Нейтральная среда
Поместите в пробирку 4 – 5 капель 2Ь раствора серной кислоты, добавьте один микрошпатель цинковой пыли и подогрейте. Какой газ выделяется? Тоже проделайте с концентрированной серной кислотой. Какой газ выделяется? Проверьте растворимость цинка в 2М растворах соляной кислоты и едкой щелочи. Напишите уравнения всех проделанных реакций и объясните результаты опыта. ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1.1.Исходя из степени окисления подчеркнутого элемента, определите, какое соединение или ион является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. а) H Cl, H Cl O3, Cl O4- б) S 2-, H2 S O4, H2 S O3 в) Mn O4-, Mn, Mn O2 г) H3 P O3, P H3, P O43- д) K2 Cr 2O7, J -, H2 S O3 е) O 2, H2 O, H2 O 2 ж) Cr, Cr 2O3, Cr O4- з) H2 S, K Mn O4, H N O2 и) Cl 2, Mn O4-, S O2 к) C, H2 Se, Sn 4+ 1.2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами, приведенными ниже? Почему? Ответ мотивируйте рассмотрев степень окисления подчеркнутых элементов. л) NH3 и KMnO4 м) PH3 и HBr н) Zn и HNO3 о) HNO2 и HJ п) HCl и H2S р) K2Cr2O7 и H3PO3 с) HNO3 и H2S т) KMnO4 и KNO2 у) AgNO3 и H2O2 ф) SO2 и H2S
2. Пользуясь методом электронного баланса (или методом полуреакций), расставьте коэффициенты в данном уравнении реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое-восстановителем. Рассчитайте эквивалентную массу окислителя. Окислительно-восстановительная реакция выражается схемой а) KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O б) H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl в) Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH г) PbS + HNO3 → S + Pb(NO3)2 + NO + H2O д) KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O е) K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + MnSO4 + H2O ж) NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O з) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O и) KMnO4 + HBr → Br2 + MnBr2 + H2O + KBr к) H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O л) FeS + HNO3 → Fe(NO3)2 + S + NO + H2O м) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl +H2O н) K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O о) Au + HNO3 + HCl → AuCl3 +NO + H2O п) Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O р) Cr2O3 + KClO3 + KOH → K2ClO4 + KCl + H2O с) MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O т) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O у) K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O ф) AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O
3. Оцените термодинамическую возможность взаимодействия в системах, приведенных ниже. Проанализируйте практическую возможность этого взаимодействия в стандартных условиях, учитывая растворимость продукта реакции. Если реакция протекает, составьте уравнение методом электронного баланса. а) алюминий в концентрированной серной кислоте и цинк в растворе NaOH. б) цинк в концентрированной серной кислоте и алюминий в раствореNaOH в) медь в концентрированной азотной кислоте и олово в растворе КОН г) висмут в концентрированной азотной кислоте и цинк в растворе КОН д) магний в концентрированной серной кислоте и медь в растворе NaOH е) медь в разбавленной азотной кислоте и олово в растворе NaOH ж) медь в концентрированной серной кислоте и галий в растворе КОН з) магний в разбавленной азотной кислоте и хром в растворе NaOH и) цинк в концентрированной серной кислоте и берилий в растворе КОН к) висмут в концентрированной серной кислоте и золото в растворе NaOH л) цинк в разбавленной серной кислоте и хром в растворе КОН м) медь в концентрированной соляной кислоте и алюминий в растворе NaOH н) кобальт в разбавленной азотной кислоте и серебро в растворе КОН о) марганец в концентрированной серной кислоте и галий в растворе КОН п) висмут в концентрированной азотной кислоте и медь в растворе NaOH р) кобальт в концентрированной азотной кислоте и цинк в растворе NaOH с) цинк в концентрированной азотной кислоте и алюминий в растворе КОН т) марганец в концентрированной соляной кислоте и олово в растворе КОН у) медь в концентрированной азотной кислоте и галий в растворе NaOH ф) магний в разбавленной серной кислоте и берилий в растворе КОН
Кислая среда В растворе присутствуют частицы Н2О и Н+ Чтобы добавить атом кислорода необходимо [вещество] + Н2О → [добавили 1 атом О] + 2Н+ Чтобы связать атом кислорода используем следующее соотношение [вещество] + 2Н+ → [убрали 1 атом О]+ Н2О Щелочная среда В щелочной среде присутствуют частицы Н2О и ОН- Чтобы добавить атом кислорода необходимо [вещество] + 2ОН- → [добавили 1 атом О] + Н2О Чтобы связать атом кислорода необходимо [вещество] + Н2О → [убрали 1 атом О]+ 2ОН- Нейтральная среда В нейтральной среде только молекулы воды существуют в достаточном количестве, поэтому в левой части полуреакции всегда используют воду, а в правой могут получаться ионы водорода, если кислород добавляется, либо ионы гидроксила, если убирается излишний кислород. [вещество] + Н2О → [добавили 1 атом О] + 2Н+ [вещество] + Н2О → [убрали 1 атом О]+ 2ОН- Еще одним преимуществом метода полуреакций является возможность правильно уравнивать коэффициенты, не зная всех продуктов реакции, а только зная формы, до которых трансформируются окислитель и восстановитель. Остальные вещества получаются автоматически при суммировании двух полуреакций. Рассмотрим это на примерах. ПРИМЕР З. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и закончить уравнение реакции K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Na2SO4 +... РЕШЕНИЕ. В реакции два элемента изменяют свою степень окисления – хром и сера. Хром имеет степень окисления +6 в дихромате калия (K2Cr2O7), а превращается в сульфат хрома III (Cr2(SO4)3) со степенью окисления +3. Дихромат калия растворим в воде, следовательно, диссоциирует на ионы. Сульфат хрома III также в водном растворе будет существовать в виде ионов. Поэтому первая полуреакция должна описать превращение иона Cr2O72- в ион Cr3+. Сера имеет степень окисления +4 в сульфите натрия (Na2SO3), а превращается в сульфат натрия (Na2SO4) со степенью окисления +6. И сульфит натрия и сульфат натрия существуют в водном растворе в диссоциированном виде, поэтому во второй полуреакции нам нужно рассмотреть переход иона SO32- в ион SO42-. Взаимодействие веществ происходит в кислой среде. Для превращения Cr2O72- в ион Cr3+ нужно связать 7 атомов кислорода. В кислой среде для связывания 1 атома О нужно 2 иона Н+, при этом получается 1 молекула Н2О. Нам придется увеличить эти числа в 7 раз. Cr2O72- + 14 Н+ → 2Cr3+ + 7Н2О Суммарный заряд левой части равен +12, правой +6. В левую часть необходимо добавить 6 электронов для уравнивания заряда. Cr2O72- + 14 Н+ +6e-→ 2Cr3+ + 7Н2О Для превращения иона SO32- в ион SO42- нужно добавить один атом кислорода. Используем в качестве источника кислорода в кислой среде молекулу воды. SO32- + Н2О → SO42- +2Н+ Суммарный заряд левой части равен -2, правой – 0. Для уравнивания зарядов из левой части необходимо отнять 2 электрона. SO32- + Н2О - 2e-→ SO42- +2Н+
SO32- + Н2О - 2e-→ SO42- +2Н+ 2 3 Cr2O72- + 14 Н+ +6e-→ 2Cr3+ + 7Н2О 6 1 Складываем сначала левые части, а потом правые части полуреакций с учетом множителей. Следует отметить, что число отдаваемых и принимаемых электронов в этом случае совпадает, поэтому электроны взаимно сократятся и не будут входить в полученное уравнение. 3SO32- + 3Н2О + Cr2O72- + 14Н+ → 3SO42- + 6Н+ + 2Cr3+ + 7Н2О В левой и правой части уравнения оказались одинаковые вещества, а этого не должно быть в химических уравнениях. Но в левой части уравнения содержатся 3 молекулы воды, а в правой – 7, в левой части уравнения содержится 14 ионов водорода, а в правой – 6. Сократим излишние частицы (удаляем по 3 молекулы воды и по 6 ионов водорода из каждой части). Результатом будет уравнение реакции в ионном виде. 3SO32- + Cr2O72- + 8Н+ → 3SO42- + 2Cr3+ + 4Н2О Теперь остается получить уравнение реакции в молекулярном виде. Для этого, если не известны все продукты реакции, необходимо учесть противоионы, которые не приводятся в кратком ионном уравнении. Например, ионы водорода берутся из молекул серной кислоты, 8 ионов водорода содержится в 4 молекулах серной кислоты. Следовательно, 8 положительным ионам водорода соответствуют 4 сульфат иона. Запишем уравнение с учетом всех противоионов {укажем в фигурных скобках}. 3SO32-{6Na+} + Cr2O72-{2K+} + 8Н+{4SO42-} → 3SO42-{6Na+} + 2Cr3+{3SO42-} + 4Н2О Теперь можно видеть, что из противоионов левой части полностью задействованы в правой части только катионы натрия. Из четырех ионов кислотного остатка SO42- левой части в правой использованы только три. Катионы калия, присутствующие в левой части, в правой не представлены совсем. Следовательно, в правой части не учтены ион SO42- и 2 иона K+. Эти частицы дадут нам ещё одну молекулу в правую часть. Результатом будет следующее уравнение: 3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4 ПРИМЕР 4. Закончить уравнение реакции Br2 + Bi2O3 + KOH → KBr + KBrO3 + H2O РЕШЕНИЕ. Уравнение полуреакции восстановления брома имеет вид Br2+ 2е =2Вr- Если в реакции участвуют слабо диссоциирующие, малорастворимые твердые или газообразные вещества, то они записываются только в молекулярной форме. Поэтому при составлении уравнения полуреакции окисления висмута исходим из схемы Bi2O3 → 2BiO3- В щелочной среде для присоединения одного атома кислорода требуется добавить два иона гидроксила, при этом в правой части уравнения получится одна молекула воды. Нам требуется добавить 3 атома кислорода, соответственно нужно взять 6 гидроксид ионов, а в правой части получим три молекулы воды. В соответствии с этим можно записать: Bi2O3 + 6OH-= 2BiO3-+ 3H2O Суммарный заряд частиц левой части схемы равен -6. правой части равен -2. Следовательно, в процессе восстановления принимают участие четыре электрона: Bi2O3 + 6OH-= 2BiO3-+ 3H2O + 4е. Суммируя уравнения полуреакций, получим
Bi2O3 + 6OH-= 2BiO3-+ 3H2O + 4е 4 1 Bi2O3 + 2Br2 + 6OH-= 2BiO3-+ 3H2O +4Вr- или в молекулярной форме Bi2O3 + 2Br2 + 6KOH = 2KBiO3 + 3H2O +4KВr Рассмотрим пример расстановки коэффициентов в нейтральной среде. ПРИМЕР 5. Закончить уравнение реакции KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + … РЕШЕНИЕ. Степень окисления изменяют два элемента: марганец из состояния со степенью окисления +7 переходит в состояние со степенью окисления +4, а сера из состояния со степенью +4 переходит в состояние со степенью +6. Запишем соответствующие полуреакции, обращая внимание на то, что концентрация ионов водорода и гидроксила в растворе мала, следовательно в левой части полуреакций мы можем использовать только молекулы воды как для отнимания атомов кислорода, так и для их добавления. Перманганат калия (KMnO4) диссоциирует в растворе на ионы, тогда как оксид марганца (IV) выпадает в виде осадка, не распадаясь в растворе на ионы. MnO4– → MnO2 «Лишними» оказываются два атома кислорода, каждый из которых присоединится к молекуле воды, производя два иона гидроксила. MnO4– + 2H2O → MnO2 + 4OH– Заряд левой части -1, заряд правой части -4, следовательно в левую часть необходимо добавить три электрона. Окончательный вид полуреакции: MnO4– + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH– Сульфит калия (K2SO3) и сульфат калия (K2SO4) хорошо растворяются в воде, диссоциируюя на ионы. SO32– → SO42– Для осуществления такого превращения требуется добавить атом кислорода из молекулы воды, получая в правой части ионы водорода. SO32– + H2O → SO42– + 2H+ Заряд левой части -2, заряд правой части 0, поэтому нужно отнять два электрона из левой части, получая в окончательном виде: SO32– + H2O - 2e → SO42– + 2H+
MnO4– + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH– 3 2 SO32– + H2O - 2e → SO42– + 2H+ 2 3
Суммарное уравнение будет иметь вид: 2MnO4– + 4H2O + 3H2O + 3SO32– → 2MnO2 + 8OH– + 6H+ + 3SO42– В левой части присутствуют 7 молекул воды, а в правой части находятся ионы, на которые молекулы воды диссоциируют, поэтому можно заменить 8OH– + 6H+ на 6H2O + 2OH–, и получаем окончательный вид этого уравнения в ионной форме: 2MnO4– + H2O + 3SO32– = 2MnO2 + 2OH– + 3SO42– или в молекулярной форме: 2KMnO4 + H2O + 3K2SO3 = 2MnO2 + 2KOH + 3K2SO4 Важным достоинством метода полуреакций является то, что он показывает роль среды как активного участника всего процесса. В зависимости от среды может изменяться характер протекания процесса. Например, пероксид водорода восстанавливается: H2O2 + 2Н+ +2е = 2H2O (в кислой среде) Н2O2 + 2е = 2OH– (в нейтральной или щелочной среде). Так как пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, то с очень сильными окислителями, такими как КМnО4 в кислой среде, он может реагировать как восстановитель, образуя кислород Н2O2 = O2 + 2Н+ +2е. В соответствии с законом эквивалентов соединения реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Поэтому эквивалент выступает как мера вступающих в реакцию веществ и имеет в химии особое значение. Как известно, эквивалент вещества — это такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода. Масса одного эквивалента вещества называется его эквивалентной массой. В окислительно-восстановительной реакции при взаимодействии 1 моля атомов водорода присоединяется (или высвобождается 1 моль электронов): 1/2 H2 = Н+ + е, 1/2 H2 + е = H– Поэтому эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его количество, которое восстанавливаясь (окисляясь) присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. В соответствии с этим эквивалентная масса окислителя (восстановителя) Э равна его мольной массе М, деленной на число электронов n, которое присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (восстановителя) в данной реакции: Э=М/n [г/моль]. Так, в примере 4, эквивалент Bi2O3 равен 1/4 моля, а его эквивалентная масса Э= 466/4 = 116,5 г/моль; эквивалент Вr2 равен 1/2 моля, а его эквивалентная масса Э= I59,8/2 = 79,9 г/моль. II. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО ТЕМЕ «Окислительно-восстановительные реакции» ОПЫТ 1. a)В пробирку с 0.1 М раствором манганата (VII) калия (KMnO4) налить 1-2 мл разбавленной серной кислоты (H2SO4), добавить несколько кристалликов сульфата (IV) натрия (Na2SO3). Наблюдать изменение окраски растворa. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставить коэффициенты. б) Повторить опыт, взяв вместо манганата (VII) калия дихромат калия (K2Cr2O7). ОПЫТ 2. a)В пробирку с 0.1 М раствором манганата (VII) калия (KMnO4) налить 1-2 мл разбавленной серной кислоты (H2SO4), добавить несколько кристалликов нитрата (III) натрия (NaNO2). Наблюдать изменение окраски растворa. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставить коэффициенты в уравнениях, используя метод полуреакций. б) Повторить опыт, взяв вместо манганата (VII) калия дихромат калия (K2Cr2O7). ОПЫТ 3. а)В пробирку с 0.1 М раствором манганата (VII) калия (KMnO4) добавить 1-2 мл концентрированного раствора щелочи и несколько кристалликов сульфата (IV) натрия (Na2SO3). Что наблюдается? Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставить коэффициенты. б) В пробирку с 0.1 М раствором манганата (VII) калия (KMnO4) добавить 1-2 мл воды, и несколько кристалликов сульфата (IV) натрия (Na2SO3). Что наблюдается? Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставить коэффициенты. ОПЫТ 4. Налить в пробирку 2-3 мл 0.1 М раствора соли трехвалентного хрома и добавить по каплям 2 М раствора щелочи до растворения образующегося вначале осадка гидроксида хрома (III). Полученный раствор разделить на две части, к одной прибавить хлорат (I) натрия (NaClO), к другой - З % раствор пероксида водорода, осторожно нагреть до появления желтой окраски, характерной для иона СrO42-. Определить коэффициенты в уравнениях, используя метод полуреакций. ОПЫТ 5. Прокалить в пробирке небольшое количество кристаллического сульфата (IV) натрия (Na2SO3) в течение 5-6 минут. После охлаждения пробирки растворить ее содержимое в воде. Полученный раствор разлить в две пробирки и доказать присутствие в растворе ионов S2- и SO42- при помощи растворов сульфата меди (П) (CuSO4) и хлорида бария (BaCl2). Составить уравнения реакций. ОПЫТ 6. Сухую пробирку с небольшим количеством кристаллического дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 нагреть до начала реакции, а затем нагревание прекратить. Что наблюдается? Составить уравнения, указать какие элементы играют роль окислителя и восстановителя. ОПЫТ 7. Прокалить в сухой пробирке небольшое количество кристаллического манганата (VII) калия (KMnO4) до прекращения выделения газа. Проверить тлеющей лучинкой, какой газ выделяется. Составить уравнение реакции. III. ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ. 1. В чем различие окислительно-восстановительных реакций от реакций других типов? Привести примеры. 2. Классификация реакций окисления-восстановления. 3. Что называется окислением, восстановлением? Что происходит с окислителем и восстановителем во время окислительно-восстановительного процесса? 4. Указать элементы (по периодической системе), обладающие наиболее сильными восстановительными и окислительными свойствами. 5. Дать понятие степени окисления. 6. Окислительно-восстановительный эквивалент и его расчет в реакциях. 7. Определить степень окисления в следующих соединениях: 1. Углерода в CO, CO2, CH4, HCOH, CH3OH, CS2, COCl2, HCOOH 2. Кислорода в H2O, H2O2, O3, OF2, Na2O2, Li2O, Ba2O2, PbO2 3. Фосфора в PH3, H3PO3, P2O5, PF5, Na3PO4, Na3PO3, PCl3, K2HPO4 4. Серы в H2S, SO2, CS2, H2SO3, As2S3, SOCl2, (NH4)2S, NaHSO4 5. Хрома в Cr2O3, KCrO2, Na2CrO4, Cr2(SO4)3, K2Cr2O7, CrO3, Na3[Cr(OH)6] 6. Хлора в Cl2, KClO, BrCl3, KClO3, ClF3, KCl, KClO2, KClO4 7. Марганца в MnO2, Mn3O4, K2MnO4, MnSO4, NaMnO4, MnS, MnO 8. Висмута в Bi2O3, Bi2(SO4)3, KBiO3, BiF3, BiOCl, Bi2O5, Bi(NO3)3 9. Ксенона в XeO3, Xe, XeF4, K2XeO4, Na4XeO6 10. Мышьяка в As2O3, As2O5, Na3AsO4, Na3AsO3, H3As, As(OH)3 11. Водорода в NaH, H2, PH3, HCl, LiAlH4, H2[CuCl4], H2O, H2O2 12. Йода в I2, IF7, HI, PI3, HIO, ICl3, IBr5, TeI2 13. Брома в BrCl, Br2, HBr, BrF5, HBrO2, NaBrO, PBr3, K3[AlBr6] 14. Селена в SeO3, H2Se, SeOCl2, NaHSeO4, SeCl6, Al2(SeO3)3 15. Теллура в TeO3, H6TeO6, NaHTeO3, K2TeO4, TeF6, TeCl4, H2Te 16. Молибдена в MoO3, MoO2Cl2, H2MoO4, MoOCl4, MoCl3, MoCl4 17. Сурьмы в SbOCl, Sb2O3, Sb2S5, SbCl5, AlSb, SbH3, Na3[Sb(OH)6] 18. Железа в Fe2O3, Fe2(SO4)3, Na2FeO4, FeS2, Fe3O4, FeO, FeCl2 19. Ванадия в K3VO4, VOSO4, V2O5, HVO3, VCl4, VO2, VOCl 20. Криптона в KrF6, Kr, KrF4, BaKrO4, KrF2 21. Свинца в PbS, PbO2, Pb3O4, PbSO4, PbCl2, Pb(OH)2, Pb(NO3)2 22. Урана в UO3, UO2, Na2UO4, Na2U2O7, UO2F2, Na2UO2, UF5 23. Олова в SnCl2, SnO2, SnO, H2SnO3, SnCl4, SnOHCl, H2[SnCl6] 24. Меди в Cu2O, CuSO4, CuH, CuI2, [Cu(NH3)3]Cl, K2[Cu(OH)4] 25. Азота в N2O, HNO3, NO2, NaNO2, NH4Cl, Mg3N2, NO 26. Золота в AuCl3, AuI, H[Au(OH)Cl3], K[Au(CN)2], CsAuO, AuF5, AuF7 27. Серебра в Ag2O, AgBr, AgO, K[AgF4], [Ag(NH3)2]OH, K[AgI2] 28. Ртути в Hg2Cl2, HgCl2, Hg2(NO3)2, HgO, [Hg2N]OH, K2[HgI4], Na2[HgS2] 29. Плутония в PuH2, Pu(OH)3, Ba3(PuO5)2, PuF4, PuO2(OH), K2PuO4, PuH3 30. Платины в PtO, K4[Pt(CN)4], [Pt(NH3)2Cl2], Pt(OH)4, PtF6, K2[PtCl6], PtCl2 8.Составить уравнения реакций в кислой среде: 1. KBr + KMnO4 + H2SO4 = Br2 + MnSO4 + … 2. K2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + … 3. AsH3 + KMnO4 + H2SO4 = H3AsO4 + MnSO4 + … 4. SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + … 5. C + K2Cr2O7 + H2SO4 = CO2 + Cr2(SO4)3 + … 6. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S + Cr2(SO4)3 + … 7. Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + … 8. FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + … 9. Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + … 10. SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl = SnCl4 + CrCl3 + … 11. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O2 + MnSO4 + … 12. Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + … 13. MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + … 14. I2 + H2O2 = HIO3 + H2O 15. KNO2 + KMnO4 + H2SO4 = NO2 + MnSO4 + … 16. Bi + HNO3 = Bi(NO3)3 + NO2 + … 17. Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + … 18. H2SeO3 + H2O2 = H2SeO4 + H2O 19. KI + KMnO4 + H2SO4 = KIO + MnSO4 + … 20. MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2SO4 = HMnO4 + SO3 +… 21. FeS2 + HNO3 = H2SO4 + NO2 +… 22. FeSO4 + Br2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + HBr +… 23. Zn + H3AsO3 + H2SO4 = ZnSO4 + AsH3 +… 24. HBr + KMnO4 = MnBr2 + Br2 +… 25. Cu2O + HNO3 = NO + Cu(NO3)2 +… 26. NO2 + KMnO4 + H2O = MnSO4 + KNO3 +… 27. Sb + HNO3 = HSbO3 + NO2 +… 28. PbS + HNO3 = PbSO4 + NO2 +… 29. K2S + H2SO4 = SO2 +… 30. KI + KNO2 + H2SO4 = NO + I2 +… 9.Составить уравнения реакций в щелочной среде: 1. CrCl3 + Br2 + KOH = K2CrO4 + KBr + … 2. MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + … 3. KNO2 + KMnO4 + KOH = KNO3 + K2MnO4 + … 4. CrBr3 + H2O2 + NaOH = Na2CrO4 + H2O + … 5. KCrO2 + PbO2 + KOH = K2CrO4 + K2PbO2 + … 6. Fe2O3 + KNO3 + KOH = K2FeO4 + KNO2 + … 7. Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + … 8. Fe2O3 + KClO3 + KOH = K2FeO4 + KCl +… 9. Ru + KNO3 + KOH = K2RuO4 + KNO2 +… 10. Na2SeO3 + Cl2 + KOH = Na2SeO4 + KCl +… 11. MnO2 + Cl2 + KOH = K2MnO4 + KCl +… 12. NaCrO2 + Cl2 + NaOH = Na2CrO4 + NaCl +… 13. NaAsO2 + I2 + NaOH = Na3AsO4 + NaI +… 14. MnO2 + O2 + KOH = K2MnO4 + H2O +… 15. Mn(OH)2 + Cl2 + KOH = MnO2 + KCl +… 10.Составить уравнения реакций в нейтральной среде: 1. NaBr + NaClO + H2O = Br2 + NaCl +… 2. SO2 + KMnO4 + H2O = K2SO4 + MnO2 +… 3. H2S + Cl2 + H2O = H2SO4 + HCl 4. SO2 + FeCl3 + H2O = H2SO4 + FeCl2 +… 5. K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 +… 6. K2S + K2MnO4 + H2O = S + MnO2 +… 7. H2S + KMnO4 + H2O = S + MnO2 +… 8. Cl2 + I2 + H2O = HIO3 + HCl 9. K2SeO3 + KI + H2O = Se + I2 +… 10. KI + KMnO4 + H2O = KIO3 + MnO2 +… 11. KMnO4 + KI + H2O = MnO2 + I2 +… 12. K2MnO4 + KI + H2O = KIO3 + MnO2 +… 13. KI + K2 MnO4 + H2O = I2 + MnO2 +… 14. NO2 + KMnO4 + H2O = KNO3 + MnO2 +… 15. Ni(OH)2 + NaClO + H2O = Ni(OH)3 + Cl2 +…
Предметный указатель Валентность 6 Восстановители 7 основные представители 7 Окислители 6 основные представители 7 Окислительно-восстановительные реакции 6 внутримолекулярные 8 диспропорционирования 8 межмолекулярные 7 Расстановка коэффициентов 9 метод электронного баланса 9 метод полуреакций 10 учет среды 11 Степень окисления 3 правила определения 3 Эквивалент 16 восстановителя 17 окислителя 17 Эквивалентная масса 16 СОДЕРЖАНИЕ
I. Окислительно-восстановительные реакции 3
II. Лабораторные работы по теме 18
III.Вопросы и задачи для самостоятельного решения 20
Предметный указатель 24
|
Осталось только сложить обе полуреакции с учетом числа электронов.
Br2+ 2е =2Вr- 2 2
Теперь сложим полуреакции с учетом количества передаваемых в них электронов.
