Составьте урввнения реаеций магния с соляной кислотой в молекулярном и ионном видах

Если что не понятно, жду в комменты :)

ответ:Цепочка превращений:

S -> SO2 -> H2SO3 -> K2SO3.

В результате сжигания серы на воздухе (280 - 360^{0}C) образуется сернистый газ:

 \[ S + O_2 \rightarrow SO_2.\]

Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при 20^{0}C); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:

 \[SO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_3.\]

В ходе нейтрализации сернистой кислоты гидроксидом калия образуется средняя соль – сульфит калия:

 \[ H_2SO_3 + 2KOH \rightarrow K_2SO_3 + H_2O.\]

Сернистая кислота – очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на диоксид серы и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется сернистый газ:

 \[Na_2SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + SO_2_{gas} + H_2O.\]

Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:

 \[2H_2SO_3 + O_2 \rightarrow H_2SO_4.\]

Сернистая кислота – хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:

 \[H_2SO_3 + Cl_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 2HCl.\]

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция её с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:

 \[H_2SO_3 + 2H_2S \rightarrow 2S_{solid} + 3H_2O.\]

Объяснение:

Объяснение:

Неметалл водород, а точнее, окислительно-восстановительная пара 2H⁺/H₂ при стандартных условиях имеет (принято) стандартный электродный потенциал = 0 В. При нахождении металла до водорода в ряду активности, потенциал металла ниже (<0 B), в таком случае металл вытеснить водород из кислот. Если металл стои́т в ряду активности после водорода, его потенциал выше (>0 B), такие металлы водород из кислот не вытесняют. Водород появился в ряду активности металлов, потому что относительно стандартного водородного электрода измеряют потенциалы металлов (да и других окислительно-восстановительных пар). Приведём оба примера.

① Zn + 2H⁺ ⟹ Zn²⁺ + H₂↑

анод (–): Zn⁰ ⟶ Zn²⁺ + 2ē (окисление)

катод (+): 2H⁺ + 2ē ⟶ H₂⁰ (восстановление)

ЭДС⁰ = E⁰(2H⁺/H₂) – E⁰(Zn²⁺/Zn) = 0 В – (–0,76 В) = 0,76 В > 0

при положительном значении электродвижущей силы ОВР протекает прямая реакция.

② 2Ag + 2H⁺ ⟸ 2Ag⁺ + H₂↑

анод (предположительно) (–): Ag⁰ ⟶ Ag⁺ + ē (окисление)

катод (предположительно) (+): 2H⁺ + 2ē ⟶ H₂⁰ (восстановление)

ЭДС⁰ = E⁰(2H⁺/H₂) – E⁰(Ag⁺/Ag) = 0 В – 0,8 В = – 0,8 В < 0

при отрицательном значении ЭДС прямая реакция невозможна, протекает обратная реакция.

Таким образом, водород вытесняют металлы, стоящие в ряду активности до самого водорода. А сам водород восстановить металлы из растворов солей, если металл стои́т в ряду напряжений после водорода. Электроотрицательность здесь ни при чём.