Овр на экзамене по химии

100 ОВР, котрые помогут учащимся при сдаче ЕГЭ по химии.

1) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

2) 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

3) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

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

5) 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

6) 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

7)SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = K2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

9) K2Cr2O7 + 3NaNO2 + 4H2SO4 = 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

10) K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

11) 4Mg + 10HNO3(оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

12) Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

13)Al2S3 + 30HNO3(конц.) = 2Al(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O

14) 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

15) FeCl2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 2HCl + NO2 + H2O

16) AlP + 11HNO3(конц.) = H3PO4 + 8NO2 + Al(NO3)3 + 4H2O

17) 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O

18) 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

19) 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

20) 3P2O3 + 2HClO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 2HCl

21) Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

22) Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O

23) 2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

24) 8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 8KHSO4 + 4H2O

25) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

26) 3PH3 + 4HClO3 = 3H3PO4 + 4HCl

27) 3NO₂ + H₂O = NO + 2HNO₃

28) I2 + K2SO3 + 2KOH = 2KI + K2SO4 + H2O

29) 2NH3 + 3KClO = N2 + 3KCl + 3H2O

30) 6P + 5HClO3 + 9H2O = 5HCl + 6H3PO4

31) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

32) Ca(ClO)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O

33) 3H2S + HClO3 = 3S + HCl + 3H2O

34) Fe2(SO4)3 + 2KI = 2FeSO4 + I2 + K2SO4

35) 2KMnO4 + KI + H2O = 2MnO2 + KIO3 + 2KOH

36) I2 + 10HNO3(конц.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

37) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4

38) 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

39) MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + 2H2O

40) 5HCOH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CO2 + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O

41) 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O = 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

42) NaClO + 2KI + H2SO4 = I2 + NaCl + K2SO4 + H2O

43) 2KNO3 + 6KI + 4H2SO4 = 2NO + 3I2 + 4K2SO4 + 4H2O

44) 14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

45) 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

46) K2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4H2O

47) K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH

48) 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

49) 4Zn + KNO3 + 7KOH = NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

50) 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

51) P2O3 + 6KOH + 2NO2 = 2NO + 2K3PO4 + 3H2O

52) 2KMnO4 + 2NH3 = 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O

53) 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

54) 3NaNO2 + Na2Cr2O7 + 8HNO3 = 5NaNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

55) B + HNO3(конц.) + 4HF = NO + HBF4 + 2H2O

56) 2CuCl2 + SO2 + 2H2O = 2CuCl + 2HCl + H2SO4

57) PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

58) 2NH3 + 6KMnO4 + 6KOH = N2 + 6K2MnO4 + 6H2O

59) 5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

60) 3KNO2 + K2Cr2O7 + 8HNO3 = 5KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

61) FeS + 12HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O

62) KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

63) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

64) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O = 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4

65) 3P2O3+ 2H2Cr2O7 + H2O = 2H3PO4 + 4CrPO4

66) 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

67) 5Na2SO3(нед.) + 2KIO3 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O

68) 2CrBr3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

69) 8 KMnO4 + 5 PH3 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

70) 3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

71) 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3PO4 + 4NO

72) 2NO + 3KClO + 2KOH = 2KNO3 + 3KCl + H2O

73) 5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

74) 5AsH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3AsO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

75) 2CuI + 4H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + I2 + 4H2O + 2SO2

76) Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 (to)

77) B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2

78) 8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br

79) P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

80) Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO(to)

81) H₂S + HClO = S + HCl + H₂O

82) 5KNO3(расплав) + 2P = 5KNO2 + P2O5

83) I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

84) H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

85) 8Zn + 5H2S2O7 = 8ZnSO4 + 2H2S + 3H2O

86) 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl

87) Na2S + 8NaNO3 + 9H2SO4 = 10NaHSO4 + 8NO2 + 4H2O

88) Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

89) 5C + Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 2P + 5CO + 3CaSiO3 (to)

90) 2NaI + H2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + I2 + 2H2O

91) 14HBr + K2Cr2O7 = 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr

92) 2NH3 + 2KMnO4(тв.) = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O (to)

93) 2FeCl3 + SO2 + 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl

94) 2HMnO4 + 5H2S + 2H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8H2O

95) 3KNO3 + 8Al + 5KOH + 18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]

96) 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

97) P4 + 20HNO3 = 4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O

98) 3NaClO + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaCl + 2H2O

99) Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

100) Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 +8H2O

1. Окислители и восстановители
2. Классификация окислительно–восстановительных реакций
3. Основные правила составления ОВР
4. Общие закономерности протекания ОВР
5. Основные схемы ОВР
5.1. Схема восстановления перманганатов
5.2. Схема восстановления хроматов/бихроматов
5.3. Разложение нитратов
5.4. Окислительные свойства азотной кислоты
5.5. Взаимодействие металлов с серной кислотой
5.6. Пероксид водорода

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

• простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
• сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN⁺⁵O₃, HCl⁺⁷O₄), соли (KN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄), оксиды (S⁺⁶O₃,  Cr⁺⁶O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих  высокие степени окисления: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Au³⁺ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

• простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
• сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H₂S, HBr), соли бескислородных кислот (K₂S, NaI);
• некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S⁺⁴O₃)^2–, (НР⁺³O₃)^2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

• перманганат калия (KMnO₄);

• дихромат калия (K₂Cr₂O₇);

• азотная кислота (HNO₃);

• концентрированная серная кислота (H₂SO₄);

• пероксид водорода (H₂O₂);

• оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO₂, PbO₂);

• расплавленный нитрат калия (KNO₃) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

Классификация окислительно-восстановительных реакций 

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2Al⁰ + Fe⁺³₂O₃ → Al⁺³₂O₃ + 2Fe⁰,

C⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц) = C⁺⁴O₂ ↑ + 4N⁺⁴O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента  переходят в разные продукты, например:

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇  → N₂⁰ ↑+ Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O,

2 NaN⁺⁵O^-2₃ → 2 NaN⁺³O₂ + O⁰₂↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один  и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

 2H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ = 3S + 2H₂O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

В окислительно-восстановительных  реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K⁺₂S^-2 + 2K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ = 2K⁺₂Mn⁺⁶O^-2₄ + S⁰

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S^-2 -2e = S⁰

Mn⁺⁷ + 1e = Mn⁺⁶

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn⁺⁷ в кислой среде восстанавливается до Mn⁺², а в щелочной — до Mn⁺⁶);
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N⁺⁵ при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N^-3);
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO₃ с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N⁺⁵.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

 В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn²⁺. Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны. В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4, с образованием амфотерного оксида MnO₂ — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6. Соединения марганца +6  проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO₄ с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S⁰.

5 K₂S + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ = 5 S + 2 MnSO₄ + 6 K₂SO₄ + 8 H₂O,

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является  указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

K₂S + 2 KMnO₄ –(KOH)= 2 K₂MnO₄ + S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

• неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5;
• неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе⁰ + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме⁰ = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + P^-3, As^-3= P⁺⁵, As⁺⁵ + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K₂CrO₄) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K₂Cr₂O₇) — соли, устойчивые в кислой среде.

Восстанавливаются соединения хрома (VI)  до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr⁺³ — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

Соединения хрома VI окисляют:

•  неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5;
• неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе⁰ + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная  с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме⁰ = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As⁺⁵ + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О^-2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O₂.

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород.

Например:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂. 

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития.

Например, разложение нитрата цинка:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnО + 4NO₂ + O₂.

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N⁺⁵, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород.

Например, разложение нитрата серебра:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂.

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония:

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 ^оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Это пример реакции контрдиспропорционирования.

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N⁺³ и восстановителя N^-3

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Термическое разложение  нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO₃)₂ = MnO₂ + 2NO₂

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

2Fe(NO₃)₂ → 2FeO + 4NO₂ + O₂ при 60°C
4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂ при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150^оС под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

  Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO₃ при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO₂ (N⁺⁴); оксид азота (II) NO (N⁺²); оксид азота (I) N₂O («веселящий газ»); молекулярный азот N₂;  нитрат аммония NH₄NO₃. Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются.

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами  азотной кислоты в реакции:

• при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH₄NO₃;

Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

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

• концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

• азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

• при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO₂;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O 

• при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N₂O;

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

8Na+ 10HNO₃ = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O 

• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO;
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо  оксид азота (II) NO, либо оксид азота N₂O, либо молекулярный азот N₂ — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N₂.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

NO₂; NO; N₂O; N₂; NH₄NO₃

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

 Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H⁺, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H₂. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например:

Fe + H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + H₂

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода 

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S⁺⁴O₂, молекулярная сера S либо сероводород H₂S^-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S^2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:

8Na⁰ + 5H₂S⁺⁶O_4(конц) → 4Na₂⁺SO₄ + H₂S^—2 + 4H₂O

Пероксид водорода

Пероксид водорода H₂O₂ содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S⁺⁴O₂ + H₂O₂^-1 → H₂S⁺⁶O₄^-2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например:

2KMn⁺⁷O₄ + 5H₂O₂^-1 + 3H₂SO₄ → 5O₂⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Окислительно-восстановительные реакции 

I. ОВР в неорганической химии.

Перекись водорода. 

4H2O2 + PbS → PbSO4 + 4H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 →  5O2 + K2SO4 +2MnSO4 + 8H2O 5H2O2 + 2HIO3 → 5 O2 + I2 + 6H2O 3H2O2 + 2AuCl3 → 3 O2 + 6HCl + 2Au H2O2 + H2S → S + 2H2O H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O 3H2O2 + 2CrCl3 + 10 KOH → 2K2CrO4 + 8H2O + 6KCl H2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O   H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2H2O           MnO2                                   2H2O2  → 2H2O + O2 H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2 H2O2 + 2FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH   H2O2 + SO2 → H2SO4

Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2H2O → H2O2 + 2NaOH Na2O2 + 2Na → 2Na2O Na2O2 + H2SO4 → H2O2 + Na2SO4 Na2O2 + H2SO4 + 2KI → I2 + Na2SO4 +K2SO4 + 2H2O KO2+ H2SO4→H2O2+K2SO4+O2   надперекись калия  2KO2 + 2H2O → 2KOH +H2O2+ O2 BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2 BaO2 + CO2 + H2O → H2O2 + BaCO3           800oC 2BaO2 →  2BaO + O2 SnO2 + 2H2SO4 →Sn(SO4)2 + 2H2O

Железо.

to сильное 2Fe + 6H2SO4 (к)   →      Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O                         to Fe + 6HNO3(к) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

10Fe + 6HNO3(сильно разб.) → Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O С растворами щелочей в присутствии сильных окислителей                                  to Fe + KClO3 + 2KOH → KCl + H2O + K2FeO4 феррат калия

Соединения Fe2+.

to 2FeO + 4H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O                              to FeO + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O                               to 3FeO + 10HNO3(р) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O                                 to Fe(OH)2 + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O                                        to 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (к)    → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O 10FeS + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 6MnSO4 +   + 3K2SO4 + 24H2O 2FeI2 + 6H2SO4 (к)    → Fe2(SO4)3 + 2I2 +3SO2 + 6H2O

to 4FeCl2 + O2 + 2H2O  → 4Fe(OH)Cl2 4FeCl2 + O2 + 8NaOH + 2H2O → Fe(OH)3 + 8NaCl                      to 4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O 10 FeSO4 + 2KIO3 + 6H2SO4 → I2 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +   + 6H2O 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + + K2SO4 +  8H2O                  to 4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Соединения Fe3+.

to Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe В присутствии сильных окислителей со щелочами Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 → 2K2FeO4 + 3 KNO2 +2H2O                                        to Fe2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2FeO4 + KCl + 2H2O Fe2O3 + 6Hl → 2FeI2 + I2 + 3H2O NaFeO2+2H2O→ Fe(OH)3+NaOH 2Fe(OH)3 + 6HI → FeI2 +I2+ 6H2O

to 2Fe(OH)3 +10NaOH+3Br2  →  2Na2FeO4 + 6NaBr +8H2O 2FeCl3 + 2KI → FeCI2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + H2S → FeCI2 + S + 2HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4(NH4)2S → 3FeS + S + 8NH4Cl                                        to 2FeCl3 +3Br2+16NaOH →2Na2FeO4 + 6NaBr ++6NaCl+8H2Oферрат натрия

Fe3O4.

Fe3O4 + 8HCl → FeCI2 + 2FeCl3 + 4H2O (не ОВР) Fe3O4+8Hl→3FeI2+I2+4H2O Fe3O4+10HNO3(к) →3Fe(NO3)3+ NO2 + 5H2O 3Fe3O4 + 28 HNO3 (р) → 9Fe(NO3)3 + NO+14H2O

2Fe3O4+10H2SO4(к)→3Fe2(SO4)3 +SO2+10H2O Fe3O4 + 4H2SO4 (р)    → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8H2O                   to Fe3O4 + Fe → 4FeO

Соединения марганца.

Оксиды: 

MnO     Mn2O3      Mn3O4             Mn2O7      MnO3             MnO2

             основные                                кислотные                амфотерный

Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 +2H2O                 to Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2

to Mn(NO3)2 +PbO2 →MnO2+  Pb(NO3)2 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 +2H2SO4

                                                                       MnO2

                                                             ↙OH—              ↘ H+  

                                                                    -2                          +2

                                                      MnO4                            Mn                        

                                                     манганат

2MnO2 +2H2SO4 (к)  → 2MnSO4 + 2H2O+ O2 MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2+ 2H2O

2MnO2 + 4HNO3 (к) → 2Mn(NO3)2 + 2H2O +O2

MnO2 проявляет кислотные свойства при сплавлении со щелочами или оксидами активных металлов без доступа воздуха.

MnO2 + 2KOH → K2MnO3 + H2O        (не ОВР)

Mn(OH)4 + BaO → BaMnO3 + 2H2O        (не ОВР)

В зависимости от условий реакции MnO2 проявляет либо окислительные, либо восстановительные свойства.

В кислой среде:

MnO2 +2FeSO4 +2H2SO4 →  MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

2MnO2+3PbO2+6HNO3→ 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2H2O

В щелочной среде:

                                               to

3MnO2 + KClO3 + 6NaOH        →        3Na2MnO4 +KCl + 3H2O

           твёрдые                    сплавление                                    

MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O           

                                                                 _

                                                         MnO4

                                  ↙H+                 ↓H2O             ↘OH—

                                +2                                                                 2-

                            Mn                         +4                                MnO4

                                                            MnO2 ↓                     манганат

                                                   оксид марганца (IV)

В кислой среде:

2KMnO4+5K2SO3 +3H2SO4→2MnSO4+6K2SO4+3H2O 2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4→2MnSO4+5Na2SO4+ K2SO4 +3H2O 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 5S + MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 2KMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 → 5H3PO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 5N2O + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10NO + 3H2O 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 → 5NaNO3 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O 8KMnO4 + 5PH3 + 24HCl → 5H3PO4 + 8MnCl2 + 8KCl + 12H2O 2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 +  8H2O В нейтральной среде: 2KMnO4+5SO2+ 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + (NH4)2SO4 → 2MnO2 + N2 + K2SO4 + 4H2O

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

В щелочной среде:

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

Другие реакции:

              to

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

2HMnO4 + 3H2S → 3S + 2MnO2 + 4H2O

8HMnO4 + 3PH3 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O  

K2MnO4 + K2S + 2H2O → S + MnO2 + 4KOH

K2MnO4 + Cl2 → 2KCl + 2KMnO4

MnSO4 + NaClO + 2NaOH → MnO2 + NaCl + Na2SO4  + H2O  

Соединения хрома.

Соединения хрома (III).

Cr2O3 – оксид хрома (III), порошок тёмно-зелёного цвета, по твёрдости близок к корунду. Поэтому его вводят в состав полирующих средств. Он нерастворим в воде, имеет аморфный характер, однако в кислотах и щелочах плохо растворим.

Химические свойства.

1. Сплавление со щелочами:

                      t0                                                                     t0

Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O                            Cr2O3 + Ba(OH)2 → Ba(CrO2)2 + H2O

                        хромит калия                                                  хромит бария

2. Сплавление с карбонатами щелочных металлов:

                           t0

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2                                                            

                            хромит натрия

3. Сплавление с оксидами щелочных и щелочно-земельных металлов:

                       t0

Cr2O3 + Na2O → 2NaCrO2

4. С концентрированными растворами кислот и щелочей реагирует с трудом:

                                                                                                                                    Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O           

                                           t0

Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]          

                                          гексагидроксохромит натрия

5. Взаимодействует со щелочными расплавами окислителей:

                                           t0        +6

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O                                  

                                                                 хромат калия

Получение Cr2O3.

1. В лаборатории.                                     2. В промышленности.

                        t0                                                                            t0                  

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O              2K2Cr2O7+3С→2Cr2O3+ 

                                                                                     2K2СO3  + СO2                        

                                                                                               t0

                                                                           K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + K2SO4

Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III), серо-зелёного цвета, нерастворим в воде, амфотерный.

Получение Cr(OH)3. 

CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3   + 3NaCl

                          студенистый серо-зелёный осадок

Химические свойства.

Cr(OH)3 легко взаимодействует с кислотами и со щелочами.

1. Взаимодействие с кислотами:

   2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3  + 6H2O    

2. Взаимодействие со щелочами:

   Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] 

                                гексагидроксохромат (III) натрия

                                (изумрудно-зелёный раствор)

3. Разложение при нагревании.

               t0

2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O

Соли – хромиты и другие — (III).

Химические свойства.

1. С кислотами легко реагируют:

   а) недостаток кислоты:

  NaCrO2 + HCl + H2O → Cr(OH)3  + NaCl

   б) избыток кислоты:

   NaCrO2 + 4HCl → CrCl3 + NaCl + 2H2O      

2. С кислотными  оксидами:

   Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 → Cr(OH)3 + 3NaHCO3

3. В растворе подвергаются гидролизу:

   NaCrO2 + 2H2O → Cr(OH)3↓ + NaOH

   Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑

4. Окислительные свойства соединений хрома (III):

   +3                 0                                 +2            +1

  Cr2(SO4)3  + H2 (Zn + H2SO4) → 2CrSO4 + H2SO4

5. Восстановительные свойства соединений хрома (III):

            +3               0                         +6             -1

    2К3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

    +3             -1                                +6                              -2

3CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCL + 8H2O    

     -3e—↗ Cr+6 (окисление)

Cr+3  

     +1e—↘ Cr+2  (восстановление)

Соединения хрома (III):                      

а) при окислении в щелочной среде образуют хроматы:

                                          to

   Cr2O3 + KClO3 + 4KOH   →         2K2CrO4 + KCl + 2H2O  

                                          спекание    хромат калия

б) при окислении в кислой среде образуют дихроматы:

Cr2(SO4)3  + 2K2FeO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + Fe2(SO4)3 + K2SO4  + H2O  

                                                    дихромат калия

Соединения хрома (VI).

CrO3 – оксид хрома (VI) – кристаллы тёмно-красного цвета, хорошо растворимые в воде, сильно ядовит (действует на почки; 0,6 г – смертельная доза). Кислотный оксид, которому соответствуют кислоты Н2CrO4 и Н2Cr2O7.

Получение CrO3.

K2Cr2O7 + 2H2SO4 → K2SO4 + 2CrO3 + H2O            

Химические свойства.

1. Взаимодействие с водой.

                                                                                                                                                          OH—                                            H+

   CrO3 + H2O → Н2CrO4           2CrO3 + H2O → H2Cr2O7          

Формула получающейся кислоты зависит от среды.

CrO3 – сильнейший окислитель.

2. Взаимодействие с углеродом:

  4CrO3 + 3C → 3CO2↑ + 2Cr2O3

3. Взаимодействие с серой:

    4CrO3 + 3S → 3SO2 + 2Cr2O3

4. Взаимодействие с органическими веществами:

    C2H5OH + 4CrO3 → 2CO2↑ + 2Cr2O3 + 3H2O                                      

                      +6                           +3                +4                                     H                                                                                                                                 C2H5OH + 4CrO3 + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2CO2↑ + 9H2O     H ↘  ↓

       Реакция сопровождается воспламенением.                         H→C-С→O←H

                                                                                                           H↗   ↑

                                                                                                                   H

5. Соли хромовой и дихромовой кислот – сильнейшие окислители.

   Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O     (не ОВР)

   Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O       (не ОВР)

6. Хроматы при нагревании устойчивы, дихроматы при нагревании неустойчивы:

                      t0

   4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3 O2↑

7. Взаимодействие с солями:

    а) в нейтральной среде

    2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 6NH3↑ + 4KOH        

    б) в щелочной среде

    2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3S↓ + 6NH3↑

    в) в кислой среде:

     K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O

                                                               Cr(OH)3  — серо—зелёный осадок              

K2CrO4 (CrO4)2—                  H2O ↗ 

                                      }—-OH—— →    [Cr(OH)6]3- — р-р изумрудно-зелёного цвета

K2Cr2O7 (Cr2O7)2  ______H+__ 

                                                             ↘

                                                               Cr3+ — р-р сине-фиолетового цвета

Окисление органических соединений бихроматом калия.

      +6           -2                                         +2           +3

2K2Cr2O7 + 3CH3OH + 8H2SO4 → HCOOH + 2Cr2(SO4)3 +2K2SO4 + 11H2O  

                            +3                                    +4                     

K2Cr2O7 + 3HOOC-COOH + 4H2SO4 → 6CO2 + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O

Соли в кислой среде:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2CrO3 + H2O           (не ОВР)

Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O        (не ОВР)

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S → 3S + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O  

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 2NO → 2HNO3 + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 3H2O  

2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3C → 3CO2 + 2Cr2(SO4)3  + 2K2SO4  + 8H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI → 3I2 + Cr2(SO4)3  + 4K2SO4  + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3  + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O  

K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O

2K2CrO4 + 16HCl → 3Cl2 + 4KCL + 2CrCl3 + 8H2O

2K2CrO4 + 10HNO3 + 3H2S → 4KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3S + 8H2O

Соли в щелочной среде:

Na2Cr2O7 + 2CsOH → Na2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O       (не ОВР)

K2Cr2O7 + 2RbOH → Rb2CrO4 + K2CrO4 + H2O           (не ОВР)

Cr2(SO4)3  + 3Br2 + 16NaOH → Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

Соли в нейтральной (или слабокислой) среде:

2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH

                              (гор.)

K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH        

K3[Cr(OH)6] + 3SO2 → Cr(OH)3 + 3KHSO3                    (не ОВР)

K3[Cr(OH)6] + FeCl3 → Cr(OH)3 + Fe(OH)3 + 3KCl       (не ОВР)

2K2CrO4 + 3K2SO3 + 5H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3K2SO4  + 4KOH

Разложение солей:

                        to

(NH4)2Cr2O7    → N2 + Cr2O3 + 4H2O                              (вулкан)            

Основания:            

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

Оксиды:

2CrO3 + 2NH3 + H2O → (NH4)2Cr2O7                             (не ОВР)

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O  

+3                   +1                                       -1           +6

Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH  → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O

+3                                +5       t0       +6                   +4

Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4  + KCl + 2CO2

+3                   +1                                      -1             +6

Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH  → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O

+3                             +5          t0       +6                    +4 

Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4  + KCl + 2CO2

                                          t0                 

2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4  + 4CO2

                                          t0                

2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4  + 4CO2

Написать уравнения 4-х возможных реакций:

1) р-ры CrSO4; NaOH; Na2CrO4; H2SO4:

   3CrSO4 + Na2CrO4 + 16NaOH + 4H2O → 4Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4

   2Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

   2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

   CrSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cr(OH)2

2) р-ры SO2; CsOH; K2Cr2O7; H2SO4:    

  K2Cr2O7 + 2CsOH → K2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O

    2CsOH + H2SO4 → Cs2SO4 + 2H2O

    K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3  + K2SO4 + H2O

    2CsOH + SO2 → Cs2SO3 + H2O

3) Cr(NO3)3;  Na2SO3; Cl2; NaOH:  

   Cr(NO3)3 + Na2SO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + SO2 + 6NaNO3

   6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

   Cr(NO3)3 + 3NaOH → Cr(OH)3 + 3NaNO3

Галогены.

                              t0

3Cl2 + 6KOH (гор.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O      

Cl2 + 2KOH (хол.) → KCl + KClO + H2O    

3Cl2 + 8NH3 → 6NH4Cl + N2

Cl2 + NaHS → S + NaCl + HCl

                               t0

3Br2 + 6KOH (гор.) → 5KBr + KBrO3 + 3H2O  

Br2 + 2KOH (хол.) → KBr + KBrO + H2O  

6Br2 + 6Ba(OH)2 → Ba(BrO3)2 + 5BaBr2 + 6H2O  

чистый         горячий

Br2 + H2S → 2HI + S

I2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + HI

Соединения галогенов.

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O    

KClO + HI → Kl + l2 + H2O    

Соединения серы.

Концентрированная H2SO4.

                          to

5H2SO4  + 8KIтв. → 4 I2 + 3H2S ↑+ 4K2SO4 + 4H2O  

3H2SO4  + KIO3 + 5KI → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O  

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2↑ + S↓ + H2O

2H2SO4 + Hg → HgSO4 + SO2 + 2H2O

2H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O

Оксид серы (IV).

SO2 + I2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

SO2 + H2O2 → H2SO4    

Сера.

S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 (к.) → 3SO2 + 2H2O

S + 3H2SO4 (к.) → 4SO2 + 4H2O

Соединения фосфора.

Фосфор. 

		to
6P + 5HClO3 + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4	2P + 5NaNO3 → 5NaNO2 + P2O5
	P + KMnO4 + H2SO4 →KH2PO4 + MnSO4
4P + 3KOH(k.) + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3	P + 5HNO3 (к.)  → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O

Фосфин.

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O  

PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

5PH3 + 8HBrO3 → 5H3PO4 + 4Br2 + 4H2O  

3PH3 + 4HClO3 → 3H3PO4 + 4HCl

3PH3 + 8HMnO4 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O  

Фосфаты.

Сa3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO3 + 2P + 5CO

3Сa3(PO4)2 + 16Al → 3Сa3P2 + 8Al2O3

Соединения азота.

Оксид азота (IV).

2NO2 + 2KOH → KNO2 + KNO3 + H2O

                    to

2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

Азотная кислота.

H2S + 8HNO3 (к.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O  

H2S + 2HNO3 (к., хол.) → S + 2NO2 + 2H2O  

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O → 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4

S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

5HNO3 (к.)  + P → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O  

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

8HNO3 (к.) + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

Нитраты.

4Zn + KNO3 + 7KOH → NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

          (тв.)

Аммиак.

NH3 + Ca(OCl)2 → N2 + H2O + CaCl2

Кремний.

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

Si + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2↑

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

Кислород.

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O  

2NO2 + O2 + 2KOH → 2KNO3 + H2O  

Скачать материал

Скачать материал

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  Мастер – класс «Подготовка к ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции»

  КУЗОВАЯ Т.В., учитель химии МАОУ Гимназия №1 г.Белогорск

• 

  2 слайд

  Информация о ЕГЭ. Мнения учащихся и родителей.
  Школьные выпускные экзамены – первая по-настоящему серьезная проверка эффективности той работы, которой ученик занимался несколько лет. С 2001 ЕГЭ в порядке эксперимента введен на территории РФ, а с 2009 года переведен в штатный режим как государственный механизм контроля качества образования.
  На мой взгляд введение ЕГЭ в школах имеет свои положительные и отрицательные моменты.

• 

  3 слайд

  Положительные стороны ЕГЭ:
  Тестирование как форма опроса вводится во все сферы жизни человека, школьники готовятся к особенностям выполнения тестовых заданий, которые позволяют проверить общий уровень грамотности.
  Благодаря ЕГЭ молодые люди могут продолжить свое обучение в различных учебных заведениях РФ.
  ЕГЭ может защитить ученика от несправедливого учитель.

• 

  4 слайд

  Отрицательные стороны ЕГЭ:
  Тесты хороши для инертных, ограниченных людей, а не творческих. Значит этим снижается интерес к предмету, интерес поиска своих решений даже у сильно увлеченного человека.
  Введение ЕГЭ приведет к натаскиванию выполнения заданий, поэтому снизится целостность восприятия химического образования.
  При минимальном количестве учебного времени на подготовку, роль репетиторства будет необходима.
  При снижении учебной нагрузки невозможно готовить учащихся к ЕГЭ.

• 

  5 слайд

  Количество учебных часов по химии на весь период обучения
  8 – 9 классы – 68 часов – 2 часа в неделю – 5,5% всего учебного времени за год.
  10 – 11 классы – 34 часа — 1 час в неделю – 2,7% всего учебного времени за год.
  10 – 11 классы (профильные) – 170 часов в неделю- 13,8% всего учебного времени за год.

  На период обучения химии отводится 204 урока за 4 года в непрофильных классах.

• 

  6 слайд

  Некорректные формулировки и ошибки в тестах:
  Верны ли следующие суждения о галогенах?
  А. Все галогены проявляют высшую степень окисления.
  Б. Радиус атома уменьшается от фтора к йоду.
  (ответ: верно только Б).
  Карбонат натрия в растворе не взаимодействует с
  1) серной кислотой, 2) углекислым газом, 3) сульфатом натрия, 4) хлоридом железа (2).
  (ответ: 2)

• 

  7 слайд

  Вопросы к родителям:
  Считаете ли вы ЕГЭ защитой от несправедливости учителя?
  Вдруг ваш ребенок не справится с ЕГЭ, кого будите винить?
  Какой вопрос вы бы хотели задать авторам этого эксперимента?

• 

  8 слайд

  Вопросы к учащимся:
  Как вы относитесь к ЕГЭ как системе контроля качества ваших знаний?
  Можно ли сказать, что КИМЫ дают объективную оценку качества ваших знаний?
  Приведите 3-4 примера наиболее сложных заданий
  Расшифруйте аббревиатуру ЕГЭ на современном школьном сленге.
  Ваши предложения к проведению контрольного тестирования школьников.

• 

  9 слайд

  Результаты опроса учащихся
  На 1 вопрос: положительно – 30 % учащихся, отрицательно – 55 % учащихся, затрудняются с ответом – 15% учащихся.
  На 2 вопрос: да – ответили 40 % учащихся, нет – 60 %.
  На 3 вопрос: наиболее трудными считают- задачи варианта С, цепочки органических превращений, ОВР.
  На 4 вопрос: ЕГЭ это: единый государственный эшафот, единая гениальная эйфория, европейская глобальная экзекуция, если готов- экзаменуйся!

• 

  10 слайд

  Изучение КИМОВ показало:
  Часть А- содержит вопросы, связанные с ОВР- А4, А7,А8, А24. Всего 4 балла.
  Часть В – В2, всего 2 балла.
  Часть С – С1, С2, всего 7 баллов.
  На ОВР приходится 13 набранных баллов. Это 26% ответов от оценки «5», 39% ответов от оценки «4», 81% ответов от оценки «3».
  Вывод: Знания об окислительно-восстановительных реакциях влияют на количество баллов при ответах.

• 

  11 слайд

  Изучение программ показало:
  На изучение темы ОВР в 8 классе отводится :
  а) в теме «Строение вещества»- 1 урок,
  б) в теме «Типы химических реакций»- 2 урока.
  На изучение темы ОВР в 9 классе отводится:
  а) в теме «Азот и его соединения» -1 урок
  На изучение темы ОВР в 11 классе отводится –2 урока.
  Итого 6 уроков за 4 года обучения.

• 

  12 слайд

  ТЕМА УРОКА: ОВР. Метод полуреакций и влияние среды на ход ОВР
  Цель урока: Формирование умения составлять уравнения окислительно-восстановительных процессов, идущих в разных условиях.
  Учащиеся умеют: распознавать ОВР, определять степени окисления, составлять процессы окисления и восстановления, подбирать коэффициенты методом электронного баланса.
  Формируемые умения: записывать уравнения полуреакций окислительно-восстановительных превращений, подбирать сопряженные пары окислительной и восстановительной полуреакций для ОВ процесса.

• 

  13 слайд

  Девиз к уроку:
  БЛАГОДАРЯ ИСТИННОМУ ЗНАНИЮ ТЫ БУДЕШЬ ГОРАЗДО СМЕЛЕЕ И СОВЕРШЕННЕЕ, ЧЕМ БЕЗ НЕГО.

  ДЮРЕР.

• 

  14 слайд

  Используемые технологии:

  Технология интерактивного обучения(использование кластеров, метод « мозгового штурма»).
  Здоровьесберегающие технологии(физкульминутка, релаксация).
  Информационно-коммуникативные технологии (мультимедийные слайды, интерактивная доска).
  Проблемное обучение.
  Исследования в группах( лабораторная работа).
  Технология сотрудничества.

• 

  15 слайд

  Использование кластеров
  С каким настроением вы пришли на урок?
  С каким настроением вы ушли с урока?

• 

  16 слайд

  Основные понятия для изучения данной темы
  Окисление
  Восстановление
  Окислитель
  Восстановитель
  Степень окисления
  Полуреакция
  Электронный баланс
  Коэффициент
  Электрон

• 

  17 слайд

  Степень
  окисления
  ПОЛУРЕАКЦИЯ
  ЭЛЕКТРОН
  ВОССТАНОВИТЕЛЬ
  ОКИСЛИТЕЛЬ
  ВОССТАНОВЛЕНИЕ
  ОКИСЛЕНИЕ
  ОВР

• 

  18 слайд

  Прием «мозгового штурма»
  Что такое окислитель?
  Какой процесс называют окисление?
  Что такое восстановитель?
  Какой процесс называют восстановление?
  Какие реакции называют окислительно-восстановительными?
  Что такое степень окисления?
  Какой заряд имеет электрон?
  Назовите типы ОВР
  Назовите способы расстановки коэффициентов в ОВР.

• 

  19 слайд

  Методы расстановки коэффициентов в ОВР
  1)

  2)

  3)

• 

  20 слайд

  Расставить коэффициенты методом электронного баланса
  H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + H2O

• 

  21 слайд

  ОВР
  Физкультурная пауза

• 

  22 слайд

  Алгоритм метода полуреакций
  Находим элементы, которые изменили степень окисления и определяем в состав какого иона они входят.
  В кислой среде атомы кислорода добавляем за счет молекул воды, а атомы водорода за счет катионов водорода.
  В щелочной среде атомы кислорода добавляем за счет гидроксогрупп из расчета 1:2, а атомы водорода- добавлением воды.
  В нейтральной среде слева всегда вода, а справа протоны или гидроксогруппы.
  Восстановитель переходит в соединение с высшей степенью окисления.
  Составляем электронный баланс.
  Суммируем обе правые части и левые с учетом коэффициентов.
  Составляем молекулярное уравнение.

• 

  23 слайд

  Лабораторная работа в группах «Превращение хроматов в дихроматы и наоборот» –проблемная ситуация
  К раствору хромата калия добавить раствор серной кислоты. Что наблюдаем? Составить уравнение реакции. Является ли она ОВР?

  К раствору дихромата калия добавить раствор щелочи. Что наблюдаем? Составить уравнение реакции. Является ли эта реакция ОВР?

• 

  24 слайд

  Лабораторная работа в группах «Влияние среды на ОВР»
  К раствору сульфита натрия добавьте раствор серной кислоты и раствор перманганат калия? Что наблюдаете? Составьте ОВР. Расставьте коэффициенты методом полуреакций.
  К раствору сульфита натрия добавьте раствор перманганата калия. Что наблюдаете? Составьте ОВР. Расставьте коэффициенты методом полуреакций.
  К раствору сульфита натрия добавьте раствор щелочи и раствор перманганата калия. Что наблюдаете? Составьте ОВР. Расставьте коэффициенты методом полуреакций.

• 

  25 слайд

  Расставить коэффициенты методом полуреакций:
  K2SO3 +KMnO4+H2SO4=

• 

  26 слайд

  Расставить коэффициенты методом полуреакций

  K2SO4 + KMnO4 + H2O=

• 

  27 слайд

  Расставить коэффициенты методом полуреакций

  K2SO4 + KMnO4 + KOH =

• 

  28 слайд

  Примеры уравнений для тренировки
  CuCI + K2Cr2O7 + HCI =

  Cr2O3 + KCIO3 + KOH =

  H2SO3 + CI2 + H2O =

  Na2CrO4 + NaI + NaOH =

• 

• 

  30 слайд

  Выводы:
  Для изучения данного метода расстановки коэффициентов учащиеся должны обладать необходимыми навыками и оперировать определенными понятиями при изучении ОВР.
  Необходимы знания основных окислителей и восстановителей и их переход в другую форму в различной среде.
  Данная методика составления ОВР универсальна и проста, ее использование позволяет прогнозировать состав продуктов реакций, что выходит за рамки программы средней школы.
  Умения в составлении таких уравнений отрабатываются на нескольких уроках.

• 

  31 слайд

  Заключение:
  Т.К. ЕГЭ в настоящее время это реалии сегодняшнего дня, необходимо настраивать учеников на такой контроль, начиная с 8 класса.
  Психологически готовить школьников и их родителей, настраивать их на успех, учить планировать свое время, расслабляться и отдыхать.
  Проводить тренировочные тесты по типу ЕГЭ после изучения каждой темы школьного курса.
  По возможности убеждать администрацию школы, что при таком количестве часов по химии результаты ЕГЭ не будут радовать ни нас, ни их, ни учеников и их родителей.

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 154 748 материалов в базе

• Выберите категорию:

• Выберите учебник и тему

• Выберите класс:

• Тип материала:

  • Все материалы

  • Статьи

  • Научные работы

  • Видеоуроки

  • Презентации

  • Конспекты

  • Тесты

  • Рабочие программы

  • Другие методич. материалы

Найти материалы

Вам будут интересны эти курсы:

• Курс повышения квалификации «Формирование компетенций межкультурной коммуникации в условиях реализации ФГОС»

• Курс повышения квалификации «Экономика предприятия: оценка эффективности деятельности»

• Курс повышения квалификации «Основы построения коммуникаций в организации»

• Курс повышения квалификации «Организация практики студентов в соответствии с требованиями ФГОС юридических направлений подготовки»

• Курс повышения квалификации «Организация практики студентов в соответствии с требованиями ФГОС медицинских направлений подготовки»

• Курс профессиональной переподготовки «Организация маркетинга в туризме»

• Курс повышения квалификации «Финансовые инструменты»

• Курс профессиональной переподготовки «Организация процесса страхования (перестрахования)»

• Курс повышения квалификации «Информационная этика и право»

• Курс профессиональной переподготовки «Стратегическое управление деятельностью по дистанционному информационно-справочному обслуживанию»