Перманганат калия химические свойства для егэ

Марганец

Содержится в количестве 0,03% по массе в земной коре. Наряду с железом и его сплавами относится к черным металлам.

Оксид меди (II)

Для соединений марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6 +7. В соединения +2 и +3 марганец проявляет основные свойства, +4 —
амфотерные, +6, +7 — кислотные.

Степени окисления марганца и его свойства

Наиболее известными минералами, в которых содержится марганец, являются:

  • MnO2 — пиролюзит
  • MnO(OH) — бурая марганцевая руда, манганит
  • 3Mn2O3*MnSiO3 — браунит

Природные соединения марганца

Получают марганец алюминотермией, восстановлением коксом, электролизом.

MnO2 + Al = (t) Al2O3 + Mn

MnO2 + C = (t) Mn + CO

MnSO4 + H2O = (электролиз) Mn + O2 + H2SO4

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами

    • На воздухе марганец вступает во взаимодействие с кислородом, пассивируется: на поверхности металла образуется оксидная пленка.

    Mn + O2 = MnO2

    При нагревании марганец реагирует с азотом, углеродом, кремнием, бором и фосфором.

    Mn + N2 = (t) Mn3N2

    Mn + C = (t) Mn3C

    Mn + Si = (t) Mn2Si

    Mn + P = (t) Mn3P2

    Нитрид марганца

  • Реакция с водой

    • При нагревании марганец вытесняет водород из воды.

    Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑

  • Реакции с кислотами

    • Марганец стоит в ряду напряжений до водорода и способен вытеснить его из кислот.

    Mn + HCl = MnCl2 + H2↑

    Под воздействием кислот, которые обладают окислительными свойствами, марганец окисляется.

    Mn + H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + H2O

    Mn + HNO3(конц.) = (t) Mn(NO3)2 + NO2 + H2O

    Mn + HNO3(разб.) = (t) Mn(NO3)2 + NO + H2O

    Реакция марганца с азотной кислотой

Соединения марганца (II)

Для соединений марганца (II) характерны основные свойства. Оксид марганца (II) может быть получен разложением карбоната марганца, либо
восстановлением оксида марганца (IV) до оксида марганца (II).

При растворении (и нагревании!) марганца в воде образуется гидроксид марганца (II).

Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑

MnSO4 + KOH = (t) Mn(OH)2 + K2SO4

Соединения марганца (II) на воздухе неустойчивы, Mn(OH)2 быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид марганца (IV).

Mn(OH)2 + O2 = MnO2 + H2O

Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют основные свойства. При реакции с кислотами дает соответствующие
соли.

Mn(OH)2 + HCl = MnCl2 + H2O

Гидроксид марганца (II)

Соли марганца (II) получаются при его растворении в разбавленных кислотах. Эти соли способны вступать в реакции с другими солями, кислотами, если
выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит.

Mn + HCl = MnCl2 + H2

MnSO4 + (NH4)2S = MnS↓ + (NH4)2SO4

При действии сильных окислителей ион Mn2+ способен переходить в ион Mn7+

MnSO4 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O

Соединения марганца (IV) проявляют амфотерный характер. Оксид марганца (IV) можно получить разложением нитрата марганца (II).

Mn(NO3)2 = (t) MnO2 + NO2

Кислород в продуктах реакции не указываем, так как он участвует в окислении MnO до MnO2.

Нитрат марганца (II)

В реакциях с щелочами марганец переходит в СО +6, в кислой среде — принимает СО +2.

MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + CO2 (гидролиз карбоната натрия идет по аниону, среда — щелочная)

MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2O

Оксид марганца (IV)

Соединения марганца (VI) — MnO3, H2MnO4 — неустойчивы, в свободном виде не получены. Обладают кислотными свойствами.
Наиболее устойчивые соли — манганаты, окрашивающие раствор в зеленый цвет.

Манганаты получают в ходе разложения перманганатов, а также реакциями в щелочной среде.

KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑ (способ получения кислорода)

Li2SO3 + KMnO4 + LiOH = Li2SO4 + K2MnO4 + H2O

MnO2 + NaOH + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + H2O

MnSO4 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Манганаты образуются в щелочной среде

В водной среде манганаты разлагаются на с.о. +7 и +4. Манганаты окисляют хлором.

K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH

K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl

Соединения марганца (VII) — неустойчивый Mn2O7, и относительно устойчивая в разбавленных растворах HMnO4 — проявляют
кислотные свойства. Соли марганцовой кислоты — перманганаты.

В различных средах — кислотной, нейтральной и щелочной — марганец принимает различные степени окисления. Внимательно изучите таблицу ниже.

Марганец в различных средах

Оксид марганца (VII) получают в реакции перманганата с сильными кислотами.

KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O

При растворении оксида марганца (VII) (кислотного оксида) в щелочи образуются соли марганцовой кислоты — перманганаты.

Mn2O7 + KOH = KMnO4 + H2O

Марганцовая кислота получается в реакциях сильных окислителей с солями марганца (II).

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

В растворах с концентрацией марганцовой кислоты более 20% происходит ее разложение.

HMnO4 = MnO + O2 + H2O

При нагревании перманганата калия (в быту — марганцовка) разлагается с образованием бурого MnO2, выделением кислорода.

KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Перманганат калия - марганцовка

При стоянии в растворе постепенно разлагается водой.

KMnO4 + H2O = MnO2 + KOH + O2↑

В кислой среде марганец принимает наиболее устойчивую (для кислой среды) — Mn2+, в щелочной — Mn6+.

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2↑ + K2SO4 + H2O

KMnO4 + KOH = K2MnO4 + O2 + H2O

Цинк

Название цинка, вероятно, связано формой его кристаллитов: в переводе с немецкого Zinke — зубец. С древнейших времен известен сплав
меди с цинком — латунь.

Цинк

Для цинка характерна постоянная степень окисления +2.

Степень окисления цинка и его свойства

Наиболее известные минералы, в которых содержится цинк:

  • ZnS — цинковая обманка, сфалерит
  • ZnO — цинкит
  • ZnCO3 — симсонит, цинковый шпат
  • 2ZnO*SiO2*H2O — гемиморфит

Природные соединения цинка

Получение

Пирометаллургический метод получения цинка заключается в обжиге цинковой обманки, и последующем восстановлении оксида цинка
различными восстановителями: чаще всего C, также возможно CO и H2.

ZnS + O2 = (t) ZnO + SO2

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H2 = (t) Zn + H2O

ZnO + CO = (t) Zn + CO2

Сульфид цинка

Гидрометаллургический метод получения основывается на электролизе сульфата цинка.

ZnSO4 + H2O = (электролиз) Zn + H2SO4 + O2

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами (и аммиаком :)

    • На воздухе цинк покрывается оксидной пленкой. При нагревании цинк реагирует с галогенами, фосфором, серой, селеном.

    Zn + O2 = ZnO

    Zn + Br2 = (t) ZnBr2

    Zn + P = (t) Zn3P2

    Zn + S = (t) ZnS

    Оксид цинка

    Для цинка не характерны реакции с водородом, бором, кремнием, азотом, углеродом. Нитрид цинка можно получить в ходе реакции цинка с аммиаком.

    Zn + NH3 = (t) Zn3N2 + H2↑

  • Реакции с кислотами

    • Zn + HCl = ZnCl2 + H2↑

    Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑

    Zn + H2SO4(конц.) = ZnSO4 + H2S↑ + H2O

    Хлорид цинка

  • Реакции с щелочами

    • Цинк способен проявлять амфотерные (двойственные) свойства: реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
    При добавлении цинка в раствор щелочи выделяется водород.

    Zn + H2O + NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоцинкат натрия)

Соединения цинка (II)

Эти соединения обладают амфотерными свойствами. Оксид цинка (II) можно получить в ходе реакции горения цинка или
при разложении нитрата цинка.

Zn + O2 = (t) ZnO

Zn(NO3)2 = (t) ZnO + NO2↑ + O2↑

Оксид цинка (II) проявляет амфотерные свойства, реагирует как с кислотами, так и с щелочами.

ZnO + HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ZnO + H2O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

Комплексные соли образуются в растворе, при прокаливании они не образуются.

ZnO + 2NaOH = (t) H2O + Na2ZnO2 (цинкат натрия)

Оксид цинка (II) может быть восстановлен до чистого цинка различными восстановителями.

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H2 = (t) Zn + H2O

ZnO + CO = (t) Zn + CO2

Гидроксид цинка (II) получается в ходе реакций между растворимыми солями цинка и щелочами.

Гидроксид цинка

ZnSO4 + NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2↓

Гидроксид цинка (II) обладает амфотерными свойствами, реагирует как с кислотами, так и с основаниями.

Zn(OH)2 + HCl = ZnCl2 + H2O

Zn(OH)2 + HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

Zn(OH)2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4]

При прокаливании комплексные соли распадаются, вода испаряется.

Na2[Zn(OH)4] = (t) Na2ZnO2 + H2O

Zn(OH)2 + NaOH = (t) Na2ZnO2 + H2O

Серебро

Драгоценный металл, известный человеку с древнейших времен. Встречаемся в самородном виде. Будучи благородным металлом,
серебро обладает низкой реакционной способностью.

Серебро

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами

    • Серебро не окисляется кислородом даже при высокой температуре. Галогены легко окисляют серебро до соответствующих галогенидов.
    При нагревании с серой получается сульфид серебра.

    Ag + Cl2 = AgCl

    Ag + S = (t) Ag2S

  • Реакции с кислотами

    • Серебро не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, однако способно реагировать с концентрированными кислотами.

    Ag + HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2↑ + H2O

    Потемнение серебряных изделий обусловлено реакцией серебра с сероводородом в присутствии кислорода.

    Ag + H2S + O2 = Ag2S + H2O

    Потемнение серебра на воздухе

  • С солями

    • Ag + FeCl3 = AgCl + FeCl2

  • С органическими веществами

    • В дальнейшем, при изучении органической химии, вы не раз столкнетесь с соединением серебра — аммиачным раствором оксида серебра.

    Будет полезно, если вы уже сейчас познакомитесь с его формулой на примере реакции окисления уксусного альдегида до уксусной кислоты.

    CH3CHO + [Ag(NH3)2]OH = CH3COOH + Ag + NH3 + H2O

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

1

H

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

t°пл=-259°C

t°кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

Бесцветный газ

t°кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=180°C

t°кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

t°пл=1278°C

t°кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°пл=2300°C

t°кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°пл=3550°C

t°кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

t°пл=-210°C

t°кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

t°пл=-218°C

t°кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

t°пл=-220°C

t°кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

t°пл=-249°C

t°кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=98°C

t°кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

t°пл=649°C

t°кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

t°пл=660°C

t°кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°пл=1410°C

t°кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°пл=44°C

t°кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

t°пл=113°C

t°кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°пл=-101°C

t°кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

t°пл=-189°C

t°кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=64°C

t°кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

t°пл=839°C

t°кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°пл=1539°C

t°кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

t°пл=1660°C

t°кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

t°пл=1890°C

t°кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

t°пл=1857°C

t°кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°пл=1244°C

t°кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

t°пл=1535°C

t°кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

t°пл=1495°C

t°кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

t°пл=1453°C

t°кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

t°пл=1084°C

t°кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

t°пл=420°C

t°кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°пл=30°C

t°кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

t°пл=937°C

t°кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

t°пл=217°C

t°кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°пл=-7°C

t°кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

t°пл=-157°C

t°кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

t°пл=39°C

t°кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

t°пл=769°C

t°кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

t°пл=1523°C

t°кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

t°пл=1852°C

t°кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

t°пл=2468°C

t°кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

t°пл=2617°C

t°кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°пл=2172°C

t°кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

t°пл=2310°C

t°кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

t°пл=1966°C

t°кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1552°C

t°кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

t°пл=962°C

t°кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

t°пл=321°C

t°кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=156°C

t°кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=232°C

t°кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°пл=631°C

t°кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°пл=450°C

t°кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

t°пл=114°C

t°кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

t°пл=-112°C

t°кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°пл=28°C

t°кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

t°пл=725°C

t°кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

t°пл=920°C

t°кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=798°C

t°кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=931°C

t°кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1010°C

t°кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°пл=1080°C

t°кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1072°C

t°кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=822°C

t°кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1311°C

t°кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1360°C

t°кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1409°C

t°кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1470°C

t°кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1522°C

t°кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1545°C

t°кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=824°C

t°кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1656°C

t°кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

t°пл=2150°C

t°кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

t°пл=2996°C

t°кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

t°пл=3407°C

t°кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

t°пл=3180°C

t°кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°пл=3045°C

t°кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

t°пл=2410°C

t°кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1772°C

t°кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°пл=1064°C

t°кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°пл=-39°C

t°кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

t°пл=304°C

t°кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°пл=328°C

t°кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

t°пл=271°C

t°кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=254°C

t°кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=302°C

t°кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

t°пл=-71°C

t°кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=27°C

t°кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=700°C

t°кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=1047°C

t°кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°пл=1132°C

t°кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Источник

  • Теоретические сведения.

  • Перманганат калия как окислитель.

  • Дихромат и хромат как окислители.

  • Повышение степеней окисления хрома и марганца.

  • Азотная кислота с металлами.

  • Серная кислота с металлами.

  • Диспропорционирование.

  • Диспропорционирование неметаллов — серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

  • Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

  • Активность металлов и неметаллов.

  • Электрохимический ряд напряжений металлов.

  • Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

  • Необходимые навыки.

  • Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

  • Возможные ошибки.

  • Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Автор статьи — профессиональный репетитор О. В. Овчинникова.

Вторая часть на ЕГЭ по химии включает 6 заданий, и каждое из них требует развёрнутого ответа. Для сдачи экзамена на высокий балл потребуется научиться решать все. Первым идёт задание 29, где нужно составить окислительно-восстановительную реакцию, используя вещества из списка. Вот один из вариантов формулировки:

Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением цвета раствора. Выделение осадка или газа в ходе этой реакции не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительновосстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Это задание в последние годы заметно усложнили. Если ранее было достаточно найти любые два вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция (ОВР), записать её и уравнять методом электронного баланса, то теперь необходимо также знать визуальные признаки взаимодействия этих веществ.
Нам подойдёт реакция, которая описана в условии, любую другую не зачтут. Из-за этого для выполнения данного задания на ЕГЭ требуется не только научиться уравнивать ОВР методом электронного баланса, проработать огромное количество материала, связанного с химическими свойствами веществ, но и запомнить, что происходит в процессе большинства из данных реакций внешне. Звучит страшно, но надо понимать: всё это пригодится вам и в других заданиях.

Приведённая ниже информация поможет понять, на что обратить внимание.

к оглавлению ▴

Теоретические сведения.

Перманганат калия как окислитель.

bf KMnO_4 + восстановители ; xrightarrow{}
Среда, куда переходит в кислой среде bf Mn^{+2} в нейтральной среде bf Mn^{+4} в щелочной среде bf Mn^{+6}
Образующееся соединение марганца (соль той кислоты, которая участвует в реакции)
rm M mkern -2mu nSO_4, M mkern -2mu nCl_2		 rm M mkern -2mu nO_2 downarrow Манганат rm K_2M mkern -2mu nO_4
Внешние признаки реакции Обесцвечивание тёмно-фиолетового раствора Обесцвечивание тёмно-фиолетового раствора и выпадение бурого осадка Раствор из тёмно-фиолетового становится зелёным

к оглавлению ▴

Дихромат и хромат как окислители.

bf K_2Cr_2O_7 (кислая и нейтральная среда), bf K_2CrO_4 (щелочная среда) + восстановители ; xrightarrow{} всегда получается bf Cr^{+3}
кислая среда нейтральная среда щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: rm CrCl_3^{vphantom {2}}, Cr_2^{vphantom {2}} left( SO_4^{vphantom {2}} right)_3^{vphantom {2}} rm Cr left( OH right)_3
Раствор из оранжевого (жёлтого) становится зелёным Выпадение зелёного осадка, обесцвечивание оранжевого раствора

к оглавлению ▴

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

к оглавлению ▴

Азотная кислота с металлами.

— не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот
bf NO_2 bf NO bf NO_2 / N_2 / NH_4NO_3 bf N_O (чаще)/ bf N_2O / N_2 / NH_4NO_3 bf NO
Неактивные металлы (правее алюминия включительно) + конц. Кислота;
Неметаллы + конц. Кислота		 Активные металлы (левее Mg включительно) + конц. Кислота Активные металлы (левее Mg включительно) + разб Кислота Металлы от алюминия до железа включительно + разб. кислота Неактивные металлы (правее кобальта включительно) + разб. Кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют:
bf Al, Cr, Fe, Be, Co.
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации:
bf Au, Pt, Pd.

к оглавлению ▴

Серная кислота с металлами.

— разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее rm H в ряду напряжений, при этом выделяется водород;
— при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образуются продукты восстановления серы.

к оглавлению ▴

Диспропорционирование.

Реакции диспропорционирования — это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления:

rm 3Cl_2 + 6KOH xrightarrow{t^{circ}} 5KCl + KClO_3 + 3H_2O

к оглавлению ▴

Диспропорционирование неметаллов — серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Сера + щёлочь xrightarrow{} 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении) rm S^0 xrightarrow{} S^{-2} и rm S^{+4}
Фосфор + щелочь xrightarrow{} фосфин rm P,H_3 и соль гипофосфит rm KH_2PO_2 (реакция идёт при кипячении) rm P^0 xrightarrow{} P^{-3} и rm P^{+1}
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) xrightarrow{} 2 кислоты, rm H,Cl, H,Cl,O
Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) xrightarrow{} 2 соли, rm K,Cl и rm K,Cl,O и вода		 rm Cl_2^0 xrightarrow{} Cl^- и rm Cl^+
Бром, иод + вода (при нагревании)xrightarrow{} 2 кислоты, rm H,Br, H,BrO_3
Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании)xrightarrow{} 2 соли, rm K,Cl и rm K,ClO_3 и вода		 rm Cl_2^0 xrightarrow{} Cl^- и rm Cl^{+5}

к оглавлению ▴

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

к оглавлению ▴

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb  H  Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au

Активность неметаллов так же можно определить по их положению в таблице Менделеева.

В заданиях ЕГЭ считается, что азот — более активный неметалл, чем хлор.

На самом деле по поводу того, кто имеет большую электроотрицательность – азот или хлор, давно идут споры. Мы придерживаемся позиции, что хлор в данном противостоянии побеждает – он находится в седьмой группе, до устойчивого состояния ему не хватает одного электрона, в отличие от азота, которому не хватает трёх.

Более активный неметалл будет окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя, если они реагируют друг с другом.

Данные из справочника: CRS Handbook of Chemistry and Physics (издание 2007 года).
Таблица электроотрицательности (Х) некоторых атомов

Элемент

X

Элемент

X

Cs

0,79

H

2,20

K

0,82

C

2,55

Na

0,93

S

2,58

Li

0,98

I

2,66

Ca

1,0

Br

2,96

Mg

1,31

N

3,04

Be

1,57

Cl

3,16

Si

1,90

O

3,44

B

2,04

F

3,98

P

2,19

к оглавлению ▴

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:
rm K,Cl,O_3 + P = P_2O_5 + K,Cl

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления — они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).
rm H_2S^{-2} + S^{(+4)}O_2 = S^0 + H_2O

к оглавлению ▴

Необходимые навыки.

  1. Расстановка степеней окисления.
    Необходимо помнить, что степень окисления — это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

    Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

    rm HCOHrm FeS_2rm Ca(OCl)Clrm H_2S_2O_8

  2. Расстановка степеней окисления в органических веществах.
    Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

    Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

    2-метилбутен-2: rm CH_3–rm CH=rm Crm (CH_3)-CH_3

    ацетон: rm (CH_3)_2rm CO

    уксусная кислота: rm CH_3–rm COOH

  3. Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

    Пример: rm KNO_2 + KI + H_2SO_4 xrightarrow{} dotso + dotso + dotso + dotso

    В этой реакции надо увидеть, что иодид калия rm KI может являться только восстановителем, поэтому нитрит калия rm KNO_2 будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
    Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из bf +3 в ближайшую степень окисления bf +2.

    rm KNO_2 + KI + H_2SO_4 xrightarrow{} I_2 + NO + K_2SO_4 + H_2O

  4. Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
    В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
    Самая частая проблема — с дихроматом калия rm K_2Cr_2O_7, когда он в роли окислителя переходит в +3:

    rm 2Cr^{+6} + 6e xrightarrow{} 2Cr^{+3}

    Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении.

    Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед rm FeSO_4 и перед rm Fe_2(SO_4)_3

    rm FeSO_4 + K_2Cr_2O_7 + H_2SO_4 xrightarrow{} Fe_2(SO_4)_3 + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + H_2O
    rm Fe^{+2} - 1e xrightarrow{} Fe^{+3}
    rm 2Cr^{+6} + dotso e xrightarrow{} 2Cr^{+3}

    Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

    rm HNO_3 + Mg xrightarrow{} Mg(NO_3)_2 + N_2O + H_2O

  5. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
    Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид — значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой — ничего похожего на соединения серы — видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

    Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

    rm PH_3 + dotso + dotso xrightarrow{} K_2MnO_4 + dotso + dotso

    rm PH_3 + dotso + dotso xrightarrow{} MnSO_4 + H_3PO_4 + dotso + dotso

  6. Помните, что вода — вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

    Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

    rm KNO_3 + Zn + KOH xrightarrow{} NH_3 + dotso

    Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
    Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

    rm CH_3-CH = CH_2 + KMnO_4 + H_2O (хол. р-р.) rm xrightarrow{} CH_3-CHOH-CH_2OH + dotso

  7. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:

    Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

    rm MnSO_4 + KMnO_4 + H_2O xrightarrow{} MnO_2 + dotso

  8. Во что переходят реагенты в реакции?
    Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель — сильные или не очень?
    Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из -2 в +6, обычно окисление идёт только до rm S^0.
    И наоборот, если rm KI — сильный восстановитель и может восстановить серу из +6 до -2, то rm KBr — только до +4.

    Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

    rm H_2S + KMnO_4 + H_2O xrightarrow{} dotso

    rm H_2S + HNO_3 (конц.) xrightarrow{} dotso

  9. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

    Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

    rm KMnO_4 + HCl xrightarrow{} MnCl_2 + dotso

  10. Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя — надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

    Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

    rm Cl_2 + I_2 + H_2O xrightarrow{} dotso + dotso

  11. Если же один из реагентов — типичный окислитель или восстановитель — тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

    Пероксид водорода — вещество с двойственной природой, в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя — переходит в свободный газообразный кислород.

    Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

    rm H_2O_2 + KI + H_2SO_4 xrightarrow{}

    rm H_2O_2 + K_2Cr_2O_7 + H_2SO_4 xrightarrow{}

    rm H_2O_2 + KNO_2 xrightarrow{}

к оглавлению ▴

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) — его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем!

  1. Задание 13: Допишите и уравняйте:

    rm HNO_3 + Al xrightarrow{} Al(NO_3)_3 + N_2 + H_2O

    rm Al + KMnO_4 + H_2SO_4 xrightarrow{} Al_2(SO_4)_3 + dotso + K_2SO_4 + H_2O

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

к оглавлению ▴

Возможные ошибки.

  1. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
    Часто ошибаются в следующих случаях:

    а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин rm PH_3 — степень окисления у фосфора — отрицательная;
    б) в органических веществах — проверьте ещё раз, всё ли окружение атома rm C учтено;
    в) аммиак и соли аммония — в них азот всегда имеет степень окисления -3;
    г) кислородные соли и кислоты хлора — в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5,+7 ;
    д) пероксиды и надпероксиды — в них кислород не имеет степени окисления -2, бывает -1, а в rm KO_2 — даже -frac{1}{2};
    е) двойные оксиды: rm Fe_3O_4, Pb_3O_4 — в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

    Задание 14: Допишите и уравняйте:

    rm Fe_3O_4 + HNO_3 xrightarrow{} Fe(NO_3)_3 + NO + dotso

    Задание 15: Допишите и уравняйте:

    rm KO_2 + KMnO_4 + dotso xrightarrow{} dotso + dotso + K_2SO_4 + H_2O

  2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов — то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

    Пример: в реакции rm MnO_2 + HCl xrightarrow{} MnCl_2 + Cl_2 + H_2O свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…

  3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!

    а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
    б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
    в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

    Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

    rm Ba + HNO_3 xrightarrow{} BaO + NO_2 + H_2O

    rm PH_3 + KMnO_4 + KOH xrightarrow{} K_2MnO_4 + H_3PO_4 + H_2O

    rm P + HNO_3 xrightarrow{} P_2O_5 + NO_2 + H_2O

    rm FeSO_4 + KMnO_4 + H_2SO_4 xrightarrow{} Fe(OH)_3 + MnSO_4 + K_2SO_4 + H_2O

к оглавлению ▴

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

rm H^+C^0O^{-2}H^+rm Fe^{+2}S_2^-rm Ca^{+2}(O^{-2}Cl^+)Cl^-rm H_2^+S_2^{+7}O_8^{-2}

Задание 2:

2-метилбутен-2: rm CH_3–rm C^{-1}H^{+1}=rm C^0rm (CH_3)-CH_3

ацетон: rm (CH_3)_2rm C^{+2}O^{-2}

уксусная кислота: rm CH_3–rm C^{+3}O^{-2}O^{-2}H^+

Задание 3:

Так как в молекуле дихромата 2 атома хрома, то и электронов они отдают в 2 раза больше — т.е. 6.

rm 6FeSO_4+K_2Cr_2O_7+7H_2SO_4 xrightarrow{} 3Fe_2(SO_4)_3 + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O

Задание 4:

Так как в молекуле rm N_2O два атома азота, эту двойку надо учесть в электронном балансе — т.е. перед магнием должен быть коэффициент 4.

rm 10HNO_3 + 4Mg xrightarrow{} 4Mg(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O

Задание 5:

Если среда щелочная, то фосфор +5 будет существовать в виде соли — фосфата калия.

rm PH_3 + 8KMnO_4 + 11KOH xrightarrow{} 8K_2MnO_4 + K_3PO_4 + 7H_2O
Если среда кислая, то фосфин переходит в фосфорную кислоту.

rm PH_3 + KMnO_4 + H_2SO_4 xrightarrow{} MnSO_4 + H_3PO_4 + K_2SO_4 + H_2O

Задание 6:

Так как цинк — амфотерный металл, в щелочном растворе он образует гидроксокомплекс. В результате расстановки коэффициентов обнаруживается, что вода должна присутствовать в левой части реакции:

rm KNO_3 + 4Zn + 7KOH + 6H_2O xrightarrow{} N^{-3}H_3^+ + 4K_2[Zn(OH)_4]

Задание 7:

Электроны отдают два атома bf C в молекуле алкена. Поэтому мы должны учесть общее количество отданных всей молекулой электронов:

rm 3CH_3-C^{-1}H = C^{-2}H_2 + 2KMn+7O_4 + 4H_2O (хол. р-р.) rm xrightarrow{} 3CH_3-C^0HOH-C^{-1}H_2OH + 2Mn^{+4}O_2 + 2KOH
 

rm 3CH_3-C^{-1}H = C^{-2}H_2 + 10KMn^{+7}O_4xrightarrow{t^{circ}}3CH_3-C^{+3}OOK + 3K_2C^{+4}O_3 + 10Mn^{+4}O_2 + KOH + 4H_2O

Обратите внимание, что из 10 ионов калия 9 распределены между двумя солями, поэтому щелочи получится только одна молекула.

Задание 8:

rm 3MnSO_4 + 2KMnO_4 + 2H_2O xrightarrow{} 5MnO_2 + K_2SO_4 + 2H_2SO_4
В процессе составления баланса мы видим, что на 2 иона bf K^+ приходится 3 сульфат-иона. Значит, помимо сульфата калия образуется ещё серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

rm 3H_2S + 2KMnO_4 + (Hllap {---}_2llap {---}Ollap {---}) xrightarrow{} 3S^0 + 2MnO_2 + 2KOH + 2H_2O
(перманганат не очень сильный окислитель в растворе; обратите внимание, что вода переходит в процессе уравнивания вправо!)

rm H_2S + 8HNO_3 (конц.) rm xrightarrow{} H_2S^{+6}O_4 + 8NO_2 + 4H_2O
(концентрированная азотная кислота очень сильный окислитель)

Задание 10:

Не забудьте, что марганец принимает электроны, при этом хлор их должен отдать.
Хлор выделяется в виде простого вещества.

rm 2KMnO_4 + 16HCl xrightarrow{} 2MnCl_2 + 5Cl_2 + 2KCl + 8H_2O

Задание 11:

Чем выше в подгруппе неметалл, тем более он активный окислитель, т.е. хлор в этой реакции будет окислителем. Йод переходит в наиболее устойчивую для него положительную степень окисления +5, образуя йодноватую кислоту.

rm 5Cl_2 + I_2 + 6H_2O xrightarrow{} 10HCl + 2HIO_3

Задание 12:

rm H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 xrightarrow{} I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O
(пероксид — окислитель, т.к. восстановитель — rm KI)

rm 3H_2O_2 + K_2Cr_2O_7 + 4H_2SO_4 xrightarrow{} 3O_2 + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O
(пероксид — восстановитель, т.к. окислитель — перманганат калия)

rm H_2O_2 + KNO_2 xrightarrow{} KNO_3 + H_2O
(пероксид — окислитель, т.к. роль восстановителя более характерна для нитрита калия, который стремится перейти в нитрат)

Задание 13:

rm 36HNO_3 + Al xrightarrow{} 10Al(NO_3)_3 + 3N_2 + 18H_2O

rm 10Al + 6KMnO_4 + 24H_2SO_4 xrightarrow{} 5Al_2(SO_4)_3 + 6MnSO_4 + 3K_2SO_4 + 24H_2O

Задание 14:

Задание 15:

Задание 16:

rm Ba + HNO_3 xrightarrow{} Bllap {---}allap {---}Ollap {---} + NO_2 + H_2O (водный раствор)
rm Ba + HNO_3 xrightarrow{} bf Ba(NO_3)_2 rm + NO_2 + H_2O

rm PH_3 + KMnO_4 + KOH xrightarrow{} K_2MnO_4 + Hllap {---}_3llap {---}Pllap {---}Ollap {---}_4llap {---} + H_2O (щелочная среда)
rm PH_3 + KMnO_4 + KOH xrightarrow{} K_2MnO_4 + bf K_3PO_4 rm + H_2O

rm P + HNO_3 xrightarrow{} Pllap {---}_2llap {---}Ollap {---}_5llap {---} + NO_2 + H_2O (водный раствор)
rm P + HNO_3 xrightarrow{} bf H_3PO_4 rm + NO_2 + H_2O

rm FeSO_4 + KMnO_4 + H_2SO_4 xrightarrow{} Fellap {---}(Ollap {---}Hllap {---})_3llap {---} + MnSO_4 + K_2SO_4 + H_2O (кислая среда)
rm FeSO_4 + KMnO_4 + H_2SO_4 xrightarrow{}bf Fe_2(SO_4)_3 rm + MnSO_4 + K_2SO_4 + H_2O

Читаем дальше: Задача С2 на ЕГЭ по химии.
Задачи на сплавы и смеси на ЕГЭ по химии.
Задача С5 на ЕГЭ по химии. Определение формул органических веществ.

Благодарим за то, что пользуйтесь нашими публикациями.
Информация на странице «Задание 29 на ЕГЭ по химии. Особенности, советы, рекомендации.» подготовлена нашими редакторами специально, чтобы помочь вам в освоении предмета и подготовке к экзаменам.
Чтобы успешно сдать нужные и поступить в высшее учебное заведение или техникум нужно использовать все инструменты: учеба, контрольные, олимпиады, онлайн-лекции, видеоуроки, сборники заданий.
Также вы можете воспользоваться другими материалами из разделов нашего сайта.

Публикация обновлена:
08.03.2023

Источник

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:




    

  • магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
    • 

  • водород (Н2) и углерод (С);
    • 

  • иодид калия (KI);
    • 

  • сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
    • 

  • сульфит натрия (Na2SO3);
    • 

  • хлорид олова (SnCl2).
    • 





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+5O3(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].


Схема восстановления соединений хрома +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 150оС 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 + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2


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


H2SO4 (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+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O


4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).


Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:


8Na0 + 5H2S+6O4(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






Источник






1.  Расстановка степеней окисления




Необходимо помнить, что степень окисления — это  условный заряд атома. Он может быть целым, дробным или равным нулю.




Если это органическое соединение, помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0. 




2.Проверьте, чтобы в реакции были и окислитель, и восстановитель
3. Двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении. Самая частая проблема — с дихроматом калия K2Cr2O7, когда он в роли окислителя переходит в +3: 






4. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.




Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например,  если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид — значит, это точно не щелочная среда, 


а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой — ничего похожего на соединения серы — видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты. 




5. Помните, что вода — вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться






6. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше: 






7. Во что переходят реагенты в реакции?




Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель — сильные или не очень? 


Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из −2 в +6, обычно окисление идёт только до S0. 


Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя — надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем. 


Если же один из реагентов — типичный окислитель или восстановитель — тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.






Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.




Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса. Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. 




Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) — его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.


Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем! 


1. Расстановка степеней окисления


Распространенные  ошибки:


а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин РН3 — степень окисления у фосфора — отрицательная;


б) в органических веществах — проверьте ещё раз, всё ли окружение атома С учтено;


в) аммиак и соли аммония — в них азот всегда имеет степень окисления −3;


г) кислородные соли и кислоты хлора — в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7;


д) пероксиды и надпероксиды — в них кислород не имеет степени окисления −2, бывает −1, а в КО2 — даже −(½)


е) двойные оксиды: Fe3O4, Pb3O4 — в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.


2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов.
Не может быть окислитель без восстановителя и наоборот.


3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой.


а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;


б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;


в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.






Источник







  



                       
  






	









    
    
    
    



    

                
Понравилась статья? Поделить с друзьями:

        
        

























    




Новое и интересное на сайте: 

			

  • Перлы студентов на экзаменах
    • 

  • Перлы по егэ по русскому языку
    • 

  • Перлы на экзаменах по литературе
    • 

  • Перлы егэ по литературе
    • 

  • Перифраза оборот речи который состоит в замене слова описательным сочетанием егэ

    • 







    






    
    
    
    
            
    
            
    
            
    
                
    
                    0
                    0
                    голоса
    
                
    Рейтинг статьи
    
                
    
            
        
    
                    
    
                            
    
            
    
                
    
                                            
    
                             Подписаться
                            
                        
    
                                            
    
                                                
                    
    
                
    
                                                    
    
                                                    
    
                                
    Уведомить о 
    
                                
    
                                    
                                
    
                                                                    
                                                                    
    
                                    
                                
    
                                                            
    
                                                
    
                            
    
                                        
    
                                        
    
                        
    
                            
    
                                                                                                        
    
                                        guest                                    
    
                                                
                                        
    
                        
    
                    
    
                    
                                        
                    
                    
    
                        
    
                
                    
    
                        
    
                
    
                    
    
                        0 комментариев                    
    
                                        
    
                    
    
                                                    
    
                                
    
                                                        
    
                                
    
                                                        
    
                                                                        Старые
                                                                        
                                
    
                                                                            Новые
                                                                                Популярные
                                                                        
    
                            
    
                                                
    
                
    
                
    
                    
     Межтекстовые Отзывы                     
    
                    
    Посмотреть все комментарии