додати матеріал

приховати рекламу

Окислювально-відновні реакції

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

Міністерство освіти і науки Російської Федерації
Федеральне агентство з освіти
Державний технічний університет

Окислювально-відновні реакції

Методичні вказівки
до виконання лабораторних робіт і рішення задач
з дисципліни «Загальна і неорганічна хімія»
для студентів всіх спеціальностей
всіх форм навчання

Схвалено

редакційно-видавничим радою
державного
технічного університету
2008

Мета роботи: проведення якісних робіт, які розкривають окисні і відновні властивості окремих речовин. Придбання навиків складання окисно-відновних рівнянь методом електронного балансу.
Загальні вказівки до виконання лабораторних робіт
Лабораторні роботи є невід'ємною частиною курсу загальної хімії, одним з найважливіших ланок навчально-педагогічного процесу. При вивченні хімії як науки, заснованої на експерименті, виконання лабораторних робіт - обов'язковий елемент навчального процесу. Виконання лабораторних робіт зміцнює знання в даній області, розвиває у студентів експериментаторські навички і самостійність. Приступаючи до виконання лабораторної роботи, необхідно вивчити основні теоретичні положення щодо виконуваної темі, представляти мету і план проведення роботи, вжити заходів безпеки.
При виконанні лабораторної роботи необхідно записати в робочий щоденник тему роботи, вказати мету досвіду, сформулювати його теоретичне обгрунтування, записати спостереження, рівняння протікають реакцій, зробити висновки.
Правила техніки безпеки
1. До будь-якій роботі слід приступати тільки тоді, коли всі етапи її відомі і не викликають сумнівів.
2. Працювати в хімічній лабораторії потрібно акуратно, без поспіху. На робочому столі повинні знаходитися тільки необхідні прилади і робочий щоденник.
3. Для захисту одягу від дії хімічних реактивів необхідно працювати в халаті.
4. Усі досліди з отруйними речовинами, концентрованими кислотами, летючими та їдкими речовинами проводити тільки у витяжній шафі, відкривши дверцята шафи на 1 / 3.
5. Не слід користуватися реактивами, якщо вони зберігаються в посуді без етикеток.
6. Не можна виливати в раковину залишки кислот, лугів і вогненебезпечних речовин: їх потрібно зливати в спеціально призначені склянки, що знаходяться у витяжній шафі.
7. При розведенні концентрованої сірчаної кислоти вливати кислоту у воду (а не навпаки) невеликими порціями, помішуючи.
8. Забороняється працювати з вогненебезпечними речовинами поблизу включених пальників або електричних приладів.
9. Не можна викидати в раковину непрореагіровавшіх залишки металів.
10. Гарячі рідини не можна виливати у тонкостінну посуд.
11. Щоб уникнути поранення осколками скла слід дотримуватися запобіжних заходів при роботі зі скляним посудом.
12. Не допускати попадання кислоти або лугу на руки! При попаданні кислоти на шкіру обпечене місце промийте великою кількістю проточної води, а потім обробіть розведеним розчином (1-3%-ним) бікарбонату натрію. При попаданні лугу на шкіру спочатку також промийте проточною водою, а потім розведеним розчином (3%-ним) оцтової або борної кислоти.
13. При термічному опіку шкіру слід обмити спиртом, а потім змастити маззю від опіків.
14. При попаданні реактивів в очі слід промити їх струменем води і звернутися до лікаря.
15. При отруєнні газами необхідно забезпечити потерпілому приплив свіжого повітря.
Нехтування вимогами техніки безпеки в роботі може призвести до нещасних випадків, жертвами яких часто стають не самі порушники, а їхні товариші по роботі. Усі працюючі в лабораторії повинні вміти надавати першу допомогу при опіках і отруєннях.

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ
Ступінь окислення елементів і сутність окислювально-відновних явищ
Окислювально-відновні реакції мають дуже широке поширення і є надзвичайно важливими для обміну речовин у живих організмах, для багатьох промислових процесів, пов'язаних з отриманням хімічних речовин. Вони мають величезне значення в теорії та практиці.
Окислювально-відновні реакції - це такі реакції, які протікають із зміною ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.
Наприклад,
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O - реакція йде без зміни ступеня окиснення. Такого типу реакції називаються обмінними.
Zn 0 + HCl - = H 2 0 + Zn 2 + Cl 2 - реакція протікає зі зміною ступеня окислення, отже, це окислювально-відновна реакція (ОВР).
Zn 0 - 2e ® Zn 2 + 1 відновник, окислення
2H + + 2e ® H 2 0 1 окислювач, відновлення
Сутність окислювально-відновних процесів полягає в переході валентних електронів від відновлювача до окислювача. При окисно-відновних реакціях одночасно протікають два взаємопов'язані процеси: окислення і відновлення.
Окиснення - це процес віддачі електрона. Цей процес супроводжується підвищенням ступеня окислення елемента. Речовина, що віддає електрон, називається відновником.
Відновлення - це процес приєднання електронів. Цей процес супроводжується зниженням ступеня окиснення елемента. Речовина, що приймає електрон, є окислювачем.
Стан атома в молекулі характеризується за допомогою поняття «ступеня окиснення».
Під ступенем окислення розуміють заряд атома елемента в з'єднанні, обчислений з припущення про те, що молекула складається тільки з іонів.
Ступінь окиснення - поняття умовне, тому що більшість з'єднань не є іонами, частіше зустрічаються сполуки з ковалентним зв'язком. Ступінь окиснення - величина змінна. Обчислення ступеня окислення проводиться на підставі того, що молекула будь-якої речовини в цілому електронейтральна, тобто алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів в молекулі дорівнює нулю. Ступінь окислювання атома позначається арабськими цифрами із знаком (+) або (-) після цифри.
У простих речовинах (О 2, Н 2, N 2) ступінь окислення елемента завжди дорівнює нулю, тому що в цих з'єднаннях електронна щільність рівномірно розподілена між атомами в молекулі і не спостерігається одностороннього відтягування електронних пар, що беруть участь в утворенні хімічних зв'язків. У найпростіших ковалентних сполуках значення позитивної ступеня окислення елемента відповідає числу відтягнутих від атома зв'язують електронних пар, а величина негативної ступеня окислення - числом притягнутих електронних пар.
У з'єднаннях деякі елементи виявляють завжди постійну ступінь окислення, але для більшості елементів вона в різних з'єднаннях різна. У кожному конкретному випадку ступінь окислення розраховується за формулою сполуки.
Для визначення ступеня окиснення елементів у хімічних сполуках варто керуватися наступними положеннями:
1. Постійну ступінь окислення мають лужні метали (+1), лужноземельні метали (+2), фтор (-1). Для водню в більшості сполук характерна ступінь окислення 1 +, а в гідридах металів та в деяких інших з'єднаннях вона дорівнює 1 -. Кисень у сполуках виявляє головним чином ступінь окислення 2 -, до виключень належать пероксидні сполуки, ступінь окислювання кисню в яких дорівнює 1 -, і фторид кисню OF 2, в якому вона дорівнює 2 +.
2. Так як молекула електронейтральна, то алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів елементів з урахуванням складу молекули дорівнює нулю.
Беручи до уваги це положення, легко визначити ступінь окиснення елементів у з'єднанні. Для цього треба знати формулу сполуки і ступеня окислення інших елементів, що входять до складу цього з'єднання.
Наприклад, необхідно обчислити ступінь окислення сірки у сірчаній кислоті:
Н 2 SO 4 (1 +) · 2 + X + (2 -) · 4 = 0 X = 6 +
Знаходимо, що ступінь окислення сірки дорівнює 6 +.
3. Ступінь окиснення елементів у молекулах простих речовин О 2, Сl 2 і т.п. дорівнює нулю.
4. Ступінь окислювання металів в атомарному стані згідно рентгенографічним дослідженням, що встановив рівномірний
розподіл електронної щільності в них, також дорівнює нулю (Сг, Zn і т.п.).
5. Поняття про ступінь окислення є умовним і не завжди характеризує даний стан атомів в сполуках, але воно дуже зручно і корисно при класифікації різних сполук, розгляді окислювально-відновних процесів, передбачення напрямку течії та продуктів хімічних реакцій і т.д.

Складання рівнянь ОВР
Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій зазвичай використовують два методи:
1) метод електронного балансу,
2) електронно-іонний метод.
При розрахунку коефіцієнтів в окислювально-відновних реакціях користуються правилом електронного балансу: сумарне число електронів, втрачаються відновником, має дорівнювати сумарному числу електронів, що здобуваються окислювачем.
У цьому посібнику ми зупинимося на розгляді методу електронного балансу.
Метод електронного балансу
Метод електронного балансу заснований на визначенні загального числа електронів, що переміщалися від відновлювача до окислювача. Для складання рівняння окислювально-відновної реакції необхідно, перш за все, знати хімічні формули вихідних речовин і виходять продуктів. Вихідні речовини нам відомі, а продукти реакції встановлюються або експериментально, або на підставі відомих властивостей елементів. Участь води в реакції з'ясовується при складанні рівняння.
При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно дотримуватися таку логічну послідовність операцій: розглянемо реакцію взаємодії Sb 2 S 5 і HNO 3.

1. Встановлюємо формули речовин, які утворюються в результаті реакції: Sb 2 S 5 + HNO 3 = H 3 SbO 4 + NO + H 2 SO 4.
2. Визначаємо ступеня окислення елементів, які змінили її в процесі реакції
Sb 2 S 2 - 5 + HN 5 + O 3 = H 3 SbO 4 + N 2 + O + H 2 S 6 + O 4.
3.Определяем зміни, що відбулися у значеннях ступеня окислення і встановлюємо окислювач і відновник.
У даній реакції ступінь окислення атомів сірки S 2 - підвищилася з 2 - до 6 +; отже, S 2 - є відновником. А ступінь окислення атомів азоту N 5 + знизилася з 5 + до 2 +; отже, N 5 + є окислювачем. На підставі цього складаємо схему електронного балансу реакції:
N 5 + + 3e ® N 2 + │ 40 окислювач, процес відновлення
S 2 - - 40e ® S 6 + │ 3 відновник, процес окислення
Користуючись правилом електронного балансу, визначаємо загальне число переміщаються електронів знаходження найменшого кратного. У даному випадку воно дорівнює 120.
4. Знаходимо основні коефіцієнти, тобто коефіцієнти при окисник і відновник
3 Sb 2 S 5 + 40 HNO 3 = H 3 SbO 4 + NO + H 2 SO 4.
5. Відповідно до закону збереження маси розставляємо коефіцієнти в правій частині рівняння (продукти реакції) перед окисленої і відновленої формами:
3 Sb 2 S 5 + 40 HNO 3 = H 3 SbO 4 + 40 NO + 15 H 2 SO 4.
6. Перевіряємо число атомів кожного елемента (крім водню і кисню) у вихідних речовинах і продуктах реакції і підводимо баланс по цим елементам, розставляючи коефіцієнти:
3 Sb 2 S 5 + 40 HNO 3 = 6 H 3 SbO 4 + 40 NO + 15 H 2 SO 4.
7. Перевіряємо число атомів водню в лівій і правій частинах рівняння і визначаємо число що беруть участь в реакції молекул води
3 Sb 2 S 5 + 40 HNO 3 + 4 Н 2 О = H 3 SbO 4 + 40 NO + 15 H 2 SO 4.
8. Перевіряємо суму атомів кисню в лівій і правій частинах рівняння. Якщо баланс по кисню сходиться, то рівняння реакції складено правильно.
Всі вищеописані операції проводяться послідовно з одним і тим же рівнянням і переписувати реакцію кілька разів не має сенсу. Рівняння реакції окислення сульфіду сурми азотною кислотою, з урахуванням схеми електронного балансу, запишеться наступним чином:
3 Sb 2 S 5 + 40 HNO 3 + 4 Н 2 О = H 3 SbO 4 + 40 NO + 15 H 2 SO 4.
3
5S 2 - - 40ē = 5S 6 +
відновник (окислення)
40
N 5 + + 3ē = N 2 +
окислювач (відновлення)
Особливі випадки складання рівнянь окисно-відновних реакцій
Розглянута методика складання окисно-відновних реакцій застосовна до більшості простих і складних процесів. Але в деяких спеціальних випадках необхідні додаткові пояснення.
1. Якщо число електронів, що віддається відновником, і число електронів, що приєднується окислювачем, мають загальний найбільший дільник, то при знаходженні коефіцієнтів обидва числа ділять на нього. Наприклад, в реакції
HCl 7 + O 4 + 4S 4 + O 2 + 4H 2 O = 4H 2 S 6 + O 4 + HCl 1 -
основними коефіцієнтами для відновлення і окислювача будуть не 6 і 2, а 4 і 1.
Якщо число що беруть участь в реакції електронів непарній, а в результаті виходить парне число атомів, то коефіцієнти подвоюються. Наприклад, в реакції
2Fe 3 + Cl 3 + 2HJ 1 - = J 2 0 + 2Fe 2 + Cl 2 + 2HCl
основними коефіцієнтами будуть не 1 і 1, а 2 і 2.
2. Окислювач або відновник іноді додатково витрачається на зв'язування виходять продуктів (солеутворення).
Наприклад, в реакції
Cu + 2HNO 3 + 6HNO 3 = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
на окислення на зв'язування на 3 атоми відновника Сu 0 потрібно для окислення 2 молекули окислювача HNO 3; крім того, на освіту нітрату міді - трьох молекул - потрібно ще 6 молекул HNO 3 для зв'язування трьох атомів міді. Таким чином, загальна витрата азотної кислоти: 2 молекули на окислення плюс 6 молекул на зв'язування (солеутворення), тобто всього 8 молекул HNO 3. І остаточно рівняння прийме вигляд:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
З. Якщо в реакції число елементів, що змінюють свій ступінь окислення, більше двох, то встановлюють загальне число електронів, що віддаються відновниками, і загальне число електронів, що приєднуються окислювачами, а в іншому дотримується загальний порядок складання рівняння реакції. Наприклад,
3As 3 + 2 S 2 - 3 + 28HN 5 + O 3 + 4H 2 O ® 6H 3 As 5 + O 4 + 9H 2 S 6 + O 4 + 28N 2 + O
2As 3 + - 4e ® 2As 5 +-28E 3
3S 2 - - 24 ® 3S 6 +
N 5 + + 3e ® N 2 + +3 e 28
4. Обидва елементи - і окислювач, і відновник - знаходяться в одній і тій же молекулі. Це реакція внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення і реакції диспропорціонування. Для зручності підбору коефіцієнтів в цьому випадку іноді можна розглядати процес як би що йде справа наліво. Наприклад,
3HN 3 + O 2 ® HN 5 + O 3 + 2 N 2 + O + H 2 O
N 3 + + e ® N 2 + 2
N 3 + - 2e ® N 5 + 1

Класифікація окислювально-відновних реакцій
Реакції міжмолекулярної окислення-відновлення - це реакції, в яких атом-окислювач і атом-відновник належать різним речовинам. Ці речовини можуть бути як простими, так і складними.
4N 3 - H 3 + 3O 0 2 ® 2N 0 2 + 6H 2 O 2 -
2N 3 - - 6e ® N 0 2 2 відновник
O 0 2 + 4e ® 2O 2 - 3 окислювач
Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення - це реакції, в яких атом-окислювач і атом-відновник входять до складу однієї і тієї ж молекули або одного і того ж іона.

Наприклад, розкладання хлората калію

2KCl 5 + O 2 - 3 ® 2KCl - + 3O 0 2
Cl 5 + + 6e ® Cl - 2 окислювач
2O 2 --4e ® O 0 2 3 відновник
Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовідновлення) - це реакції, в яких функцію окислювача і відновника виконує один і той же атом молекули або іона, що знаходиться в проміжній ступеня окислення. Наприклад:
4KCl 5 + O 3 ® 3 KCl 7 + O 4 + KCl -
Cl 5 + - 2e ® Cl 7 + 6 березня відновник
Cl 5 + +6 e ® Cl - 2 1 окисник
Реакції конмутаціі - реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення, у результаті яких відбувається вирівнювання ступенів окислення атомів одного і того ж елемента. Наприклад:
N 3 - H 4 N 5 + O 3 = N 2 1 + O + 2H 2 O

Вплив середовища на перебіг окисно-відновних реакцій
Реакції окислення-відновлення можуть протікати в різних середовищах (кислої, нейтральною і лужної), при цьому залежно від середовища може змінюватися характер протікання реакції між одними і тими ж речовинами. Розглянемо взаємодію перманганату калію з сульфитом калію в різних середовищах.
а) Кисле середовище:
2KMn 7 + O 4 + 5K 2 S 4 + O 3 + 3H 2 SO 4 ® 2Mn 2 + SO 4 + 6K 2 S 6 + O 4 + 3H 2 O
Mn 7 + + 5e ® Mn 2 + 2
S 4 + - 2e ® S 6 + 5
б) Нейтральне середовище:
2KMn 7 + O 4 + 3K 2 S 4 + O 3 + H 2 O ® 2Mn 4 + O 2 + 3K 2 S 6 + O 4 + 2KOH
Mn 7 + + 3e ® Mn 4 + 2
S 4 + - 2e ® S 6 + 3
в) Лужне середовище:
2KMn 7 + O 4 + K 2 S 4 + O 3 + 2KOH ® K 2 Mn 6 + O 4 + 2K 2 S 6 + O 4 + H 2 O
Mn 7 + + e ® Mn 6 + 2
S 4 + - 2e ® S 6 + 1
Схематично це можна представити таким чином:
Окислена Відновлена ​​форма
Форма
Mn 2 + - безбарвний
Mn 7 + ®                MnО 2              - Бурий осад
MnО 4 2 - - зелений

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА
Досвід 1. Окислювальні властивості перманганату калію в різних середовищах.
а) Окислювання сульфіту натрію (Na 2 SO 3) перманганатом калію (KMnO 4) у кислому середовищі.
Налити в пробірку кілька крапель (2 - 3) розчину перманганату калію, такий же обсяг 2Н розчину H 2 SO 4, потім по краплях додавати сульфіт натрію до повного знебарвлення розчину.
У який ступінь окислення переходить Mn +7 в кислому середовищі? Написати рівняння реакції, розставити коефіцієнти і вказати яку функцію виконує в ній сульфіт натрію і сірчана кислота.
б) Окислювання сульфіту натрію (Na 2 SO 3) перманганатом калію (KMnO 4) у нейтральному середовищі.
Налити в пробірку кілька крапель (3 - 5) розчину перманганату калію і приблизно такий же обсяг сульфіту натрію. Як змінюється в цьому випадку колір розчину? Яке з'єднання утворилося в осаді? Який ступінь окиснення марганцю стійка в лужному і слабоосновной середовищі? Написати рівняння реакції і розставити коефіцієнти.
в) Окислювання сульфіту натрію (Na 2 SO 3) перманганатом калію (KMnO 4) в лужному середовищі.
Налити в пробірку 3 - 4 краплі концентрованого розчину NaOH чи KOH, такий же обсяг сульфіту натрію (Na 2 SO 3), потім 2 - 3 краплі розчину KMnO 4. Як змінилася забарвлення розчину? Який іон надає розчину таке забарвлення? Напишіть рівняння реакції і розставте коефіцієнти.
На підставі дослідів а, б, в зробити загальний висновок про характер продуктів відновлення перманганат-іона в залежності від рН середовища. У якому середовищі перманганат-іон проявляє більш високу окислювальну активність?
Дослід 2. Окислювальні властивості дихромата калію (K 2 Cr 2 O 7).
а) Окислювання сульфату заліза (II) дихроматом калію.
Налити в пробірку 2 - 3 краплі розчину дихромата калію (K 2 Cr 2 O 7) і стільки ж 3Н розчину H 2 SO 4, після чого по краплях доливати розчин сульфату заліза (FeSO 4). Поки дихромат-іони повністю не прореагують, помаранчевий їх колір в поєднанні з кольором утворилися гідратованих іонів хрому (III), утворює бурий розчин. Тому додавання по краплях розчину сульфату заліза (II) слід вести до досягнення стійкої забарвлення. У який колір забарвлений розчин? Яку функцію виконує в цій реакції сульфат заліза (II)?
Написати рівняння реакції і розставити коефіцієнти.
б) Окислювання сульфіту натрію (Na 2 SO 3) дихроматом калію (K 2 Cr 2 O 7).
Приготувати в пробірці, як у попередньому досвіді, розчин дихромата калію (K 2 Cr 2 O 7), підкислений сірчаної кислотою, і додавати до нього по краплях розчин сульфіту натрію (Na 2 SO 3) до досягнення стійкої забарвлення. Написати рівняння реакції, розставити коефіцієнти і вказати окислювач і відновник.
Дослід 3. Окислювально-відновні властивості сполук елементів, що знаходяться в проміжній ступеня окислення.
Для того щоб переконатися в окисно-відновної подвійності нітриту натрію (NaNO 2), треба:
а) в одну пробірку помістити 3 - 4 краплі розчину перманганату калію (KMnO 4), підкислити розчин розведеним розчином сірчаної кислоти і додати розчин нітриту натрію (NaNO 2) до знебарвлення розчину;
б) в іншу пробірку внести 3 - 4 краплі розчину йодиду калію (KI), підкислити розведеним розчином сірчаної кислоти і додати розчин NaNO 2 до зміни забарвлення.
Як пояснити спостережувані явища? Написати рівняння реакцій. У якому випадку нітрит-іони проявляють відновні і в якому окисні властивості? При відновленні нітрит-іонів виділяється азот, а при їх окисленні утворюються нітрат-іони.
Дослід 4. Внутрімолекулярні окислювально-відновні процеси
а) Внутрімолекулярні окислення-відновлення дихромата амонію ((NH 4) 2 Cr 2 O 7).
На залізницю або керамічну пластинку помістити 2 - 3 грами дихромата амонію ((NH 4) 2 Cr 2 O 7), для початку реакції нагріти, після чого припинити нагрівання. Звернути увагу на особливості протікання реакції і її продукти - газоподібні (азот і пари води) і твердий (Cr 2 O 3 його колір).
Написати рівняння реакції, розставити коефіцієнти і вказати окислювач і відновник.
б) Внутрімолекулярні окислення-відновлення нітрату міді (II).
У пробірку внести декілька кристалів нітрату міді (Cu (NO 3) 2 ∙ 3H 2 O). Закріпити пробірку в штативі та обережно нагрівати, спостерігаючи зміна кольору кристалів і кольору газу, що виділяється. Написати рівняння реакції розкладу нітрату міді (II), враховуючи забарвлення можливих продуктів реакції: безводний Cu (NO 3) 2 - білий; Cu (NO 2) 2 - не існує; CuO - чорний; Cu - червоний; N 2, NO, і О 2 - безбарвні гази; NO 2 - бурий газ.
Вказати окисник і відновник в молекулі нітрату міді (II).

КОНТРОЛЬНІ ЗАВДАННЯ
Підберіть коефіцієнти методом електронного балансу в рівняннях реакцій, вкажіть окисник і відновник.
1. K 2 MnO 4 + H 2 O = KMnO 4 + MnO 2 + KOH
2. PbS + H 2 O 2 = PbSO 4 + H 2 O
3. NaBrO 3 + NaBr + H 2 SO 4 = Br 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O
4. CuI + H 2 SO 4 + KMnO 4 = CuSO 4 + I 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
5. CaH 2 + H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2
6. Na 3 [Cr (OH) 6] + NaOH + PbO 2 = Na 2 CrO 4 + H 2 O + Na 2 [Pb (OH) 4]
7. Cr (NO 3) 3 = Cr 2 O 3 + NO 2 + O 2
8. Fe 2 O 3 + KNO 3 + KOH = K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2 O
9. Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 + O 2 = Na 2 CrO 4 + CO 2
10. Na 2 SO 3 = Na 2 S + Na 2 SO 4
11. Cr 2 O 3 + NaNO 3 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaNO 2 + H 2 O
12. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + S + K 2 SO 4 + H 2 O
13. Br 2 + SO 2 + H 2 O = HBr + H 2 SO 4
14. H 2 S + H 2 SO 3 = S + H 2 O
15. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O = MnO 2 + NaNO 3 + KOH
16. NaBr + NaBrO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Br 2 + H 2 O
17. As + Cl 2 + H 2 O = H 3 AsO 4 + HCl
18. K 2 Cr 2 O 7 + HBr = Br 2 + CrBr 3 + KBr + H 2 O
19. KClO 3 + HCl = KCl + Cl 2 + H 2 O
20. FeCl 2 + KClO 3 + HCl = FeCl 3 + KCl + H 2 O
21. Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
22. Mg + HNO 3 = Mg (NO 3) 2 + N 2 + H 2 O
23. KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 = MnSO 4 + S + K 2 SO 4 + H 2 O
24. Zn + H 2 SO 4 = H 2 S + ZnSO 4 + H 2 O
25. KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
ЛІТЕРАТУРА
1. Глінка Н.Л. Загальна хімія. / Н.Л. Глінка. М.: Хімія, 1985. 740 с.
2. Ахметов Н.С. Загальна та неорганічна хімія. / Н. С. Ахметов. М.: Вища школа, 1988. 446 с.
3. Стьопін Б.Д. Неорганічна хімія. / Б.Д. Стьопін, А.А. Цвєтков. М.: Вища школа, 1994. 608 с.
4. Потапова С.А. Окислювально-відновні реакції: - навч. посібник з хімії для слухачів фак-ту довузівської підготовки. Саратов: изд-во СГТУ, 1997. 23 с.
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Методичка | 50,9кб. | скачати

Схожі роботи:
Титрування із застосуванням окислювально відновної реакції
Титрування із застосуванням окислювально-відновної реакції
Окисно-відновні реакції і електрохімічні процеси в гальванічних елементах Електродні потенціали
Окисно відновні реакції і електрохімічні процеси в гальванічних елементах Електродні потенціали
Ланцюгові нерозгалужені реакції Потрійні зіткнення і трімолекулярние реакції
Реакції спиртів Кислотно-основні властивості спиртів Реакції з участю нуклеофільного центру
Реакції спиртів Кислотно основні властивості спиртів Реакції за участю нуклеофільного центру
Рятувальні і невідкладні аварійно-відновні роботи в осередках ураження
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru