — окисление
1| N+5 + 3e– N+2 — восстановление
-----------------------------------------------
Au0 + N+5 Au+3 + N+2
Уравнение реакции:
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O
Окислитель — HNO3, восстановитель — Au.
б) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + …
Ионно-электронные схемы:
6| Fe2+ – e– Fe3+ — окисление
1| ClO3– + 6H+ + 6e– Cl– + 3H2O — восстановление
--------------------------------------------------------------------
6Fe2+ + ClO3– + 6H+ = 6Fe3+ + Cl– + 3H2O
Уравнение реакции:
6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O
Окислитель — KClO3, восстановитель — FeSO4.
Рассчитываем ЭДС.
E0 = E0(ClO3–/Cl–) – E0(Fe3+/Fe2+) = 1,56 – 0,77 = 0,79 В.
Вычисляем изменение энергии Гиббса.
ΔG0 = –nFE0
n – наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в полуреакциях окисления и восстановления; F – постоянная Фарадея (96 485 Кл/моль); E0 – стандартная ЭДС, В.
ΔG0 = –6 · 96485 · 0,79 = –457339 Дж.
ΔG0 < 0, поэтому реакция идет в прямом направлении.
Полноту протекания реакции определим по величине константы равновесия:
= 2,181080.
Большая величина константы равновесия свидетельствует о том, что равновесие реакции сдвинуто в сторону продуктов.