Мурманск
Скачать 1.89 Mb.
|
| Важнейшие химические свойства и способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей Химические свойства основных оксидов: основный оксид + кислота → соль + Н2О; основный оксид + кислотный оксид → соль; оксид щелочного или щелочноземельного металла + Н2О → щелочь. Способы получения основных оксидов: Металл + О2 → основный оксид; нерастворимое основание → основный оксид + Н2О (при t). Химические свойства кислотных оксидов: кислотный оксид + основание → соль + Н2О; кислотный оксид + основный оксид → соль; кислотный оксид + Н2О → кислота (кроме SiO2). Способы получения кислотных оксидов: неметалл + О2 → кислотный оксид; нерастворимая кислота → кислотный оксид + Н2О (при t). Химические свойства амфотерных оксидов: амфотерный оксид + кислота → соль + Н2О: ZnO+ 2HCl → ZnCl2+ 2Н2О; амфотерный оксид + тв. щелочь (при t ) → нормальная соль и Н2О: ZnO + 2KOH → K2ZnO2+ Н2О (при t); Al2O3+ 2NaOH→ 2NaAlO2+ Н2О (при t); амфотерный оксид + щелочь (р-р) + Н2О → комплексная соль (гидроксокомплекс): ZnO + 2NaOH + Н2О → Na2[Zn(OH)4]; Al2O3+ 2NaOH + 3Н2О → 2Na[Al(OH)4]. Способы получения амфотерных оксидов: амфотерный металл (Zn, A1 и др.) + О2 → амфотерный оксид; амфотерный гидроксид → амфотерный оксид + Н2О (при t). Химические свойства растворимых оснований (щелочей): щелочь + кислота → соль + Н2О; щелочь + кислотный оксид → соль + Н2О; щелочь + амфотерный оксид → соль + Н2О; щелочь + амфотерный гидроксид → соль + Н2О; щелочь (р-р) + нормальная соль → новое основание + новая соль; щелочь (р-р) + кислая соль (р-р) → нормальная соль + Н2О. Способы получения щелочей: щелочной или щелочноземельный металл + Н2О → щелочь + Н2 ↑; оксид щелочного или щелочноземельного металла + Н2О → щелочь; щелочь (р-р) + соль (р-р) → новая соль↓ + щелочь. Химические свойства нерастворимых оснований: нерастворимое основание + кислота (р-р) → соль + Н2О; нерастворимое основание → основный оксид + Н2О (при t). Способ получения нерастворимых оснований: нормальная соль + щелочь (р-р)→ основание↓+ новая соль. Химические свойства амфотерных гидроксидов: амфотерный гидроксид + кислота → соль + Н2О: Zn(OH)2+ 2HCl→ ZnCl2+ 2Н2О; амфотерный гидроксид + тв. щелочь (при t) → нормальная соль и Н2О: Zn(OH)2+ 2KOH → K2ZnO2+ 2Н2О (сплавление); цинкат калия Al(OH)3+ NaOH→ NaAlO2+ Н2О (при t); (недостаток) метаалюминат натрия Al(OH)3+ 3NaOH→ Na3AlO3+ 3Н2О (при t); (избыток) ортоалюминат натрия амфотерный гидроксид + щелочь (р-р) → комплексная соль (гидроксокомплекс): Zn OH)2+ 2KOH → K2[Zn(OH)4]; тетрагидроксоцинкат калия Al(OH)3+ NaOH → Na[Al(OH)4]; (недостаток) тетрагидроксоалюминат натрия Al(OH)3+ 3NaOH → Na3 [Al(OH)6]. (избыток) гексагидроксоалюминат натрия Способы получения амфотерных гидроксидов: нормальная соль(р-р) + щелочь(р-р) → амфотерный гидроксид+новая соль. Химические свойства кислот: кислота + основание → соль + Н2О; кислота + основный оксид → соль + Н2О; кислота + амфотерный гидроксид → соль + Н2О; кислота + амфотерный оксид → соль + Н2О; кислота + основная соль → нормальная соль + Н2О; кислота + нормальная соль → новая кислота + новая соль; кислота + металл (активный) → соль + Н2↑. Способы получения кислот: неметалл (Cl2, S и др.) + Н2 → водородное соединение неметалла (при растворении в Н2О→ бескислородная кислота); кислотный оксид (кроме SiO2) + Н2О → кислородсодержащая кислота; Химические свойства солей: нормальная соль (р-р) + щелочь (р-р) → новая соль+ новое основание; нормальная соль + кислота→ новая соль + новая кислота; соль(1) р-р + соль(2) р-р → соль (3) + соль (4); соль(1) р-р+металл(1)→ соль(2) + металл(2) , (металл(1) активнее металла(2)). Способы получения солей: кислота + основание → соль + Н2О; кислота + основный оксид → соль + Н2О; основание + кислотный оксид → соль + Н2О; основный оксид + кислотный оксид → соль; соль(р-р) + щелочь(р-р) → соль + основание; соль(1) + кислота(1) →соль(2) + кислота(2); соль(1) + соль(2) → соль(3) + соль(4); соль(1)р-р + металл(1)→ соль(2) + металл(2), (металл(1) активнее металла(2)); кислота (р-р) + металл (активный) → соль + Н2↑; металл + неметалл → соль. (При условии протекания реакций в растворах до конца (необратимо), т.е. при образовании осадка, выделении газа или Н2О). Химические реакции. Классификация химических реакций Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При протекании химических реакций не происходит изменения числа атомов того или иного элемента, взаимопревращения изотопов. Классификация химических реакций многопланова, в ее основу могут быть положены различные признаки: число и состав реагентов и продуктов реакции, тепловой эффект, обратимость и др. I. Классификация реакций по числу и составу реагирующих веществ А. Реакций, протекающие без изменения качественного состава вещества. Это многочисленные аллотропные превращения простых веществ (например, кислород ↔ озон (3О2↔2О3), белое олово ↔ серое олово); переход при изменении температуры некоторых твердых веществ из одного кристаллического состояния в другое – полиморфные превращения (например, красные кристаллы иодида ртути (II) при нагревании превращаются в вещество желтого цвета того же состава, при охлаждении протекает обратный процесс); реакции изомеризации (например, NH4OCN↔ (NH2)2CO) и др. Б. Реакции, протекающие с изменением состава реагирующих веществ. Реакции соединения – это реакции, при которых из двух или более исходных веществ образуется одно новое сложное вещество. Исходные вещества могут быть как простыми, так и сложными, например: 4Р + 5О2 = 2Р2О5 ; 4NO2 + О2 + 2Н2О = 4HNO3 ; СаО+ Н2О =Са(ОН)2. Реакции разложения – это реакции, при которых из одного исходного сложного вещества образуется два или более новых вещества. Вещества, образующиеся в реакциях такого типа могут быть как простыми, так и сложными, например: 2HI = Н2 + I2; СаCO3=СаО+ CO2; (CuOH)2CO3 = CuO + H2O + CO2 . Реакции замещения – это процессы, в которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. Поскольку в реакциях замещения в качестве одного из реагентов обязательно участвует простое вещество, практически все превращения такого типа являются окислительно-восстановительными, например: Zn + H2SO4= H2 + ZnSO4 ; 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3; H2S + Br2 = 2HBr + S. Реакции обмена – это реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями. Реакции обмена могут протекать непосредственно между двумя реагентами без участия растворителя, например: H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О ; SiО2(тв) + 4HF(г)=SiF4+ 2Н2О. Реакции обмена, протекающие в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. Такие реакции возможны лишь в том случае, если одно из образующихся веществ является слабым электролитом, выделяется из сферы реакции в виде газа или труднорастворимого вещества (правило Бертолле): AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3, или Ag+ + Cl- = AgCl↓; NH4Cl + КОН = KCl + NH3↑ + H2O, или NH4+ + OH- = H2O + NH3↑; NaOH + HCl = NaCl + H2O, или Н+ + OH- = H2O. II. Классификация реакций по тепловому эффекту А. Реакции, протекающие с выделением тепловой энергии – экзотермические реакции (+ Q). Б. Реакции, протекающие с поглощением теплоты – эндотермические реакции (– Q). Тепловым эффектом реакции называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции. Уравнение реакции, в котором указан ее тепловой эффект, называют термохимическим. Значение теплового эффекта реакции удобно приводить в расчете на 1 моль одного из участников реакции, поэтому в термохимических уравнениях часто можно встретить дробные коэффициенты: 1/2N2(г) + 3/2Н2(г) = NH3(г) + 46,2 кДж /моль. Экзотермическими являются все реакции горения, подавляющее большинство реакций окисления и соединения. Реакции разложения, как правило, требуют затрат энергии. III. Классификация реакций по фазовому составу веществ Фазой называют однородную по составу и свойствам часть системы, которая отделена от других фаз поверхностью (границей) раздела. По количеству фаз, которые образуют реагенты и продукты, все химические реакции подразделяют на гомогенные и гетерогенные. В гомогенных (однофазных) реакциях исходные вещества и продукты реакции находятся в одной фазе: 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г); СН4(г) + С12(г) = CH3Cl(г) + HCl (г); NaOH(p-p) + HCl (p-p) = NaCl (p-p) + Н2О (ж); Если хотя бы один из участников реакции (включая катализатор) находится в иной фазе по сравнению со всеми остальными, реакцию называют гетерогенной (многофазной): Zn(к)+ HCl (p-p) = ZnCl2 (p-p) + Н2(г); 2SО2(г) + О2(г) ↔ 2SО3(г), катализатор V2O5 (тв); Реакции в гетерогенных системах протекают на границе раздела фаз, поэтому на их скорость очень существенное влияние оказывает степень измельчения твердых веществ. IV. Классификация химический реакций по участию катализатора А. Каталитические реакции – это реакции, которые протекают с участием катализаторов: 2SО2 + О2 ↔ 2SО3 , (катализатор V2O5 ); N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 , (катализатор восстановленное Fe). Б. Некаталитические реакции – это реакции, которые протекают без участия катализаторов: ВaO+ СО2 = ВaСО3; 2NO + О2 = 2NO2; Na2SО4 + CaCl2= CaSО4↓ + 2NaCl. V. Классификация реакций по обратимости А. Необратимые химические реакции – реакции, продукты которых не могут взаимодействовать с образованием исходных веществ, т.е. реакции, которые в данных условиях могут протекать только в одном направлении: CaO+ СО2 = CaСО3 ; С + О2 = СО2; Вa(OH)2 + H2SО4 = ВaSО4 ↓ + 2Н2О; Na2СО3 + 2HCl = 2NaCl + СО2↑+ Н2О. Б. Обратимые химические реакции – реакции, которые протекают в данных условиях как в прямом, так обратном направлениях. N2 + 3Н2 ↔ 2NH3. VI. Классификация реакций по изменению степеней окисления атомов А. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов. К данному типу относят реакции ионного обмена, многие реакции разложения и соединения (если среди исходных веществ и продуктов реакции нет простых веществ): СаСО3 = СаО + СО2 ; ВаО + Н2О = Ва(ОН)2; 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О. Б. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления химических элементов (окислительно-восстановительные реакции). Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II): Zn(т) +CuSO4(р)=ZnSO4(p)+Cu(т) электроны от атомов цинка переходят к ионам меди: Zn0= Zn2++ 2e, Cu2+ + 2e = Cu0 , или суммарно: Zn0 + Cu2+= Zn2+ + Cu0. Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР). Для удобства описания ОВР используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который приобретает элемент, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание ОВР сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем. Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:
Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления:
Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, K+1Mn+7O4-2, в отличие от заряда иона, который записывают справа, указывая вначале зарядовое число, а затем знак: Fe2+, SO42–. Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K+1Mn+7O4-2, K2+1Cr+62O7-2, H+N+5O3-2, Pb+4O2-2, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, N-3H3, H2S-2, HI-1, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H+N+3O2, H2O2-1, S0, I20, Cr+3Cl3, Mn+4O2-2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции, такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов, в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций. 1. Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества: Zn0 +Cu+2SO4 =Zn+2SO4 +Cu0. 2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными: (N-3H4)2Cr+62O7= N20↑ + Cr+32O3 + 4H2O. 3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается: 2H2O2-1= O02↑ + 2 H2O-2. 4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента: Na2S+4O3 + 2Na2S-2 + 6HCl = 3S0+ 6NaCl + 3H2O. Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония: N-3H4 N+5O3 = N+12O + 2H2O. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронного баланса и метод электронно-ионных полуреакций. Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:
Fe+3 +1e = Fe+2∙2 S-2 – 2e = S0 ∙1
Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:
SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4(разб.) → ...
SO2 + Cr2O72– + H+ → ...
SO2 + 2H2O – 2e = SO42–+ 4H+ ∙3 Cr2O72– + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2О ∙1 3SO2+ 6H2O + Cr2O72– + 14H+ = 3SO42– + 12H+ + 2Cr3+ + 7H2О сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение: 3SO2+ Cr2O72–+ 2H+ = 3SO42–+ 2Cr3+ + H2О.
3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 (разб) = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды. В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н+; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН и образуется одна молекула воды. В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н+ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н2О и образуются два иона ОН(табл.2). Таблица 2 Баланс атомов кислорода в окислительно-восстановительных реакциях
При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте: 3Cu + 2HNO3(окислитель) + 6HNO3(среда) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O или 3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O. Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия: 6HCl(вос-тель) + K2Cr2O7 + 8HCl(среда) = 2CrCl3 + 3Cl2 +2KCl + 7H2O или 14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 3Cl2 +2KCl + 7H2O. При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций, используют основные стехиометрические законы химии, и, в частности, закон эквивалентов, учитывая, что число эквивалентности окислителя равно числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя, а число эквивалентности восстановителя равно числу электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя. Примеры решения типовых задач Задача 1. Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия водных растворов следующих соединений: а) NaOH и H2SO4; б) FeS и HCl; в) CuSO4 и Na2S; г) CH3COOH и KOH; д) CuSO4 и NaOH. Решение: 1. Записываем уравнения соответствующих реакций (а, б, в, г, д) в виде молекул и расставляем коэффициенты. 2. Записываем эти же уравнения, но сильные электролиты пишем в форме ионов, а слабые электролиты, труднорастворимые соединения, газообразные вещества – в форме молекул. 3. Исключаем из левой и правой частей уравнений одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение, выражающее сущность данной реакции. 4. Проверяем запись уравнения по равенству сумм электрических зарядов в левой и правой частях уравнения. Ионообменные реакции могут протекать обратимо и необратимо. Равновесие, которое устанавливается при взаимодействии растворов электролитов, смещается в направлении образования труднорастворимого вещества, газа, слабого электролита, комплексного иона. а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O; 2Na+ + 2OH+ 2H++ SO42- = 2Na+ + SO42-+ H2O; H+ + OH- = H2O. б) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑; FeS+2H+ + 2Cl- = Fe2+ + 2Cl- + H2S↑; FeS + 2H+ = Fe2++ H2S↑. в) CuSO4 + Na2S = CuS↓+ Na2SO4; Cu2+ + SO42- + 2Na+ + S2-= CuS↓+ 2Na+ + SO42-; Cu2-+S2-=CuS↓. г) CH3COOH + KOH = CH3COOK+H2O; CH3COOH + K++OH- = CH3COO-+K++H2O; CH3COOH + OH- = CH3COO- +H2O. д) CuSO4 + 4NaOH = Na2[Cu(OH)4]+Na2SO4; Cu2+ + SO42- + 4Na+ + 4OH- = 2Na+ + [Cu(OH)4]2-+ 2Na+ + SO42-; Cu2+ + 4OH- = [Cu(OH)4]2-. Задача 2. Запишите следующие ионно-молекулярные уравнения реакций в молекулярной форме: а) 3Ca2++2PO43- =Ca3(PO4)2; б) Ba2++ SO42- = BaSO4; в) CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2; г) H++OH- = H2O; д) Cu2++4NH4OH=[Cu(NH3)4]2++4H2O. Решение: используя данные таблицы растворимости солей и оснований в воде, записываем уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме: а) 3Ca(NO3)2+2Na3PO4= Ca3(PO4)2↓+6NaNO3; б) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl; в) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2; г) HCl + NaOH = NaCl + H2O; д) CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4+4H2O. Если при смешении растворов электролитов не образуются осадки, газообразные вещества, слабые электролиты, то химическое взаимодействие не происходит, а в растворе находится лишь смесь ионов. Задача 3. Определите степень окисления хлора в соединениях NaCl, NaClO, NaClO3, NaClO4 и объясните, какое из них является только окислителем, только восстановителем, а какие могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Решение: вычислим степень окисления хлора в этих соединениях, исходя из электронейтральности молекулы и зная, что степень окисления кислорода равна –2, а натрия +1: +1 -1 +1 +1 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2 NaCl, NaClO, NaClO3, NaClO4. Вещество выполняет только восстановительную функцию, то есть является безусловным восстановителем в том случае, когда его молекула содержит атом, находящийся в низшей степени окисления, и возможен только процесс отдачи электронов. Для неметаллов минимальное значение степени окисления соответствует числу электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня, со знаком «минус»: 8 – N, где N – номер группы периодической системы, в которой находится этот элемент. Для хлора минимальная степень окисления равна –1, поэтому это вещество может проявлять только восстановительные свойства за счет атома хлора. Атом элемента в высшей степени окисления способен только присоединять электроны и является только окислителем. Максимальная степень окисления равна общему числу валентных электронов со знаком «+» или, в общем виде, «+N». Для хлора значение максимальной степени окисления соответствует +7. Поэтому NaClO4 может проявлять только окислительные свойства. Соединения NaClO3 и NaClO содержат атомы хлора в промежуточных степенях окисления (+5 и +1 соответственно), поэтому в зависимости от условий они могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Например: NaCl+5O3+3H2SO3=NaCl-1+3H2SO4, (NaClO3 – окислитель); NaCl+5O3+I2+H2O=NaCl+7O4+2HI, (NaClO3 – восстановитель). Задача 4. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции: Cr2(SO4)3+Cl2+KOH  K2CrO4+KCl+K2SO4+H2O.Определите окислитель и восстановитель, запишите процессы окисления и восстановления. Решение: определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ; обратите внимание, что реакция протекает в щелочной среде (KOH). Cr+32(S+6O-24)3+Cl02+K+1O-2H+1→ K+2Cr+6O-24+K+1Cl-1+K+12S+6O-24+H+12O-2. Выпишем атомы элементов, изменивших свои степени окисления, и определим число отданных и присоединённых электронов: 2Сr+3 – 6 e → 2Cr+6 23 – процесс окисления, Сr+3 - восстановитель; Cl02+ 2 e → 2Cl-1 61 – процесс восстановления, Cl02 – окислитель. Полученные коэффициенты расставляем в уравнении перед соответствующими молекулами, а остальные коэффициенты подбираем обычным способом, исходя из равенства количества атомов в левой и правой частях. В последнюю очередь проверяем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения: Сr2(SO4)3+3Cl2+16KOH=2K2CrO4+6KCl+3K2SO4+8H2O. Литература
| |||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Реферат: Требования к оформлению дипломного исследования по педагогике... ... | | Правила проведения вступительных испытаний в фгбоу впо «мгту» Мурманск... |
 | Перечень выпускаемых резинотехнических изделий на ООО «мсв-хтп» Альбом... | | А., г. Мурманск Программные задачи Тип урока: Совершенствование знаний по теме «Снятие измерений, анализ измерений» |
| Отчёт о работе муниципального бюджетного образовательного учреждения Мурманск, ул. Гаджиева, 6-а; тел/факс: 43-12-13; тел.: 43-22-14, электронный адрес | | Реферат: защита выпускной квалификационной работы ... |
| Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Педагогическая практика: Методическое пособие / Авт сост. Г. В. Коган. – Мурманск: мгпу, 2008 – 78 с | | Годовой отчет о работе муниципального бюджетного образовательного... Мурманск, ул. Гаджиева, 6-а; тел/факс: 43-12-13; тел.: 43-22-14, электронный адрес |
| Обеспечение регионального содержания образования № п/п Утков П. Ю. Национально-региональный компонент содержания государственного образовательного стандарта в начальной школе. Экспериментальный... | | Материалы Всероссийской научно-практической конференции 22-23 ноября 2007 года Мурманск 2007 Р. И. Трипольский, доктор философских наук, профессор, ректор Мурманского государственного педагогического университета |
| Методические рекомендации по изучению дисциплины для студентов 4... Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... ... |
| Специальная педагогика. Инновационное образование детей с особыми... Тема и номер урока: «Техника безопасности на уроке химии», урок №1 в практикуме 1 | | Учебно-методическое пособие для студентов педагогических вузов /... Рецензенты: С. В. Кускова, канд пед наук, доцент (ноу «Мурманский гуманитарный институт») |
| Методические рекомендации мурманск 2012 Цель урока: развитие гражданской активности учащихся, политической убеждённости в том, что нужно учиться быть избирателем для того,... | | Приказ №440 Мурманск По итогам проведения областного конкурса методических разработок по организации работы с детьми по безопасности дорожного движения... |
