МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ …2 УДК 541 Аветисян Н.Н. Окислительно-восстановительные реакции. Химические

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Рубцовский индустриальный институт (филиал)

ФГБОУ ВО «Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова»

Н.Н. Аветисян

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Методические указания по химии для самостоятельной работы студентов

технических направлений всех форм обучения

Рубцовск 2015

2

УДК 541

Аветисян Н.Н. Окислительно-восстановительные реакции. Химические

свойства металлов: Методические указания по химии для самостоятельной

работы студентов технических направлений всех форм обучения / Рубцовский

индустриальный институт - Рубцовск, 2015. – 48 с.

Методические указания содержат теоретический материал,

необходимый для самостоятельной работы студентов по теме

«Окислительно-восстановительные реакции».

В работе разобраны примеры уравнивания схем окислительно-

восстановительных реакций, приведены варианты индивидуальных и

тестовых заданий.

Рассмотрено и одобрено на

заседании кафедры физики и

химии Рубцовского

индустриального института.

Протокол № 4 от 10.12.2015

Рецензент: д.х.н., профессор АГУ В.К. Чеботарёв

© Рубцовский индустриальный институт, 2015

3

СОДЕРЖАНИЕ

1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ......................... 4

1.1. Важнейшие восстановители ...................................................................... 6

1.2. Важнейшие окислители ............................................................................. 7

1.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций методом электронного баланса ............................................................. 8

1.4. Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций) ........ 9

1.5. Классификация реакций окисления-восстановления ........................... 10

2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ ................................................. 13

2.1. Взаимодействие металлов с элементарными окислителями ............... 14

2.2. Взаимодействие металлов с кислотами ................................................. 16

2.2.1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой ........................... 16

2.2.2. Взаимодействие металлов с серной кислотой ............................. 17

2.2.3. Взаимодействие металлов с азотной кислотой ........................... 19

2.2.4. Действие «царской водки» на металлы ........................................ 21

2.3. Взаимодействие металлов со щелочами и водой .................................. 21

3. ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ................................................................ 23

3.1. Окислительно-восстановительные реакции .......................................... 23

3.2. Химические свойства металлов .............................................................. 30

3.3. Тестовые задания ...................................................................................... 30

ПРИЛОЖЕНИЕ 1. Степени окисления простых веществ,

соединений, катионов и анионов ...................................................................... 44

ПРИЛОЖЕНИЕ 2. Схема процессов окисления-восстановления .................. 45

ПРИЛОЖЕНИЕ 3. Химические свойства металлов ........................................ 46

ПРИЛОЖЕНИЕ 4. Растворимость кислот, оснований и солей в воде .......... 47

4

1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Понятие степени окисления введено для характеристики состояния атома в

молекуле и количественной оценки глубины окисления атомов в молекулах

органических и неорганических соединений.

Степень окисления – это условный заряд атома, который вычисляют

исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Валентность атома и его степень окисления

Понятие степени окисления следует отличать от валентности атома.

Валентность не учитывает полярности химических связей, поэтому не имеет

знака. В простейшем случае валентность атома определяется числом

электронов, идущих на образование общих электронных пар. Соотношение

валентности и степени окисления подробно рассмотрено ниже на примере

соединений азота.

Азот 7N

n = 2

n = 1

электронная формула

1s2 2s2 2р3

Общая формула Структурная

формула

Валентность

атома азота

Степень

окисления

атома азота

N2 (азот) N N 3 0

NH2OН

(гидроксиламин)

3 –1

NH2 – NH2

(гидразин)

3 –2

NH3 (аммиак)

3 –3

Степень окисления атомов в молекуле определяется на основе

следующих положений:

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.

2. Степень окисления иона равна заряду иона.

3. Сумма степеней окисления всех атомов или ионов, входящих в состав

соединения, равна нулю. Например, в Fe 3 Cl 13 сумма всех степеней окисления

равна +3 + 3(–1) = 0.

4. Эталонные элементы с постоянной степенью окисления представлены в

таблице.

рz рх ру s

N OH H

H

N N H

H

H H

H

N H H

H

5

Элемент Степень

окисления Элемент

Степень

окисления Примечание

К, Na

Mg, Ca

Al

+1

+2

+3

Н

F

О

+1

–1

–2

За исключением гидридов,

где степень окисления

водорода –1 (

HK ).

За исключением

пероксидов, где степень

окисления кислорода –1

(

22 OH ).

5. Среднюю степень окисления углерода в органических соединениях

определяют на основе общей брутто-формулы органического соединения

( ÍÎÍÑ 25

22 ; 2

41

2 ÎÍÑ ; 224

02 ÎÍÑ ).

Сущность окисления-восстановления

Окислительно-восстановительные реакции – химические реакции,

протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав

реагирующих веществ.

ОКИСЛЕНИЕ – процесс отдачи электронов атомом или ионом.

Zn0 – 2ē = Zn2+

ВОССТАНОВЛЕНИЕ – процесс присоединения электронов атомом или

ионом.

Мn+7 + 5ē = Мn2+

ОКИСЛИТЕЛЬ – атом или ион, принимающий электроны (Мn+7).

ВОССТАНОВИТЕЛЬ – атом или ион, отдающий электроны (Zn0).

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот,

восстановление всегда связано с окислением, поэтому окислительно-

восстано-вительные реакции всегда представляют собой единство двух

противоположных процессов – окисления и восстановления.

ОКИСЛИТЕЛЬ ВОССТАНОВИТЕЛЬ

+nē – понижает степень окисления,

восстанавливается

–nē – повышает степень окисления,

окисляется

6

1.1. Важнейшие восстановители

Восстановитель – вещество, которое вызывает восстановление другого

вещества (атом или ион, отдающий электроны).

Вызывая восстановление какого-либо вещества, восстановитель повышает

свою степень окисления и при этом окисляется.

1. Металлы − М0

Водород − Н 02

Уголь − С0

2. Оксид углерода (II) − СО2

3. Сероводород − Н2S

Оксид серы (IV) − SО2

Сернистая кислота − Н2SО3 и её соли

4. Иодоводородная кислота − HI

Бромоводородная кислота − HBr

Соляная кислота − HCl

5. Хлорид олова (II) − SnCl2

Сульфат железа (II) − FeSO4

Сульфат марганца (II) − MnSO4

Сульфат хрома − Cr2(SO4)3

6. Азотистая кислота − HNO2

Аммиак − NН3

Гидразин − N2Н4

Оксид азота (II) − NО

7. Фосфористая кислота − Н3РО3

8. Альдегиды − R − COH

Спирты − R − OH

Глюкоза − С6Н12О6

Муравьиная кислота − Н − СООН

Щавелевая кислота − НООС − СООН

9. Катод при электролизе

Восстановители могут быть как простыми веществами, то есть как

состоящими из одного элемента, так и сложными.

Элементарные анионы − F−; Cl−: Br−; I−; и другие проявляют только

восстановительные свойства.

7

1.2. Важнейшие окислители

Окислитель – вещество, которое вызывает окисление другого вещества

(атом или ион, принимающий электроны).

Вызывая окисление какого-либо вещества, окислитель понижает свою

степень окисления и при этом восстанавливается.

1. Галогены − F2, Cl2, Br2, I2

2. Перманганат калия − KMnO4

Манганат калия − K2MnO4

Оксид марганца (IV) − MnO2

3. Дихромат калия − K2Cr2O7

Хромат калия − K2CrO4

4. Азотная кислота − HNO3

5. Кислород − О2

Озон − О3

Пероксид водорода − Н2О2

6. Серная кислота − H2SO4

Селеновая кислота − H2SеO4

7. Оксид меди (II) − CuO

Оксид серебра (I) − Ag2O

Оксид свинца (IV) − PbO2

8. Ионы благородных металлов − Ag+, Au+ и др.

9. Хлорид железа (III) − FeCl3

10. Гипохлориты − NaClO и т. д.

Хлораты − КClО3 и т. д.

Перхлораты − NH4ClO4 и т. д.

11. «Царская водка» (смесь концентрированной азотной − НNО3 и соляной

− НСl кислот);

Смесь концентрированной азотной − НNО3 и плавиковой − HF кислот;

12. Анод при электролизе.

Окислители могут быть как простыми веществами, то есть состоящими из

одного элемента − F2, так и сложными − KMnO4.

Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления,

также являются окислителями − 4MnO ;

27CrO ;

3ClO ;

4ClO ; причём

окислительные свойства обуславливает не атом с высокой степенью окисления,

а весь анион (например не Mn+7, а весь анион 4MnO ).

8

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и

определения коэффициентов перед восстановителем и окислителем применяют

метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса.

1.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

методом электронного баланса

Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях

окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен

электронами между атомами, имеющими определенные степени окисления.

Последовательность действий

1. Установить формулы веществ, получающихся в результате реакций, и

записать схему реакции.

2. Определить степени окисления атомов до и после реакции и на

основании полученных данных выявить окислитель и восстановитель.

3. Записать полуреакции окисления и восстановления (показать процесс

отдачи и присоединения электронов).

4. Сбалансировать заряды.

5. Суммировать полуреакции в полное электронное уравнение (электроны

должны сократиться).

6. Найти коэффициенты и составить окончательное уравнение реакции.

Пример:

OHSOK)SO(CrSSOHOCrKSH 24234

3

2

0

427

6

22

2

2

H2S – восстановитель (степень окисления S повысилась с –2 до 0, то есть

она окислилась до элементарной S)

K2Cr2O7 – окислитель (степень окисления Cr изменилась с +6 до +3, то

есть хром восстановился). множитель

Окисляется, является восстановителем 02

Se2S 3 ОКИСЛЕНИЕ

Восстанавливается, является окислителем 36

Cr2e6Cr2 1 ВОССТАНОВЛЕНИЕ

Учитывая, что число электронного обмена является эквивалентным,

определяем по правилам нахождения наименьшего кратного общее число

перемещающихся электронов (в данной реакции оно равно 6). Найденные

множители 3 и 1 являются коэффициентами перед окислителем и

восстановителем.

ПОЛНОЕ ЭЛЕКТРОННОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ:

OHSOK)SO(Cr2S3SOHOCrKSH3 24234

3

2

0

427

6

22

2

2

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ и проверяем

правильность написания уравнения подсчетом водорода в левой и правой

частях уравнения и, в последнюю очередь, кислорода.

9

Окончательное уравнение реакции:

OH7SOK)SO(CrS3SOH4OCrKSH3 242342427222

1.4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций)

Электронно-ионный баланс – метод нахождения коэффициентов в

уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором

рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом

характера среды.

Последовательность действий

1. Записать схему реакции в ионной форме.

2. Найти окислитель и восстановитель.

3. Записать полуреакции окисления и восстановления.

4. Сбалансировать число атомов в каждой полуреакции, добавляя

H или Н2О – в кислой среде,

OH или Н2О – в щелочной среде.

5. Уравнять количество электронов (зарядов).

6. Суммировать полуреакции в полное электронное уравнение (заряды

должны сократиться).

7. Найти коэффициенты и составить окончательное уравнение реакции.

Пример:

OHSOK)SO(CrSSOHOCrKSH 242342427222

записываем схему реакции в ионной форме:

OHCr2SHOCrS 232

722

находим окислитель и восстановитель:

ионы 2S – восстановитель (отдают 2 электрона, окисляясь до

элементарной S)

анионы 272OCr – окислитель (превращаются в катионы 3

Cr ). При этом

освобождающийся кислород и водородные ионы (реакция проходит в кислой

среде) образуют молекулы воды.

OH7Cl2H14OCr 232

72 (уравняв число атомов в левой и правой

части).

Записываем схемы полуреакций и уравниваем количество электронов

(зарядов): множитель

02Se2S

3 ОКИСЛЕНИЕ

OH7Cr2e6H14OCr 232

72 1 ВОССТАНОВЛЕНИЕ

Учитывая, что число электронов, теряемых в окислительной полуреакции,

должно быть равно числу электронов, приобретаемых в восстановительной

полуреакции, определяем по правилам нахождения наименьшего кратного

10

соответствующие множители для полуреакции. Найденные множители 3 и 1

являются коэффициентами перед ионами.

11

СУММАРНОЕ ЭЛЕКТРОННО-ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ:

OH7Cr2S3H14OCrS3 2302

722

Проверяем правильность написания уравнения подсчетом атомов одного

элемента, например, кислорода и числа зарядов в левой и правой части (7 = 7;

+6 = +6).

Окончательное уравнение реакции в молекулярной форме:

Для перехода к уравнению в молекулярной форме к каждому аниону в

левой части ионного уравнения подбираем соответствующий катион, а к

каждому катиону – анион, затем те же ионы в таком же числе записываем в

правую часть, после чего ионы объединяем в молекулы:

OH7SOK)SO(CrS3SOH4OCrKSH3 242342427222

1.5. Классификация реакций окисления-восстановления

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на

четыре группы:

1. Реакция межатомного и межмолекулярного окисления-восстанов-

ления. Сюда относится очень большая группа химических реакций, в которых

обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами и

ионами.

Окислитель и восстановитель входят в состав различных простых или

сложных веществ.

Пример №1

OHONKNOIONHKI 2

2

3023

5

3 2 02Ie2I2 окисление, восстановитель

2 3 25 Ne3N восстановление, окислитель

OH4NO2KNO6I3HNO8KI6 2323

Пример №2

OHClMnClOMnClH 22

20

22

41

1 2 02Cle2Cl2 окисление, восстановитель

1 2 24 Mne2Mn восстановление, окислитель

OH2MnClClMnOHCl4 2222

2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Реакции, в

которых атом одного элемента, входящий в состав реагента (исходного

вещества), окисляется, а атом другого элемента этого же вещества –

восстанавливается. К ним относятся многочисленные реакции термического и

термоокислительного разложения.

12

Пример №1. Термическое разложение окислителя KMnO4 при температуре

200 ÷ 250°С: 0

22

4

4

6

2

2

4

7

OOMnOMnKOMnK

4 67 Mne1Mn восстановление, окислитель

4 47 Mne3Mn восстановление, окислитель

Σ 4 å

1 4 02

2 Oe4O2 окисление, восстановитель

22424 OMnOMnOKKMnO2

Пример №2 0

22

4

23

25

OONPbO)ON(Pb


1 4 02

2 Oe4O2 окисление, восстановитель

2223 ONO4PbO2)NO(Pb2

3. Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции дисмутации

или диспропорционирования).

Реакции, в которых атомы одного и того же элемента, входящего в состав

реагента (исходного вещества), одновременно окисляются и

восстанавливаются.

Пример №1. Термическое разложение бертолевой соли (КСlО3): 1

4

7

3

5

ClKOClKOÑlÊ

3 1 2 75 Cle2Cl окисление, восстановитель

1 3 6 15 Cle6Ñl восстановление, окислитель

Коэффициент при 5Cl : 555 Cl4Cl1Cl3

KClKClO3KClO4 43

Пример №2

ÎÍONONHONH 2

2

)ð(3

5

)ð(2

3

1 2 53 Ne2N окисление, восстановитель


ÎÍ2NO2HNOHNO3 2)ð(3)ð(2

1

13

4. Реакции конмутации или контрдиспропорционирования. Реакции, в которых атомы одного и того же элемента, входящие в состав

разных исходных веществ, одновременно окисляются и восстанавливаются.

Пример №1. Взаимодействие сероводорода с H2SO4:

OHSOSHSH 2

0

4

6

2

2

2

3 6 2 02 Se2S окисление, восстановитель

1 2 6 06 Se6S восстановление, окислитель

Коэффициент для 0S : 000 S4S1S3

SH4S4SOHSH3 2422

Пример №2

OHOSOSHS 22

4

4

6

2

0

1 2 4 40 Se4S окисление, восстановитель

2 4 2 46 Se2S восстановление, окислитель

Коэффициент для 4S : 444 S3S2S1

OH2SO3SOH2S 2242

14

2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Химические свойства металлов определяются слабой связью внешних

электронов атомов с ядром и, следовательно, низкими значениями энергии

ионизации. Легко отдавая электроны, металлы являются хорошими

восстановителями. Энергия ионизации уменьшается по группам сверху вниз, а

по периодам – справа налево, поэтому наиболее активные восстановители

расположены слева внизу Периодической таблицы: франций, цезий, радий,

барий. Высокой восстановительной способностью отличаются также другие

щелочные и щелочно-земельные металлы. Эти металлы легко окисляются и

квалифицируются как «неблагородные».

С другой стороны, такие металлы, как золото, серебро, ртуть, иридий,

платина, химически малоактивны, трудно окисляются и относятся к категории

«благородных». Атомы этих металлов являются слабыми донорами электронов,

и восстановительная способность их не выражена. Остальные металлы

располагаются между двумя крайними типами. Степень активности металла

характеризуется его положением в электрохимическом ряду напряжений:

Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al – активные металлы;

Mn, Zn, Cr, Cd, Co, Ni, Pb – металлы средней активности;

H2, Cu, Ag, Hg, Au, Pt – малоактивные металлы.

Ряд активности обладает важными для химии свойствами:

чем левее расположен металл в ряду, тем он химически более активен,

обладает большей восстановительной способностью и легче окисляется;

каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы,

расположенные правее;

металлы, стоящие левее водорода, вытесняют его из растворов кислот.

В соответствии с химическими свойствами кроме активных и

«благородных» выделяют амфотерные металлы, которые занимают

промежуточное положение между активными металлами и неметаллами.

Амфотерные металлы отличаются тем, что их оксиды и гидроксиды реагируют

как с кислотами (свойства металлов), так и со щелочами (свойства неметаллов),

например:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

К таким металлам относятся: Be, Zn, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Cr.

В зависимости от строения электронной оболочки металлы разделяют на

простые и переходные. К простым относятся металлы, в атомах которых

происходит достройка внешнего (s- или р-) электронного уровня; эти металлы

характеризуются постоянной валентностью, равной номеру группы. В атомах

переходных металлов происходит достройка предвнешнего (d- или f-)

электронного уровня; поскольку внешний и предвнешний электронные уровни

имеют близкие значения энергии связи с ядром, то переходные металлы имеют

15

переменную валентность. Восстановительная способность элементарных

металлов проявляется при взаимодействии их с элементарными окислителями,

кислотами и различными соединениями, обладающими окислительными

свойствами.

2.1. Взаимодействие металлов с элементарными окислителями

Большая часть металлов, за исключением благородных, реагируют с

кислородом в обычных условиях и особенно энергично – при нагревании,

образуя оксиды общей формулой MenOm. Например: Na2O, CaO, Al2O3, PbO,

CuO. Оксиды активных металлов характеризуются основными свойствами. По

мере уменьшения активности металлов, свойства их оксидов изменяются от

основных через амфотерные к кислотным. Если взять высшие оксиды металлов

одного периода, то можно проследить, как с увеличением порядкового номера

металлов свойства их оксидов изменяются от основных к кислотным:

K2O, CaO ZnO, Ga2O3, TiO CrO3, Mn2O7

основные амфотерные кислотные

Такое же соответствие наблюдается в изменении свойств оксидов у

металлов с переменной степенью окисления. Так, например, в ряду MnO,

Mn2O3, MnO3, Mn2O7 наблюдается постепенный переход от основного оксида к

кислотному: MnO, Mn2O3 – основные оксиды, MnO2 – амфотерный, MnO3,

Mn2O7 – кислотные оксиды.

Многие металлы взаимодействуют с водородом, образуя гидриды

металлов – NaH, CaH2, BaH2 и др., в которых водород играет роль

электроотрицательного элемента с окислительным числом -1: 2К + Н2 t

2КН.

Некоторые металлы при нагревании взаимодействуют с азотом, образуя

нитриды. Например, 3Mn + N2 Ñ1200

Mn3N2.

По составу, строению и химическим свойствам нитриды подразделяются

на три группы: ионные, ковалентные и металлоподобные.

Ионные нитриды образуют S-металлы при непосредственном

взаимодействии металла с азотом или аммиаком при температурах 450-

600°С:

6Li + N2 = 2Li3N3 ; 3Be + 2NH3 = Be3N2 + 3H2.

Ковалентные нитриды получают действием азота или аммиака на

порошкообразные или расплавленные р-металлы (Al, Ga, In, Sn, Sb, Bi и

др.):

2Al + N2 = 2AlN.

Металлоподобные нитриды получают действием азота или аммиака на d- и

f-металлы, которые не имеют строгого стехиометрического состава. Каждый

металл может давать несколько различных соединений, например, Cr2N и CrN,

Nb2N и NbN, Ta2N4 и TaN:

16

4Cr + N2 Ñ1000

2Cr2N.

Металлы с углеродом реагируют лишь при высоких температурах, образуя

карбиды: Be2C, Al4C2, CaC2, Mg2C, MgС2, W2C, WC и др. Карбиды можно

получить:

синтезом из элементов: 2Na + 2C t

Na2C2

восстановлением оксидов металлов углеродом при температурах около

2000°С и выше: 2СаО + 4С = 2СаС2 + О2

осаждением карбидов из газовой фазы в водороде:

ZrCl4 + CH4 + H2 = ZrC + 4HCl + H2

взаимодействием солей с углеводородами:

2AgNO3 + H2C2 = Ag2C2 + 2HNO3.

Соединения металлов с серой называются сульфидами. Их можно

получить несколькими способами:

непосредственно взаимодействием металла с серой:

2K + S = K2S (при комнатной температуре)

Fe + S = FeS (при нагревании)

восстановлением оксидов:

2CdO + 3S = 2CdS + SO2 (t = 280-425°C)

La2O3 + 3H2S = La2S3 + 3H2O (t = 1000-1200°C)

TiO2 + CS2 = TiS2 + CO2 (t = 800°C)

Существуют и другие способы получения сульфидов.

При высоких температурах металлы соединяются с бором, образуя

бориды, которые не имеют строгого стехиометрического состава, и один и тот

же металл может давать ряд боридов различного состава: Me4B, Ме3В, Ме2В,

МеВ, Ме3В2, МеВ2, Ме2В5, МеВ4, МеВ6.

Бориды можно получить:

спеканием порошка металла с бором в атмосфере аргона при

1300-2000°С, например:

Ti + B = TiB (t = 2000°C)

металлотермическим восстановлением (например, магнием) смеси

оксидов металла и бора:

TaO2 + 2Mg + 2B = 2MgO + TaB2

Соединения металлов с кремнием называют силицидами. По свойствам

силициды близки к карбидам, однако их состав бывает неопределенным: NaSi,

Li15Si4, KSi6, CsSi6, Mg2Si, Ti5Si3, V5Si3.

17

Для получения силицидов используют следующие основные методы:

непосредственное соединение металла с кремнием при 800-1200°С:

Fe + Si = FeSi.

восстановление оксидов металлов карбидом кремния:

MeO + SiC = MeSi + CO

алюмотермическое восстановление двуокиси кремния в присутствии

соответствующего металла:

3SiO2 + 4Al + 5Ti = 2Al2O3 + Ti5Si3

Соединения металлов с галогенами называются галидами.

Все галогены F2, Cl2, Br2, I2 взаимодействуют с металлами, но активность

от F2 к I2 снижается; F2 и Cl2 уже при обычной температуре образуют

соединения со всеми металлами. Примеры галидов: NaF, CaCl2, KBr, KI и др.

2.2. Взаимодействие металлов с кислотами

Состав продуктов и скорость растворения металлов в кислотах зависит от

свойств кислот, от их концентрации, от активности металлов, температуры,

влияния микропримесей и других факторов. Рассмотрим взаимодействие

металлов с соляной, серной и азотной кислотами.

2.2.1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой

Общая схема взаимодействия соляной кислоты с металлами, стоящими в

ряду напряжений до водорода, выражается следующим образом:

2Íñîëü)ê,ð(HClMe

Например:

23 H3AlCl2HCl6Al2

2 3 30 Ale3Al – процесс окисления, восстановитель

3 2 02Íå2Í2 – процесс восстановления, окислитель

Окислителем в этом случае являются ионы водорода.

Металлы переменной валентности окисляются, как правило, только до

низких степеней окисления, так как ионы водорода обладают относительно

слабыми окислительными свойствами, например, железо окисляется только до

ионов Fe2+:

22 HFeClHCl2Fe .

Для получения ионов 3Fe требуется более сильный окислитель.

Концентрация соляной кислоты не может быть более 38%, поэтому

разбавленная (р) и концентрированная (к) соляная кислота оказывает

одинаковое действие на металлы:

а) все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют

водород из кислоты;

18

б) металлы, стоящие в ряду напряжений за водородом, с соляной кислотой

не взаимодействуют.

2.2.2. Взаимодействие металлов с серной кислотой

Серная кислота, в отличие от соляной, может иметь концентрацию до 98%,

поэтому концентрированная и разбавленная серная кислота будет по-разному

вести себя по отношению к металлам.

Большинство молекул разбавленной серной кислотой находится в виде

ионов: ;HSOHSOH 442 2

44 SOHHSO .

Роль окислителя выполняют ионы водорода, поэтому разбавленная серная

кислота взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду напряжений до

водорода, по схеме:

металлы активные соль + Н2

H2SO4(р) + металлы средней активности соль + Н2 (искл. Zr, Hf, Pb)

металлы малоактивные не взаимодействуют

2342)p(42 H3)SO(AlSOH3Al2

2 3 30 Ale3Al – процесс окисления, восстановитель

3 2 02Íå2Í2 – процесс восстановления, окислитель

Исключение: свинец, стоящий в ряду напряжений до водорода, в

разбавленной серной кислоте не растворяется, т.к. реакция, начавшаяся в

первый момент, затем прекращается вследствие образования нерастворимой

соли PbSO4, которая препятствует доступу кислоты к металлу:

Pb + H2SO4 = PbSO4 + H2 – идёт только в первый момент.

В концентрированной серной кислоте большинство молекул находится в

недиссоциированном состоянии, поэтому свободных ионов водорода мало и

роль окислителя выполняют ионы S6+, обладающие значительно более

сильными окислительными свойствами, чем ионы Н+.

Большинство металлов (Al, Fe, Cr, Ni) пассивируются в холодной

концентрированной серной кислоте, но при нагревании они (кроме Au, Pt)

растворяются. Являясь окислителем, S6+ может последовательно

восстанавливаться до S4+, S0, S 2 . Состав продуктов восстановления зависит от

активности металла и от температуры, поэтому взаимодействие H2SO4(к) с

металлами можно выразить следующей схемой:

активные металлы соль + H2S + H2O

H2SO4(к) + металлы средней активности соль + S + H2O

малоактивные металлы соль + SO2 + H2O

Таким образом, продукт восстановления серной кислоты зависит от

активности металла:

19

1. Активные металлы восстанавливают серную кислоту до

сероводорода:

SHOH4SONa4SOH5Na8 2242)ê(42

8 1 Nae1Na0 – окисление, восстановитель

1 8 26 Se8S – восстановление, окислитель

2. Металлы средней активности могут давать разные продукты

восстановления серной кислоты, в зависимости от ее концентрации и

температуры протекания процесса:

OH4SZnSO3SOH4Zn3 2442

3 6 2 20 Zne2Zn – окисление, восстановитель

1 2 6 06 Se6S – восстановление, окислитель

Zn + 2H2SO4 t

ZnSO4 + SO2 + 2H2O

1 2 20 Zne2Zn – окисление, восстановитель


4Zn + 5H2SO4 t

4ZnSO4 + H2S + 4H2O



а иногда с получением смеси продуктов: SO2, S, H2S.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону получения

продуктов более глубокого восстановления:

8Zn + 11H2SO4 t

8ZnSO4 + SO2 + H2S + 10H2O + S





Следует помнить, что H2SO4(к) окисляет металлы, имеющие переменную

валентность, до высшей степени окисления:

2Fe + 4H2SO4(к) t

Fe2(SO4)3 + S + 4H2O

1 6 30 Fe2e6Fe2 – окисление, восстановитель


20

3. Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до

сернистого ангидрида (исключение Au, Pt)

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

1 2 20 Cue2Ñu – окисление, восстановитель


2.2.3. Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Основной особенностью азотной кислоты является то, что пятивалентный

азот (N5+), выполняющий роль комплексообразователя, является очень сильным

растворителем, и поэтому N5+, входящий в состав иона 3NO , всегда играет роль

окислителя в реакциях с азотной кислотой. Азотная кислота восстанавливается

последовательно: 3

302

1

2

2

3

3

22

4

3

5

HNNONONONONON

,

следовательно, водород никогда не выделяется ни одним металлом, ни из

разбавленной кислоты, ни из концентрированной.

Взаимодействие металлов с HNO3 определяется концентрацией кислоты и

активностью металла.

Разбавленная азотная кислота взаимодействует со всеми металлами

(исключение Au, Pt) по следующей схеме:

активные металлы соль + NH4NO3 + H2O

HNO3(p) + металлы средней активности соль + N2O, N2 + H2O

малоактивные металлы соль + NO + H2O

1. Активные металлы восстанавливают азотную кислоту до NH3,

который, соединяясь с избытком азотной кислоты, образует нитрат

аммония NH4NO3:

8K + 10HNO3(p) = 8KNO3 + 3H2O + NH4NO3

8 1 Ke1K0 – окисление, восстановитель

1 8 35 Ne8N – восстановление, окислитель

(или OH3NHe8H10NO 243 )

Если кислота очень разбавленная, то и металлы средней активности могут

восстанавливать N5+ до 3N :

4Zn + 10HNO3(очень разб.) = 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3


1 2 8 35 Ne8N – восстановление, окислитель

21

2. Металлы средней активности восстанавливают азотную кислоту до

элементарного азота N2 или закиси азота – N2O:

4Zn0 + 10HNO3(p) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O


1 2 8 N2e8N2 5 – восстановление, окислитель

( OH5ONe8H10NO2 223 )

5Zn + 12HNO3(p) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O


1 2 10 02

5 Ne10N2 – восстановление, окислитель

( OH5Ne10H12NO 223 )

Исключение: олово восстанавливает разбавленную азотную кислоту до

NH4NO3, хотя является металлом средней активности:

4Sn + 10HNO3(p) = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4 8 2 20 Sne2Sn – окисление, восстановитель

1 2 8 35 Ne8N – восстановление, окислитель

3. Малоактивные металлы в качестве основного продукта дают с

азотной кислотой окись азота – NO:

3Ag + 4HNO3(p) = 3AgNO3 + NO + 2H2O

3 1 Age1Ag0 – окисление, восстановитель


(или OH2NOe3H4NO 23 )

Концентрированная азотная кислота (ρ > 1,25 г/см3) восстанавливается

всеми металлами до двуокиси азота NO2 по схеме, независимо от активности

металла:

22)ê(3 NOÎÍñîëüHNOMe .

Например:

Na + 2HNO3(к) = NaNO3 + H2O + NO2

1 Nae1Na0 – окисление, восстановитель

1 45 Ne1N – восстановление, окислитель

( OHNOe1H2NO 223 )

22

Zn + 4HNO3(к) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

1 2 20 Zne2Zn – окисление, восстановитель


Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2H2 + 2NO2

1 2 20 Cue2Ñu – окисление, восстановитель


Исключение: Al, Cr, Fe, Co, Ni, Ir, Ta, Rh при нормальных условиях с

HNO3(к) не взаимодействуют, т.к. они пассивируются с образованием на

поверхности металлов очень тонких пленок комплексных соединений, которые

препятствуют доступу кислоты к металлам. При нагревании эти комплексные

соединения растворяются, и металлы начинают взаимодействовать с кислотой

по общему правилу:

Fe + 6HNO3 t

Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2

1 3 30 Fee3Fe – окисление, восстановитель


2.2.4. Действие «царской водки» на металлы

«Царская водка» представляет смесь азотной и соляной кислот в

соответствии 1:3:

OH2ClNOHCl3HNO 23

Эта смесь легко растворяет малоактивные металлы, даже золото и платину.

Активным началом при этом является атомарный хлор, который получается

при разложении хлористого нитрозила: ClNONOCl

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O

Образующиеся соли золота и платины могут взаимодействовать с

избытком соляной кислоты с образованием комплексных золото-

платинохлористо-водородной кислот:

AuCl3 + HCl = H[AuCl4]; PtCl4 + 2HCl = H2[PtCl6]

Следует отметить, что все соли азотной кислоты растворимы в воде.

2.3. Взаимодействие металлов со щелочами и водой

Со щелочами могут взаимодействовать только металлы, гидроксиды

которых обладают амфотерными свойствами. Роль щелочи сводится к

растворению образовавшегося гидроксида. Амфотерные гидроксиды Be(OH)2,

Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и др. взаимодействуют как с

23

кислотами, так и щелочами. Их свойства обусловлены тем, что они в слабой

степени диссоциируют и по типу кислот, и по типу оснований:

Zn(OH)2 осадок

↓↑

2H+ + ZnO2

2 H+ + HZnO2 Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH

раствор

Если в такую систему добавить кислоту, то увеличивается концентрация

ионов Н+, которые будут связывать ионы OH в молекулы воды, равновесие

сместится вправо, так как гидроксид цинка будет вести себя как основание.

Если добавить щелочь, то увеличивается концентрация ионов OH –

равновесие сместится влево. В щелочной среде гидроксид цинка ведет себя как

кислота:

ZnCl2 + H2O HCl2

Zn(OH)2 NaOH

Na2ZnO2 + 2H2O

Со щелочами взаимодействуют только амфотерные металлы (Be, Zn, Al,

Ga, Ge, Sn, Pb, Cr), и это можно выразить следующими уравнениями:

222 MeONaH)Zn,Be(Me

NaOH +

22 NaMeOH)Cr,Al(Me

Механизм взаимодействия амфотерных металлов со щелочами показывает,

что водород выделяется металлом из воды, а не из щелочи.

Все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из

воды.

металлы активные

22

2

Í)ÎÍ(Ìå,ÎÍÌå

Н2О + металлы средней активности

24332

3

ÍÎÌå,ÎÌå,ÌåÎ

металлы малоактивные не взаимодействуют

Металлы по алюминий включительно энергично разлагают воду уже при

нормальных условиях:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Остальные металлы взаимодействуют с водой только при высоких

температурах:

243

C500t

2 H4OFeOH4Fe3

.

Металлы, стоящие в ряду напряжения за водородом, с водой не

взаимодействуют.

24

3. ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

3.1. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции выражаются схемами.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в уравнениях

реакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и

восстановления, тип ОВР.

1. а) Cl2 + KOH(хол) KClO + KCl + H2O;

б) KCrO2 + 2Br + KOH(хол) K2CrO4 + KBr + H2O.

2. а) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KCl + H2O;

б) P + HIO3 + H2O H3PO4 + HI.

3. а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O;

б) I2 + NaOH NaI + NaIO + H2O.

4. а) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O;

б) HNO2 HNO3 + NO + H2O.

5. а) AgNO3 + Na2SO3 + NaOH Na2SO4 + Ag + NaNO3 + H2O;

б) KClO3 KClO4 + KCl.

6. а) H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) CrCl3 + NaClO + NaOH Na2CrO4 + NaCl + H2O.

7. а) KMnO4 + NH3 MnO2 + KNO3 + KOH + H2O;

б) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O.

8. а) Na2S + KMnO4 + H2O S + MnO2 + NaOH + KOH;

б) KClO3 + S KCl + SO2.

9. а) Na2S + Na2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + H2O+ 2 4Na SO ;

б) Mn2O3 + Si SiO2 + Mn.

10. а) PbS + HNO3 Pb(NO3)2 + S + NO + H2O;

б) S + H2SO4 SO2 + H2O.

11. а) (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O;

б) KClO3 KClO4 + KCl.

12. а) CaSO4 CaO + SO2 + O2;

б) NH4H2PO4 NH3 + N2 + P2O3 + H2O.

13. а) NaNO3 Na2O + NO2 + O2;

б) K2SO3 K2SO4 + K2S.

25

14. а) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3+ H2O;

б) CH3 – CH2 – CH2 – CH2OH + K2O2 CO2 + H2O + K2O.

15. а) H2S + H2SO4 S + H2O;

б) F2 + H2O HF + O2.

16. а) Pb(NO3)2 PbO + NO + O2;

б) NH3 + Na NaNH2 + H2.

17. а) KBrO3 + KBr + H2SO4 Br2 + K2SO4 + H2O;

б) Br2 + HClO + H2O HBrO3+ HCl.

18. а) Cu2S + HNO3 Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O;

б) H2SO4 + Zn S + ZnO + H2O.

19. а) Fe + HCl FeCl3 + H2;

б) Fe + HNO3 Fe(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

20. а) FeCl2 + HCl FeCl3 + H2;

б) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O+ 2 4K SO .

21. а) KBr + I2 KI + Br2;

б) Zn + KBrO3 + KOH Br2 + K2ZnO2 + H2O.

22. а) KCl + Br2 KBr + Cl2;

б) K2CrO4 + KClO3 + HCl CrCl3 + KClO4 + H2O + KCl.

23. а) KClO4 + HAsO2 + H2O KCl + H3AsO4;

б) Fe + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2.

24. а) Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + N2O + H2O;

б) Cа + HCl CаCl2 + H2.

25. а) FeCl2 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + SO2 + HCl + H2O;

б) KBrO3 + Al + KOH KAlO2 + Br2 + H2O.

26. а) H2SO3 + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl;

б) Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

27. а) Cu + H2SO4 CuSO4 + H2;

б) KIO3 + KI + HCl I2 + KCl + H2O.

28. а) K2Cr2O7 + K2SO4 + HCl KCl + CrCl3 + K2S2O8 + H2O;

б) As + K2PbO3 + KOH KAsO2 + K2PbO2 + H2O.

29. а) KIO3 + MnO2 + KOH I2 + KMnO4 + H2O;

б) Mn2O3 + HBr MnBr2 + Br2 + H2O.

26

30. а) Al + KMnO4 + KOH KAlO2 + K2MnO4 + H2O;

б) Cа + HCl CаCl2 + H2.

31. а) Cu + O2 + HCl CuCl2 + H2O;

б) K2MnO4 + HCl MnO2 + KCl + Cl2 + H2O.

32. а) Zn + O2 + H2O Zn(OH)2;

б) Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2S + H2O.

33. а) KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2;

б) Fe2(SO4)3 + AsH3 FeSO4 + As + H2SO4.

34. а) (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + H2O;

б) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O + K2SO4.

35. а) PbO2 + NaNO2 + H2SO4 PbSO4 + NaNO3 + H2O;

б) HClO3 ClO2 + HClO4 + H2O.

36. а) Ca(OH)2 + Cl2 Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O;

б) Na2SO4 + SiO2 + C Na2SiO3 + CO2 + SO2.

37. а) K2Cr2O7 + HCl Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O;

б) CrCl3 + H2O2 + NaOH Na2CrO4 + NaCl + H2O.

38. а) Na2O2 + KI + H2SO4 I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O;

б) Al + HNO3 Al(NO3)3 + N2 + H2O.

39. а) SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 Sn(SO4)2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O;

б) NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + H2O.

40. а) Na2S2O3 + H2O2 Na2SO4 + H2SO4 + H2O;

б) Te + KOH K2Te + K2TeO3 + H2O.

41. а) KI + KIO3 + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O;

б) C + KNO3 + S N2 + CO2 + K2S.

42. а) NH2OH + KMnO4 + H2SO4 N2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O.

43. а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O;

б) Na2SeO3 + Cl2 + NaOH NaCl + Na2SeO4 + H2O.

44. а) Al + K2Cr2O7 + H2SO4 Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) Na2SO3 + AgNO3 + KOH Ag + Na2SO4 + KNO3 + H2O.

45. а) S + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl;

б) NO2 + H2O HNO3 + HNO2.

27

46. а) KNO2 + KMnO4 + H2SO4 KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) Mn(OH)2 + O2 + H2O Mn(OH)4.

47. а) P + KIO3 + NaOH Na3PO4 + KI + H2O;

б) HNO2 NO + NO2 + H2O.

48. а) Na3AsO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Na3AsO4 +Cr2(SO4)3+K2SO4 + H2O;

б) HNO3 NO2 + O2 + H2O.

49. а) Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3;

б) KClO3 + MnO2 + KOH K2MnO4 + KCl + H2O.

50. а) Zn + KMnO4 + H2SO4 ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O.

51. а) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + Na2SO4 + H2O;

б) KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + Na2SO4 + KOH.

52. а) MnS + HNO3 (разб) Mn(NO3)2 + S + NO + H2O;

б) Ni(OH)2 + NaClO + H2O Ni(OH)3 + NaCl.

53. а) MnSO4 + KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O;

б) Na3N N2 + Na.

54. а) As + HNO3 (конц) H3AsO3 + NO2;

б) Na3CrO3 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.

55. а) Fe(OH)2 + NaClO + H2O Fe(OH)3 + NaCl;

б) NH4NO2 N2 + H2O.

56. а) SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl H2[SnCl6] + KCl + CrCl3 + H2O;

б) KMnO4 + KNO2 + H2O MnO2 + KNO3 + KOH.

57. а) NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + H2O;

б) Pb(NO3)2 PbO + NO + O2.

58. а) KI + KNO2 + H2SO4 I2 + NO + K2SO4 + H2O;

б) BiCl3 + Na2SnO2 + NaOH Bi + NaCl + Na2SnO3 + H2O.

59. а) KMnO4 + SO2 + H2O MnO2 + K2SO4 + H2SO4;

б) KNO3 KNO2 + O2.

60. а) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) NH4NO3 N2 + O2 + H2O.

61. а) (NH4)2S + K2Cr2O7 + H2O S + KCrO2 + NH4OH;

б) KMnO4 + Na2SO3 + KOH K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.

28

62. а) Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O;

б) NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.

63. а) SO2 + NaIO3 + H2O I2 + Na2SO4 + H2SO4;

б) Hg(NO3)2 Hg + NO2 + O2.

64. а) Al + KClO4 + H2SO4 KCl + Al2(SO4)3 + H2O;

б) Br2 + Bi2O3 + KOH KBiO3 + KBr + H2O.

65. а) KMnO4 + MnSO4 + H2O MnO2 + K2SO4 + H2SO4;

б) KBrO KBrO3 + KBr.

66. а) PbS + HNO3 S + Pb(NO3)2 + NO + H2O;

б) K2SnO2 + Br2 + KOH K2SnO3 + KBr + H2O.

67. а) P + HIO3 + H2O H3PO4 + HI;

б) Br2 + KOH KBrO3 + KBr + H2O.

68. а) KBr + MnO2 + H2SO4 Br2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) KMnO4 + KNO2 + KOH K2MnO4 + KNO3 + H2O.

69. а) H2S + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl;

б) I2 + NaOH NaIO + NaI.

70. а) AsH3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) CrCl3 + NaClO + NaOH Na2CrO4 + NaCl + H2O.

71. а) P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO;

б) I2 + Ba(OH)2 Ba(IO3)2 + BaI2 + H2O.

72. а) KI + K2Cr2O7 + H2SO4 I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) KClO3 + Zn + KOH K2ZnO2 + KCl + H2O.

73. а) I2 + Cl2 + H2O HIO3 + HCl;

б) K2MnO4 KMnO4 + MnO2 + KOH.

74. а) KI + NaClO + H2SO4 I2 + NaCl + K2SO4 + H2O;

б) Na2SnO2 + AgNO3 + NaOH Ag + Na2SnO3 + NaNO3 + H2O.

75. а) H2SO3 + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl;

б) MnO2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + H2O.

76. а) SnCl2 + HNO2 + HCl SnCl4 + NO + H2O;

б) Na3AsO3 + KMnO4 + KOH Na3AsO4 + K2MnO4 + H2O.

77. а) P + HClO3 + H2O H3PO4 + HCl;

б) KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2.

29

78. а) FeCl2 + HNO3 + HCl FeCl3 + NO + H2O;

б) CrCl3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + KCl + H2O.

79. а) Аl + КСlO4 + H2SO4 KCl + Аl2(SO4)3 + H2O;

б) Mn2O7 MnO2 + O2.

80. а) Na2S + Na2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O;

б) H2O2 + AuCl3 + NaOH O2 + Au + NaCl + H2O.

81. а) Se + HNO3 + H2O H2SeO3 + NO;

б) Mn(NO3)2 MnO2 + NO2.

82. а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) Na2SeO3 + Cl2 + NaOH Na2SeO4 + NaCl + H2O.

83. а) SO2 + SeO2 + H2O Se + H2SO4;

б) MnO2 Mn2O3 + O2.

84. а) Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 NaMnO4 + NaNO3 +Bi(NO3)3 + H2O;

б) Cr2O3 + KNO3 + KOH K2CrO4 + KNO2 + H2O.

85. а) AgNO3 + AsH3 + H2O Ag + Na3AsO4 + HNO3;

б) CuI2 CuI + I2.

86. а) PH3 + KMnO4 + H2SO4 H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) Sb2O3 + Br2 + KOH KSbO3 + KBr + H2O.

87. а) HNO2 + Br2 + H2O HNO3 + HBr;

б) Na2SO3 Na2S + Na2SO4.

88. а) KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O;

б) Bi2O3 + Cl2 + KOH Bi2O5 + KCl + H2O.

89. а) Se + AuCl3 + H2O Au + H2SeO3 + HCl;

б) P + H2O H3PO3 + PH3.

90. а) NaCrO2 + H2O2 + NaOH Na2CrO4 + H2O;

б) H3PO3 H3PO4 + PH3.

91. а) Zn + H2O + NaOH Na2[Zn(OH)4] + H2;

б) PCl5 PCl3 + Cl2.

92. а) H2SO3 + I2 + H2O H2SO4 + HI;

б) H2O2 H2O + O2.

94. а) Se + Cl2 + H2O H2SeO4 + HCl;

б) HClO HCl + O2.

30

95. а) FeSO4 + KMnO4 + KOH Fe(OH)3 + K2MnO4 + K2SO4;

б) FeS2 + HNO3 Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO2.

96. а) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O;

б) KClO3 + HCl KCl + Cl2 + H2O.

97. а) Si + NaOH + H2O Na2SiO3 + H2;

б) FeCl3 + H2S FeCl2 + S + HCl.

98. а) Cu2O + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O;

б) KI + HNO3 I2 + KNO3 + NO + H2O.

99. а) CrCl3 + Cl2 + KOH K2Cr2O7 + KCl + H2O;

б) СaI2 + H2SO4 CaSO4 + I2 + H2S + H2O.

100. а) FeCl2 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + SO2 + HCl + H2O;

б) CrCl3 + Cl2 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O.

31

3.2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Для металла № ___ напишите взаимодействие с HCl(к); HCl(р); H2SO4(к);

H2SO4(р); HNO3(к); HNO3(р); NaOH. Уравняйте методом электронного баланса.

Укажите условия протекания реакции, если реакция невозможна, укажите

причину её отсутствия.

ШИФР № металла ШИФР № металла ШИФР № металла

1 83 20 20 39 24

2 50 21 21 40 82

3 39 22 30 41 80

4 31 23 39 42 28

5 20 24 31 43 44

6 11 25 29 44 55

7 43 26 37 45 43

8 27 27 38 46 73

9 32 28 41 47 31

10 48 29 51 48 4

11 3 30 25 49 3

12 12 31 56 50 13

13 29 32 48 51 22

14 38 33 79 52 42

15 49 34 19 53 74

16 72 35 38 54 26

17 57 36 81 55 12

18 47 37 32 56 24

19 11 38 23 57 25

3.3. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. К окислительно-восстановительным реакциям относятся реакции,

протекающие с изменением степени окисления:

1. хотя бы одного элемента из состава участников реакции;

2. не менее двух элементов из состава участников реакции;

3. обязательно всех элементов, входящих в состав участников реакции.

2. Окисление – это процесс:

1. отдачи электронов атомом, молекулой или ионом;

2. присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

3. Восстановление – это процесс:

1. отдачи электронов, атомом, молекулой или ионом;

2. присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

32

4. Окислителем является атом, молекула или ион:

1. принимающий электроны;

2. отдающий электроны.

5. Восстановителем является атом, молекула или ион:

1. принимающий электроны;

2. отдающий электроны.

6. В ходе реакции окислитель:

1. восстанавливается;

2. окисляется;

3. принимает электроны;

4. отдаёт электроны.

7. В ходе реакции восстановитель:

1. восстанавливается;

2. окисляется;

3. принимает электроны;

4. отдаёт электроны.

8. Восстановителем могут быть:

1. нейтральные атомы;

2. отрицательно заряженные ионы неметаллов;

3. положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления;

4. положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления.

9. В главных подгруппах ПСХЭ восстановительная способность

нейтральных атомов:

1. растёт с увеличением радиуса атома;

2. падает с увеличением радиуса атома;

3. падает с уменьшением радиуса атома;

4. растёт с уменьшением радиуса атома.

10. Окислителем могут быть:

1. нейтральные атомы;

2. положительно заряженные ионы металлов;

3. отрицательно заряженные ионы металлов;

4. сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в высшей

степени окисления;

5. сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в низшей

степени окисления.

33

11. В главных подгруппах ПСХЭ окислительная способность нейтральных

атомов:

1. растёт с увеличением радиуса атома;

2. падает с увеличением радиуса атома;

3. падает с уменьшением радиуса атома;

4. растёт с уменьшением радиуса атома.

12. К типичным восстановителям относятся:

1. углерод и оксид углерода;

2. сульфит и гидросульфит натрия;

3. хромат и дихромат калия;

4. водород и галогены;

5. кислородные соединения хлора и брома.

13. К типичным окислителям относятся:

1. углерод и оксид углерода(II);

2. сульфит и бисульфит натрия;

3. хромат и дихромат калия;

4. водород и галогены;

5. кислородные соединения хлора и брома.

14. Продукт восстановления перманганат - иона в кислой среде:

1. 2Mn ;

2. MnO2;

3. 24MnO .

15. Продукт восстановления перманганат – иона в щелочной среде:

1. 2Mn ;

2. MnO2;

3. 24MnO .

16. Продукт восстановления перманганат–иона в нейтральной среде:

1. 2Mn ;

2. MnO2;

3. 24MnO .

17. Для создания кислой среды в окислительно–восстановительных

реакциях из трех кислот: азотная, серная и соляная – обычно используют

серную, так как:

1. азотная кислота сама является окислителем;

2. соляная кислота способна окисляться;

3. азотная кислота способна окислятся;

4. соляная кислота сама является восстановителем;

5. соляная кислота способна восстанавливаться.

34

18. При окислении элемента его степень окисления:

1. не изменяется;

2. повышается;

3. понижается.

19. При восстановлении элемента его степень окисления:

1. не изменяется;

2. повышается;

3. понижается.

20. Если в результате реакции степень окисления элемента повышается,

то молекулы или ионы, содержащие этот элемент, называются …

1. окислителями;

2. восстановителями.

21. Если в результате реакции степень окисления элемента понижается,

то молекулы или ионы, содержащие этот элемент, называются …

1. окислителями;

2. восстановителями.

22. Двойственные окислительно – восстановительные свойства могут

проявлять:

1. Na2SO4;

2. Na2S;

3. MnO2;

4. H2O2;

5. H2.

23. К процессам окисления относятся:

1. e2H2NOOHNO 322 ;

2. eFeFe 32 ;

3. 23 FeeFe ;

4. OH7Cr2e6H14OCr 232

72 ;

5. e22HOOH 222 .

24. К процессам восстановления относятся:

1. e22HNOOHNO 322 ;

2. eFeFe 32 ;

3. 23 FeeFe ;

4. O7H2Cre614HOCr 232

72 ;

5. å22HOOH 222 .

35

25. К процессам восстановления относятся:

1. e22HOOH 222 ;

2. 2OHe2OH 22 ;

3. O2He22HOH 222 ;

4. e2H2SOOHSO 242

23 ;

5. OH4MnOe3OH2MnO 224 .

26. К процессам окисления относятся:

1. e22HOOH 222 ;

2. 2OHe2OH 22 ;

3. O2He22HOH 222 ;

4. e2H2SOOHSO 242

23 ;

5. OH4MnOe3OH2MnO 224 .

27. Окислительные свойства возрастают в ряду:

1. Br2, Cl2, F2;

2. CI2, Br2, I2;

3. Fe, Fe2+, Fe3+;

4. P, S, CI2;

5. S, Se, Te.

28. Восстановительные свойства возрастают в ряду:

1. Br2, Cl2, F2;

2. CI2, Br2, I2;

3. Fe, Fe2+, Fe3+;

4. P, S, CI2;

5. S, Se, Te.

29. Сумма стехиометрических коэффициентов в левой части уравнения

реакции окисления сульфата железа–(II) перманганатом калия в кислой

среде (H2SO4):

1. 0;

2. 16;

3. 20;

4. 36.

36

30. Сумма стехиометрических коэффициентов в правой части уравнения

реакции окисления сульфата железа–(II) перманганатом калия в кислой

среде (H2SO4):

1. 10;

2. 16;

3. 20;

4. 36.

31. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции

окисления сульфата железа–(II) перманганатом калия в кислой среде

(H2SO4):

1. 10;

2. 16;

3. 20;

4. 36.

32. Для реакции OHSOKJMnSOSOHKMnOKJ 24224424

молекул окислителя требуется:

1. 10;

2. 8;

3. 2;

4. 4;

5. 5.

33. Окислителями могут быть соединения:

1. HBr;

2. КMnO4;

3. Cu;

4. К2Cr2O7;

5. Cl2.

34. Типичные окислители:

1. HBr;

2. MnSO4;

3. СuO;

4. K2Cr2O7;

5. SnCl2.

35. К восстановителям относятся:

1. оксид углерода–(II);

2. дихромат калия;

3. хлорид железа–(III);

4. аммиак;

5. серная кислота.

37

36. Для реакции OHSOKSMnSOSOHKMnOSH 24244242

молекул восстановителя требуется:

1. 10;

2. 8;

3. 2;

4. 4;

5. 5.

37. В реакции OHKClClMnClHClKMnO 222)êîíö(4 для

восстановления перманганата калия молекул восстановителя требуется:

1. 6;

2. 10;

3. 16.

38. Соединения железа являются окислителями в реакциях:

1. Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3;

2. Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O;

3. FeSO4 + Mg = MgSO4 + Fe;

4. 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +K2SO4 + 8H2O;

5. 2Fe(OH)2 + NH2OH + H2O = 2Fe(OH)3 + NH3.

39. К окислительно – восстановительным реакциям относятся:

1. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;

2. Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O;

3. H2 + Cl2 = 2HCl;

4. Cl2 + H2O = HClO + HCl;

5. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

40. К окислительно – восстановительным реакциям относятся:

1. ClHHNClHN 33

43 ;

2. ClNaOClNaOClNa 23

52 ;

3. 22

3522

35

22 )ON(FeClAgONAgClFe ;

4. 22

24

6224

62 OHOSHKHOKOSH ;

5. ClNa)OP(CaOPNaClCa 32

24

523

24

532

2 .

41. Процесс окисления происходит:

1. 24 SS ;

2. 06 SS ;

3. 62 SS ;

4. 02 ZnZn ;

5. 10 ClCl .

38

42. Окислителем и восстановителем одновременно может быть:

1. NaNO3;

2. MnO2;

3. Na2S;

4. NaI;

5. Na2SO4.

43. В данной реакции получится соединение марганца:

OHSONaKMnO 2324 ?

1. Mn2O3;

2. K2MnO4;

3. MnSO4;

4. MnO2;

5. Mn(OH)2.

44. В данной реакции получится соединение марганца:

?NaOHOSNaKMnO2

34

24

1. 42SOMn ;

2. 24OMn ;

3. 2

24 )OH(OMn ;

4. 46

2 OMnK ;

5. 46

2 OMnNa .

45. К внутримолекулярному окислению – восстановлению относится

следующий процесс:

1. 220

2 OHFHHOF ;

2. HOHClClCrOCrHCl 023

323

6 ;

3. 02

22

4023

5 OONAgONAg ;

4. HOHSKOSKKOHS 223

42

0 ;

5. HOHKJOKJKOHJ 350

2 .

46. К межмолекулярному окислению – восстановлению относится

следующий процесс:

1. 022

0 HOHRbOHRb ;

2. OHHNNaClNaOHClHN 233

43 ;

3. 3 6 2 2 3

2 4 3 3 2 4( ) ( )Cr S O Rb OH Cr OH Rb SO ;

4. HClNHClNH 34 ;

5. 224

323

33 OH3FBHFH4OBH .

39

47. Окислителем и восстановителем является один и тот же элемент с

различной степенью окисления в следующем процессе:

1. ClHIClIH 02

02 ;

2. NaClNaClONaClO 3 ;

3. HOHISHOSHIH 02

224

62 ;

4. 22

44

33

22 ClFeClSnClFeClSn ;

5. HHOOSOSH 222

402

22 .

48. Реакцией диспропорционирования является:

1. HOHClOClHHCl 02

2 ;

2. 2 3 4 2

2 3 4 2Sn Cl Fe Cl Sn Cl Fe Cl ;

3. HOHSOSHSH 03

42

22 ;

4. 22

42223

42 OCOMgOCMg ;

5. ClNaOClNaOClNa 23

52 .

49. Реакцией диспропорционирования является:

1. 22

24

62

24

62

223

42

24

7 OHOSKOMnKHOKOSKOMnK ;

2. HOKOMnOMnKHOHOMnK 222

424

724

62 ;

3. 22

42223

42 OCOCaOCCa ;

4. ClHHNClHN 33

43 ;

5. ClHCl)OH(FeHOHClFe 232

33 .

50. К межмолекулярным окислительно-восстановительным относятся

реакции, в которых:

1. окислитель и восстановитель находятся в различных веществах;

2. окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе и

являются атомами разных элементов;


являются атомами одного и того же элемента.

51. К внутримолекулярным окислительно-восстановительным относятся

реакции, в которых:

1. окислитель и восстановитель находится в разных веществах;



2. окислитель и восстановитель находятся в одном веществе и являются

атомами одного и того же элемента.

40

52. К реакциям диспропорционирования относятся реакции, в которых:

1. окислитель и восстановитель находится в разных веществах;



3. окислитель и восстановитель находятся в одном веществе и являются

атомами одного и того же элемента.

53. Межмолекулярными окислительно-восстановительными реакциями

являются:

1. H2S + 8HNO3 = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O;

2. 2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2О;

3. 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2;

4. 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2;

5. NH4NO2 = N2 + 2H2O.

54. Внутримолекулярными окислительно-восстановительными реакциями

являются:

1. H2S + 8HNO3 = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O;

2. 2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2О;

3. 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2;

4. 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2;

5. NH4NO2 = N2 + 2H2O.

55. Степень окисления атома хрома в хромате калия К2СrО4 равна:

1. +3;

2. +6;

3. +2;

4. +4.

56. Сульфит натрия в окислительно-восстановительных реакциях может

проявлять свойства:

1. окислителя;

2. восстановителя;

3. окислителя и восстановителя;

4. не проявляет окислительно-восстановительных свойств.

57. В концентрированной серной кислоте окислительные свойства

проявляет:

1. ион водорода;

2. сульфат-ион;

3. ион – кислорода;

4. ни один из перечисленных ионов не проявляет.

41

58. Уравнение окислительно-восстановительной реакции:

1. Cu(OH)2 = CuO + H2O;

2. Ca + 2HCl=СaCl2 + H2;

3. SO3 + H2O = H2SO4;

4. P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.

59. Процессу восстановления серы соответствует схема:

1. 20 SS ;

2. 40 SS ;

3. 02 SS ;

4. 62 SS .

60. Не является окислительно-восстановительной реакция, схема которой:

1. 4KClO3 KCl + 3KClO4;

2. CaCO3 CaO + CO2;

3. NH4NO3 N2O + 2H2O;

4. H2S S + H2.

61. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции

AsH3 + AgNO3 + H2O H3AsO4 + Ag + HNO3 равен: 1. 1;

2. 2;

3. 3;

4. 4.

62. Сумма коэффициентов в левой части уравнения реакции

МnО2 + НСl МпСl2 + С12 + Н2О равна:

1. 1;

2. 3;

3. 5;

4. 7.

63. Дополните: коэффициент перед формулой окислителя в уравнении

реакции Сl2 + J2+ Н2О НСl + HJО3 равен _________.

64. Дополните: коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении

реакции HNO3(разб.) +Zn NH4NO3 + Zn(NO3)2 +H2O равен _________.

65. Дополните: атомы или ионы, которые в окислительно-восстанови-

тельных реакциях отдают электроны, проявляют ____________ свойства.

66. Дополните: атомы или ионы, которые в окислительно-восстанови-

тельных реакциях принимают электроны, проявляют _________ свойства.

42

67. Соответствие между формулой вещества и его окислительно-восста-

новительными свойствами:

1. окислительно-восстановительные НNО3;

2. окислительные Na2SO3;

3. не проявляет окислительно-восстановительных свойств Na2S;

4. восстановительные СаСО3.

68. Соответствие между степенью окисления атома азота и его

окислительно-восстановительными свойствами:

1. восстановительные N+5;

2. окислительно-восстановительные N+3;

3. окислительные 3N .

69. Соответствие между степенью окисления атома марганца и формулой

его соединения:

1. +2 MnSO4;

2. +6 MnO2;

3. +4 K2MnO4;

4. +7 KMnO4.

70. Последовательность молекул в порядке возрастания их

восстановительных свойств:

1. НF;

2. НСI;

3. HJ;

4. НВr.

71. Последовательность молекул в порядке возрастания их окислительных

свойств:

1. F2;

2. Br2;

3. CI2;

4. J2.

72. Последовательность кислородосодержащих кислот хлора в порядке

возрастания степени окисления атома хлора:

1. НСIO2;

2. НСIO;

3. НСIO3;

4. НСIО4.

73. Типичные восстановители:

1. А1;

2. Br2;

3. H2SO4;

4. NH3.

43

74. Типичные окислители:

1. MnO2;

2. K2CrO4;

3. KNO3;

4. Zn.

75. Схемы, которые соответствуют процессу окисления:

1. KNO2 KNO3;

2. CaCO3 CaO + CO2;

3. FeSO4 Fe2(SO4)3;

4. K2MnO4 MnO2.

76. Схемы, соответствующие процессу восстановления:

1. КМnО4 МnSО4;

2. КС1О3 КСl;

3. NН3 NO;

4. К2СrO4 СrС13.

77. Только окислительную способность проявляет кислота:

1. сернистая;

2. сероводородная;

3. тиосерная;

4. серная.

78. Краткое ионное уравнение реакции окисления меди FeCl3 имеет вид …

1. 230 FeCuFeÑu ;

2. 023 Fe2Cu3Fe2Cu3 ;

3. 03 FeCu3FeCu3 ;

4. 2230 Fe2CuFe2Cu .

79. При ОВР в нейтральной среде KMnO4 восстанавливается с

образованием …

1. K2MnO4;

2. 2Mn ;

3. MnO2;

4. Mn.

80. Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции,

соответствующей схеме: OHNOONO 223 , составляет:

1. 20;

2. 21;

3. 18;

4. 19.

44

81. В реакции 23PCaP2Ca3 атомы фосфора выступают в качестве …

1. восстановителей;

2. доноров неподелённой пары электронов;

3. окислителей;

4. окислителей и восстановителей одновременно.

82. В реакции

OH3SOKSONa5MnSO2SOH3SONa5KMnO2 24242442324

сульфит-ионы…

1. окисляются и восстанавливаются одновременно;

2. окисляются;

3. не изменяют окислительно-восстановительного состояния;

4. восстанавливаются.

83. Сумма коэффициентов в левой части уравнения

OHSOKMnSOSOHSOKKMnO 242442324 :

1. 12;

2. 8;

3. 6;

4. 10.

45

Приложение 1

СТЕПЕНИ ОКСИЛЕНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ,

СОЕДИНЕНИЙ, КАТИОНОВ И АНИОНОВ

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный,

исходя из предложения, что оно состоит только из ионов.

Вещество Формула Степень окисления

Свободные элементы (простые вещества)

Водород H2 0

Углерод C 0

Хлор Cl2 0

Азот N2 0

Медь Cu 0

Соединения

Метан CH4 C = −4 H = +1

Диоксид углерода CO2 C = +4 O = −2

Хлороводород HCl H = +1 Cl = −1

Сероводород H2S H = +1 S = −2

Диоксид серы SO2 S = +4 O = −2

Триоксид серы SO3 S = +6 O = −2

Катионы

Натрий Na+ +1

Медь (I) Cu+ +1

Медь (II) Cu2+ +2

Железо (II) Fe2+ +2

Железо (III) Fe3+ +3

Анионы

Оксид-ион O2− −2

Хлорид-ион Cl− −1

Карбонат-ион CO32− C = +4

Хлорат (V)-ион ClO3− Cl = +5

Хлорат (VII)-ион ClO4− Cl = +7

Сульфат-ион SO42− S = +6

Манганат (VII)-ион MnO4− Mn = +7

Хромат (VI)-ион Cr2O72− Cr = +6

46


СХЕМА ПРОЦЕССОВ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ

ВОССТАНОВЛЕНИЕ

(ПРИСОЕДИЕНЕИЕ ЭЛЕКТРОНОВ,

ПОНИЖЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКСИЛЕНИЯ)

ОКИСЛЕНИЕ

(ОТЩЕПЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ,

ПОВЫШЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ)

+5

+4

+3

+2

+1

0

–1

–2

–3

–3ē

Fe+3

Fe0

–4ē

S+4

S0 –5ē

N+2

N-3

+6ē

Cl-1

Cl+5

+2ē

Cu+2

Cu0

N+5

+8

ē

С

Т Е

П

Е

Н

Ь

О

К

И

С

Л

Е

Н

И

Я

–nē +nē

N-3

47



Активные металлы Li , Rb , K , Cs , 2Ba , 2Sr , 2Ca , Na , 3Ac , 3La , 3Y , 2Mg ,

3Sc , 2Be , 3U , 3Al

Металлы средней активности 2Ti , 4Zr , 4Ti , 2Mn , 2V , 2Cr , 2Zn , 3Cr , 3Ga , 2Fe , 2Cd , 3In , Tl ,

3,2Co , 3,2Ni , 3Mo , 2Sn , 2Pb , 3Fe

Металлы малоактивные

Н2 3Sb , 3Bi , 2Cu , 4Ru , Cu , 2

2Hg , Ag , 2Hg , 2Pd , 3Ir , 2Pt , 3Tl , 3Au , Au

Продукты взаимодействия кислот, воды с металлами различной активности

Кислота

Металл

активный средней

активности малоактивный исключение

Н2SO4 (к) соль + H2S + H2O соль + S + Н2О соль + SO2 + Н2О Fe, Co, Ni,

Cr, Au, Pt

H2SO4 (р) соль + Н2 соль + Н2

не

взаимодействуют

при обычных

условиях

Ti, Zr

HCl (р. и к.) соль + Н2 соль + Н2 – Zr, Hf, Pb

HNO3 (р) соль + NH4NO3 +

H2O

соль + N2 (N2О)

+ Н2О соль + NO + Н2О Zr, Ti, Pt, Au

HNO3 (к) соль + NO2 + H2O Zr, Fe, Co,

Ti, Ni, Pt, Au

Н2О n

n

)ÎÍ(Ìå

+ Н2 при t°

МехОу + уН2 – –

Взаимодействие щелочи с металлами

Валентность Металлы Реакция

II 2Be , 2Zn , 2Ge , 2Sn , 2Pb 22

2

20 HOMeNaMeNaOH

III 3Al , 3Ga , 3Cr , 3Fe , 3Bi

3Sb , 3In 22

3

20 HOMeNaOHMeNaOH

Усиление восстановительных свойств

Усиление окислительных свойств

48


РАСТВОРИМОСТЬ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ И СОЛЕЙ В ВОДЕ

H+ Li+ K+ Na+ NH4+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Pb2+ Sn2+ Cu2+

OH р р р р р м н м н н н н н н н н - - н н н F р м р р р м н н н м н н н р р р р р - н р р Cl р р р р р р р р р р р р р р р р р н р м р Р Br р р р р р р р р р р р р р р р р р н м м р р I р р р р р р р р р р ? р ? р р р р н н н м р 2S р р р р р - - - н - - н - н н н н н н н н н HS р р р р р р р р р ? ? ? ? ? н ? ? ? ? ? ? ? 2

3SO р р р р р н н м н ? - н ? н н ? м н н н ? ?

3HSO р ? р р р р р р р ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? 2

4SO р р р р р н м р н р р р р р р р р м - н р р

4HSO р р р р р ? ? ? - ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? н ? ?

3NO р р р р р р р р р р р р р р р р р р р р - р

2NO р р р р р р р р р ? ? ? ? р м ? ? м ? ? ? ? 3

4PO р н р р - н н н н н н н н н н н н н н н н н 2

4HPO р ? р р р н н м н ? ? н ? ? ? н ? ? ? м н ?

42 POH р р р р р р р р р ? ? р ? ? ? р р р ? - ? ? 2

3CO р р р р р н н н н ? ? н ? н н н н н ? н ? н

3HCO р р р р р р р р р ? ? р ? ? ? ? ? ? ? р ? ? COOCH 3 р р р р р р р р р - р р - р р р р р р р - р

2

3SiO н н р р ? н н н н ? ? н ? ? ? н н ? ? н ? ?

р – растворяется; м – мало растворяется; н – не растворяется; – – не существует или разлагается водой;

? – нет достоверных сведений о существовании соединения.

49

Аветисян Надежда Николаевна

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.


Методические указания по химии для самостоятельной работы студентов

технических направлений всех форм обучения

Редактор Е.Ф. Изотова

Подписано к печати __.__.13. Формат 60х84/16.

Усл. печ. л. 3. Тираж 100 экз. Зак. __-___. Рег. № __.

Отпечатано в РИО Рубцовского индустриального института

658207, Рубцовск, ул. Тракторная, 2/6.

Documents

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ …2 УДК 541 Аветисян Н.Н. Окислительно-восстановительные реакции. Химические