Овр с озоном егэ

СОВРЕМЕННЫЕ ВОПРОСЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОЗОНА О₃ [О^-2О⁺⁴О^-2] [1]

КОЧКАРОВ Ж.А.

Кабардино-Балкарский государственный университет, Нальчик

Озон — газ синего цвета с характерным запахом свежести, молекула диамагнитна и имеет угловое строение. Для центральной атомной частицы характерна sp² – гибридизация, валентный угол 117 ^о, π-связь делаколизуется между тремя атомными частицами кислорода. Растворимость его больше, чем кислорода, сильный окислитель, ядовит.

Сероуглерод СS₂ растворяет озон, при этом раствор окрашивается в синий цвет, самым лучшим растворителем озона является четыреххлористый углерод ССI₄, один объем которого поглощает три объема озона, в этом случае растворение также сопровождается окрашиванием жидкости в синий цвет.

⁺⁴О ↔ ⁺⁴О

^-2О О^{-2 -2}О О^-2

Окислительно-восстановительные свойства озона

Озон обычно представляют как очень сильный окислитель. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием озона обычным методом электронного баланса не представляется возможным. Однако легко реализуется метод протонно-кислородного баланса [1-6].

Обратим внимание еще раз на строение молекулы озона. Между двумя атомными частицами кислорода образуются две ковалентные неполярные связи по обменному механизму за счет двух неспаренных электронов от каждой атомной частицы. Присоединение еще одного атома кислорода происходит по донорно-акцепторному механизму, при котором донором электронов выступает центральная атомная частица (в схеме указана стрелкой), а акцептором электронов –соседняя атомная частица, у которой возникает свободная орбиталь (вакансия) за счет внутриатомного спаривания двух неспаренных электронов. При этом центральной атомной частице приписывают степень окисления (+4), а двум соседним – степень окисления (-2) [1]. Теперь понятно, что озон сильный окислитель за счет атомной частицы кислорода О⁺⁴:

О⁺⁴ + 2ē = О⁺² , О⁺⁴ + 4ē = О^о , О⁺⁴ + 6ē = О^-2 (2)

Однако может проявлять и восстановительные свойства за счет атомных частиц кислорода О^-2:

2О^-2 — 4ē = О₂^о или О^-2 — 2ē = О^о (3)

Ниже нами представлены следующие возможные электронные схемы внутримолекулярного окисления-восстановления и восстановления озона:

Схема 1: 2О^-2 + О⁺⁴ + 2ē = О₂^о + О^-2 , внутримолекулярная ОВР

О₃

Схема 2: 2О^-2 + О⁺⁴ -2ē = О₂^о + О⁺² , внутримолекулярная ОВР

О₃

Схема 3: 2О^-2 + О⁺⁴ = О₂^о + О^о , внутримолекулярная конмутация

О₃

Схема 4: 2О^-2 + О⁺⁴ + 6ē = 3О^-2, проявляет только окислительные

свойства

Схема 5: 2О^-2 + О⁺⁴ + 2ē = 2О^-2 + О⁺³, проявляет только окислительные

свойства

Как мы сказали выше, озон сильный окислитель за счет атомной частицы кислорода О⁺⁴, который в соответствии с полуреакцией (2) и схемой 3 дает атомарный кислород:

О₃ = О₂^о + О^о

О⁺⁴ + 4ē = О^о 1

2О^-2 — 4ē = О₂^о 1

Поэтому большинство окислительно-восстановительных реакций с участием озона можно представить как реакцию с атомарным кислородом, проявляющим сильные окислительные свойства в соответствии с полуреакцией О^о + 2ē = О^-2, в связи с чем схемы (3) и (1) можно считать сопряженными, т.е. в начале реализуется схема (3), а затем — (1).

Еще раз обращаем внимание читателя на то, что обычным электронным балансом эти реакции уравнять не представляется возможным, поэтому мы будем пользоваться представленными схемами 1-5 и методом протонно-кислородного баланса [1-6].

NH_3(г) + 4О_3(г) + КОН = КNО₃ + 2H₂O + 4О₂↑:

N^-3 — 8ē = N⁺⁵ 1

2О^-2 + О⁺⁴ + 2ē = О₂^о + О^-2 4, схема 1

или

N^-3 — 8ē = N⁺⁵ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 4

В полуреакции восстановления озон переходит в кислород, недостаток кислородных частиц в правой части восполняем за счет атомных частиц О^-2 что соответствует схеме 1.

Реакция обнаружения озона в воздухе по посинению бумажки, смоченной водным раствором KI в присутствии крахмала:

2KI_(р) + O₃ + H₂O = 2KOH + I₂↓ + O₂↑:

2I^— — 2ē = I₂^о 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 1 , схема 1

Синяя окраска иодкрахмальной бумаги постепенно исчезает, поскольку между иодом и щелочью протекает реакция:

3I₂ + 6КОН = КIO₃ + 5KI + 3H₂O

В присутствии избытка озона свободный иод окисляется:

I₂ + 5O₃ + Н₂O = 2НIO₃ + 5О₂

I₂^о — 10ē = 2I⁺⁵ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 5 , схема 1

Или:

2I₂ + 9O₃ = I(IO₃)₃ + 9O₂

2I₂^о + 9О^-2 — 18ē = I(IO₃)₃ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 9 , схема 1

В первой полуреакции окисления недостаток кислородных частиц в левой части восполняем за счет частиц О^-2, а в полуреакции восстановления недостаток кислородных частиц в правой части восполняем также за счет атомных частиц О^-2.

Одной из реакцией на озон является взаимодействия с раствором хлорида марганца (П):

MnCl₂ + O₃ + 3H₂O = Mn(ОН)₄↓ + 2HCl + O₂↑

Мn⁺² — 2ē = Мn⁺⁴ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 1, схема 1

1% -ный раствор индиго в концентрированной Н₂SO₄ изменяет цвет от синего до бледно-желтого из-за окисления в изатин по уравнению:

С₁₆Н₁₀О₂N_{2 1% индиго,синий} + 2O₃ = 2С₈Н₅O₂N_{изатин,желтый} + 2O_2:

С₁₆Н₁₀О₂N₂ + 2О^-2 — 4ē = 2С₈Н₅O₂N 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 2, схема 1

В присутствии озона бесцветный раствор сульфата титанила переходит в желто-оранжевый раствор пертитановой кислоты:

ТіOSO₄ + O₃ + 2Н₂O = Н₂ТiO₄ + O₂ + Н₂SO₄

Ті⁺⁴ — 2ē = Ті^{+6 1}

О₃ + 2ē = О₂^о + О^{-2 1} , схема 1

Раствор желтой кровяной соли окрашивается в красно-коричневый:

2К₄[Fе(СN)₆]_желтый + Н₂O + O₃ = 2К₃[Fе(СN)₆]_{красно-корич} + 2КОН + O₂

Fе⁺² + 1ē = Fе^{+3 2}

О₃ + 2ē = О₂^о + О^{-2 1}

Предлагаем аналогичным образом проанализировать представленные реакции:

МnО_2(т) + О_3(г) + 2NаОН = Nа₂МnО₄ + H₂O + О₂↑:

Мn⁺⁴ — 2ē = Мn⁺⁶ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 1, схема 1

4МnSO_4(p) + 4О_3(г) + 12KОН = 4KМnО₄ + 4К₂SO₄ + 6H₂O + О₂↑

Мn⁺² — 5ē = Мn⁺⁷ 2

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 5, схема 1

2CrCl_3(p) + 3О_3(г) + 10КОН = 2К₂CrO₄ + 6KCl + 5H₂O + 3О₂↑:

Cr⁺³ — 3ē = Cr⁺⁶ 2

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 3, схема 1

О_3(г) + Pb(NO₃)_2(p) + H₂O = РbО₂↓ + О₂↑ + 2HNO₃, схема 1

О_3(г) + 3SnCl_2(p) + 6HCl_(p) = 3SnCl₄ + 3H₂O:

Sn⁺² — 2ē = Sn⁺⁴ 3

О₃ + 6ē = 3О^-2 1, схема 1

4О_3(г) + РbS_(т) = РbSO₄↓ + 4О₂↑:

S^-2 — 8ē = S⁺⁶ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 4, схема 1

4О_3(г) + 4KОН_(т) = 4KО₃ + 2H₂O + О₂↑:

^{окислитель восстановитель}

2О^-2 — 4ē = О₂^о , 1 щелочь окисляется

О₃+ 1ē =

2О^-2 + О⁺³, 4 О₃ восстанавливается, схема 5

^{озонид-ион}

или электронный баланс можно записать проще:

4ОН^—— 4ē = О₂^о + 2H₂O 1, окисление щелочи

О₃ + 1ē = О₃^— 4, восстановление озона, схема 5

Из первой полуреакции видно, что 2 моль щелочи окисляется, а 2 моль щелочи трансформируется в воду.

С учетом строения озона и озонида электронный баланс можно записать так:

2О^-2 — 4ē = О₂^о , щелочь окисляется 1

О⁺⁴ + 1ē = О⁺³ , восстановление озона 4

⁺³О —

^-2О О^-2

В озонид-ионе О₃^— центральная атомная частица зарактеризуется sp³ –гибридизацией, валентный угол 108^о.

2NH_3(г) + 4О_3(г) = NH₄NО₃ + H₂O + 4О₂↑

N^-3 — 8ē = N⁺⁵ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 4, схема 1

NH_3(г) + 4О_3(г) + КОН = КNО₃ + 2H₂O + 4О₂↑ _:

N^-3 — 8ē = N⁺⁵ 1

О₃ + 2ē = О₂^о + О^-2 4, схема 1

Доказательством того, что озон все же проявляет одновременно и восстановительные свойства является реакция с фтороводородом и фтором:

2О₃ + 2НF = ОF₂↑ + 2О₂↑ + H₂O:

О₃ -2ē = О₂^о + О⁺² 1, схема 2

О₃ +2ē = О₂^о + О^-2 1, схема 1

О_3(г) + F_2(г) = ОF₂↑ + О₂↑:

F₂ + 2ē = 2F^— 1

О₃ — 2ē = О₂^о + О⁺² 1, схема 2

Таким образом, в соответствии со схемами 4 и 5 озон проявляет только окислительные свойства, в остальных случаях- окислительно-восстановительные свойства.

Предлагаем аналогичным образом проанализировать представленные реакции:

О_3(г) + 2CuCl_2(p) + 2HCl_(p) = 2CuCl₃ + О₂↑ + H₂O

О_3(г) + KCN_(p) = KCNO + О₂↑

О_3(г) + (NH₂)₂CO_(т) = N₂↑ + CО₂↑ + 2H₂O

4О_3(г) + 4МеОН_(т) = 4МеО_{3(т, красн.)} + 2H₂O + О₂↑ (Ме = K, Rb, Cs) или

5О_3(г) + 2МеОН_(т) = 2МеО_{3(т, красн., озониды)} + H₂O + 5О₂↑ (Ме = K, Rb,Cs)

O₃ + Рb(ОН)₂ = РbО(ОН)₂ + O₂

4О_3(г) + MeS_(т) = MeSO₄ + 4О₂↑ (Ме = металлы)

О_3(г) + H₂S_(г) = S↓ + О₂↑ + H₂O или 4О_3(г) + 3H₂S_(г) = 3H₂SO₄

О_3(г) + NO_(г) = NО₂↑ + О₂↑; О_3(г) + 2NО_2(г) = N₂О₅ + О₂↑

2О_3(г) + C_(т) = CО₂↑ + 2О₂↑ ; 2О_3(г) + S_(т) + H₂O = H₂SO₄

О_3(г) + 3SО_2(г) + 3H₂O = 3H₂SO₄; О_3(г) + SО_2(г) = SО₃ + О₂↑

2О_3(г) + 2NО_2(г) + 2ClО_2(г) = 2NО₂ClО₄ + О₂↑

О_3(г) + 6HClО_{4(безвод)} + I_2(р) = 2I(ClО₄)₃ + 3H₂O (на холоду)

4О_3(г) + 3С₄N_2(г) = 12СО↑ + 3N₂↑

2KI_(р) + O₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + I₂↓ + O₂↑+ H₂O

Me + О₃ = MeO + O₂↑ (Me = кроме Au, Pt, Ir)

4Аg + 2O₃ = 2Аg₂O + 2O₂

— из кислорода (тепловая, электрическая, излучение):

3О₂ ↔ 2O₃ — Q

С точки зрения представленных схем (1-5) попробуем проанализировать данную реакцию. Интересно, к какому типу ОВР она относится? Очевидно, реализуется схема, обратная схеме (3). Разделим эту схему на две полуреакций и запишем полуреакции восстановления и окисления раздельно:

О₂^о + 4ē = 2О^-2 2

Таким образом, прямая реакция является окислительно-восстановительной и относится к межмолекулярной дисмутации [1-6].

Рассмотрим теперь обратную реакцию. Она соответствует схеме (3). Разделим эту схему на две полуреакций и запишем полуреакции восстановления и окисления раздельно:

О⁺⁴ + 4ē = О^о 1 2О⁺⁴ + 8ē = О₂^о 1

2О^-2 — 4ē = О₂^о 1 или 2О^-2 — 4ē = О₂^о 2

С₁₀Н_{16 терпен} + 56O₂ = 10CO₂ + 28О₃ + 8Н₂О

С₁₀Н₁₆ + 20О^-2 -56ē = 10CO₂ + 16Н⁺ 1

2O₂ + 2ē = О^-2 + О₃ 28 ^ͦ

-из концентрированной серной кислоты и перманганат калия:

1) 2KMnO₄ + H₂SO₄ = 2НMnO₄ + К₂SO₄ (реакция обмена),

2) 2НMnO₄+Н₂SO₄ = Мn₂O₇ + Н₂O + Н₂SO₄ (реакция дегидратации),

3) Мn₂O₇ = 2МnO₂ + 3O, Мn₂O₇ = 2МnО + 5O

4) 3O + 3O₂ = 3O₃ (реакция образования озона)

∑ 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O + 5O₃:

Mn⁺⁷ +5ē = Mn⁺² 6

3О^-2 — 6ē = О₃ 5 или:

Mn⁺⁷ +5ē = Mn⁺² 6

О^-2 — 6ē = О⁺⁴ 5

-получение озона действием концентрированной азотной кислоты

на персульфат аммония:

1) (NH₄)₂S₂O_{8 персульфат} + 2HNO₃ = H₂S₂O_{8надсерная} + 2NH₄NO₃,

2) H₂S₂O₈ + H₂O = 2H₂SO₄ + О, 3) 4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O (t)

4) O + O₂ = O₃

∑3(NH₄)₂S₂O_{8 персульфат} + 6HNO₃ + 3H₂O = 6H₂SO₄ + 6NH₄NO₃ + O₃:

S₂O₈^2- +2ē = 2SO₄^2- 3

1) Р_{4 белый} + 12O₂ = Р₄О₆ + 6O_3, медленное окисление кислородом воздуха

Р₄^о — 12ē = 4Р⁺³ 1

2O₂ + 2ē = О^-2 + О₃ 6

1) Н₂SO₄ = НSO₄^— + Н⁺ (диссоциация),

2) электродные процессы:

катод: 2Н⁺ + 2e^— = Н₂ (выделяется водород).

анод: 2НSO₄^— — 2е- = Н₂S₂O_{8 ,} надсерная

3) Н₂S₂O₈ + 2Н₂O = 2Н₂SO₄ + Н₂O + O (выделяется кислород).

4) O + O₂ = O₃.

ЛИТЕРАТУРА

1.Кочкаров Ж.А. Неорганическая химия в уравнениях реакций. Учебное пособие «Допущено УМО по классическому университетскому образованию» для студентов химических факультетов. Изд-во «Принт-центр», Нальчик, 2011 г. 400с.

2.Кочкаров Ж.А. Химия в уравнениях реакций. Учебное пособие для школьников. Изд-во «Принт-центр», Нальчик, 2011 г. 302с.

3. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных

реакций в неорганической химии. //Материалы международной науч-прак.

конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании»

Грозный, 2010 г. с. 35-40

4. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:

Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

5. Кочкаров Ж.А. Современные проблемы неорганической химии: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом протонно-кислородного баланса// Ш Всероссийская научно-методическая конференция «Иновационные технологии в профессиональном образовании» ГГНТУ, г.Грозный, 2012. С. 33-38.

6. Кочкаров Ж.А. Современные вопросы неорганической химии: Классификация Окислительно-восстановительных реакций // Ш Всероссийская научно-методическая конференция «Иновационные технологии в профессиональном образовании» ГГНТУ, г.Грозный, 2012. С. 233-240.

Поделитесь с Вашими друзьями:

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  

Преподаватель: Иван Сергеевич Ермолаев, МГУ. Курс неорганической химии. ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции: озон, окисление соединений хрома до хроматов нитратами. Разбор нескольких интересных реакций. Реакции для запоминания. Получение синтез-газа и водорода.

Например:
а) H₃PO₃
+ H₃PO₃
→
H₃PO₄
+ PH₃

В
реакции участвуют две молекулы H₃PO₃,
где фосфор имеет С.О. =+3.
В приведенной схеме одной молекулы
фосфор проявляет окислительные свойства,
а второй молекулы – восстановительные.

в-ль
Р⁺³
— 2ē
= P⁺⁵
окислениее

ок-ль
Р⁺³
+ 6ē = P^-3
восстановление

Ионно-электронный
баланс, РН < 7;

в-ль (PO3)3- — H2O-2 ē = (PO4)3- + 2H+	3 окисление
ок-ль (PO3)3- + 3 H+ + 6 H+ + 6 ē = PH3 + 3H2O	2 восстановление

3(PO₃)^3-
+ (PO₃)^3-
+3H⁺→
3(PO₄)^3-
+ PH₃

Расставим
коэффициенты в молекулярное уравнение:

3H₃PO₃
+ H₃PO₃
→
3H₃PO₄
+ PH₃
,

б)
KBr + KBrO₃
+ H₂SO₄→
Br₂
+ K₂SO₄
+ H₂O

в-ль 2Br— — 2ē = Br2	2	1	5	5	окисление
ок-ль 2Br+5 + 10ē = Br2	10	5	1	восстановление

10Br^—
+ 2Br⁺⁵
= 5Br₂
+ Br₂

5
Br^—
+ Br⁺⁵
= 3Br₂

Ионно-электронный баланс:

в-ль 2Br‾ — 2 ē = Br2	5
ок-ль 2BrO3‾ + 12H+ + 10 ē = Br2 + 6H2O	1

10Br^‾
+ 2BrO₃^‾
+ 12H⁺
= 5Br₂
+ Br₂
+ 6H₂O

5
Br^‾
+ BrO₃^‾

+ 6H⁺
= 3Br₂
+
3H₂O

Расставляем
коэффициенты в молекулярное уравнение:

5KBr
+ KBrO₃
+ 3H₂SO₄
= 3Br₂
+ 3K₂SO₄
+ 3H₂O

3.4. Особенности протекания овр при термитной сварке

При термитной сварке протекает следующая
реакция:

Al
+ Fe₃O₄
→
Fe⁰
+ Al₂O₃

Молекулу
Fe₃O₄
можно представить в виде двух оксидов:

FeO
· Fe₂O₃
С.О. Fe
в FeO
= +2; С.О.Fe
в Fe₂O₃
= +3.
В схеме ОВР Fe⁺²
и Fe⁺³
проявляют свойства окислителя и
принимают электроны:

ок-ль	Fe+2 + 2ē = Fe0	8—Σ принятых ē	8	4	12	3
ок-ль	2Fe+3 + 6ē = 2Fe0
в-ль	2Al0 — 6 ē = 2Al3+	6- Σ отданных ē от двух атомов Al	6	3	4

8
Al + 3Fe
⁺² +
3Fe
⁺³
= 8Al⁺³
+
9Fe⁰

Расставим
коэффициенты в схеме реакции ОВР:

8 Al
+ 3Fe₃O₄
= 4Al₂O₃
+ 9Fe⁰

3.5. Овр в присутствии окислителя – озона (о3)

Атомы кислорода в молекуле озона
расположены в вершине равнобедренного
треугольника с углом < 117⁰и
сторонами 1,26 А₁⁰μ = 0,52 Д.
Молекула О₃диамагнитна. Озон
образуется в процессах, сопровождающихся
выделением атомарного кислорода:

О₂ + О₂ + hν
= О₃ + О

О + О₂ = О₃

Получение озона – энергоемкий процесс
(ΔН = 142,5 кДж/моль), и поэтому О₃разлагается самопроизвольно в две
стадии

2О₃ → 2О₂ +
2О →3О₂

В ОВР окисление озоном происходит за
счет атомарного кислорода.

Пассивные
металлы (Cu,
Аu,
Нg,
Аg,
Pt
и др.)
окисляются озоном, например:

8Ag
+ 2O₃
= 4Ag₂O
+ O₂

Очень активные металлы отдают молекуле
озона электрон без разрушения молекулы
и озон превращается в озонид-ион с
образованием озонидов

K
+ O₃
= KO₃

Рассмотрим, как будет протекать реакция
окисления бромид-иона с участием озона.

NaBr
+ O₃
+ H₂O
→

Бромид
ионы (Br¯)
— являются восcтановителями,
и в ОВР они могут только окисляться 2Br^—
— 2ē = Br₂,
а молекула озона принимает 2ē
и восстанавливается в О^-2
и О₂.
Учитывая эти рассуждения, запишем
продукты реакции:

NaBr
+ O₃
+ H₂O
→ Br₂
+ O₂
+ NaOH

2Br— — 2ē= Br2	1 окисление
O3 + 2 ē = O-2 + O2	1 восстановление

Расставим
коэффициенты в молекулярное уравнение
ОВР:

2NaBr
+ O₃
+ H₂O
= Br₂
+ O₂
+ 2NaOH