Продукты окисления и восстановления
-3 0 +2 +4 +5
NH3 N2 N2O NO NO2 HN О 3
| Окислительные свойства серной кислоты | |||
| SO2 | S ( SO2 )* | H2S | H2 |
| Металлы, начиная с железа + H2SO4конц. | Металлы от Mn до Fe + H2SO4конц. | Щелочные, щелочноземельные металлы, Mg + +H2SO4конц. | H2SO4разб. + металлы левее водорода(Pb + H2SO4 ≠). |
| Пассивация: с холодной концентрированной серной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co. | |||
| *Помните, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл относится к средней активности (от Mn до Н ), то, скорее всего, имеют в виду SO2, так как имеет место окисление S до SO2 в сильноконцентрированной кислоте. | |||
| ** Помните : галоген + H2SO4 ≠ . HF + H2SO4 ≠, HCl+ H2SO4 ≠, | |||
| Внимание! Не реагируют с серной кислотой ни при какой концентрации Au, Pt, Pd. Важно! H2SO4конц. нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая. | |||
| Надо знать! H2SO4(конц.) используется как осушитель и катализатор. | |||
| Окислительно-восстановительная активность H2O2 | ||
| Окислитель | Восстановитель | |
| ●в кислой среде образуются молекулы воды: H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O ●в щелочной среде образуются молекулы воды: H2O2 + 2OH- + 2ē = 2H2O + 2О-2 | ●в кислой среде образуются молекулы кислорода и протоны: H2O2o - 2ē = O2o + 2H+ , ●в щелочной среде образуются молекулы кислорода и воды: H2O2o + 2OH- - 2ē = O2o + 2H2Oo | |
| 20 % H2O2 - сильный окислитель, в разбавленных растворах окислительная активность H2O2 снижается. | Восстановительные свойства для H2O2 менее характерны и также зависят от концентрации. Восстановительные свойства H2O2 сильнее выражены при рН > 7. | |
|
|
|
| Окислительно-восстановительная активность озона | ||
| Окислитель | Восстановитель | |
| Озон очень сильный окислитель: О3 + 2ē = О2о + О-2 (1) . Этот процесс можно разбить на две части: 1) О3 = О2о + Оо, 2) Оо + 2ē = О-2 Поэтому реакции с участием озона можно представить как реакцию с атомарным кислородом, в которых одновременно выделяется О2 [ ], а восстановитель окисляется до более устойчивой или максимальной степени окисленности. | Озон может быть восстановителем только по отношению к фтору:
О3(г) + F2(г) = ОF2(г) + О2:
F2 + 2ē = 2F- 1
О3 - 2ē = О2о + О+2 1
| |
|
|
|
| Окислительно-восстановительная активность галогенов | ||
| Окислитель | Восстановитель | |
| В ряду F-Cl | В ряду F-Cl | |
| Поэтому вышестоящий галоген в подгруппе вытесняет последующие из растворов солей | ||
| Восстановительная активность галогеноводородов и их солей |
| В ряду HF– HCl– HBr– HI кислотные и восстановительные свойства усиливаются: H2SO4(к) + HCl(к) ≠, H2SO4(к) + HF (к) ≠, H2SO4(к) + 2HBr(к) = SO2 + Br2 + 2H2O, H2SO4(к) + 8HI(к) → H2S + 4I2 + 4H2O. |
| Кислотные и окислительно-восстановительные свойства кислот |
| кислотные свойства убывают |
| HClO(р) >HBrO(р) >HIO(р) |
| окислительные свойства убывают |
| кислотные свойства усиливаются |
| HClO(р) - HClO2(р) - HClO3(р)-HClO4 (р) |
| окислительные свойства убывают в ОУ |
| кислотные свойства усиливаются |
| HClO(р) - HClO2(р) - HClO3(р)-HClO4 (р) |
| окислительные свойства усиливаются в темноте и холоде |
| HClO(р) - HBrO(р) - HIO(р) (3HГO(р) = 2HГ↑ + HГO3) |
| Скорость диспропорционирование усиливается |
| Кислотные свойства убывают |
| HClO3(р) > HBrO3(р) > HIO3(р) |
| окислительные свойства убывают |
| HClO4 сильная >HBrO4 сильная >HIO4 (H5IO6)слабая |
| кислотные свойства убывают |
|
|
|
| Важнейшие окислители и восстановители |
| Окислители | Восстановители |
| Галогены: . | Металлы. |
| Перманганаты (KMnO4) и манганаты (K2MnO4) особенно в кислых растворах. | Водород (H2), особенно атомарный водород (H) в момент выделения. |
| Оксиды MnO2, CuO, PbO2, Ag2O. | Уголь (С), окись углерода (II) (CO). |
| Дихроматы (K2Cr2O7) и хроматы (K2CrO4), особенно в кислых растворах. | Сероводород(H2S), оксид серы (IV) (SO2), сернистая кислота H2SO3 и ее соли. |
| Азотная кислота (HNO3) | Кислоты или газы: HI, HBr, HCl. |
| Серная кислота концентрированная(H2SO4) | Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, CrSO4. |
| Пероксид водорода (H2O2), особенно в нейтральных и кислых растворах. | Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, оксид азота (II) NO. |
| Соли железа (III), FeCl3. Ферраты (K2FeO4) и ферриты (KFeO2) в кыслых растворах. | Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза. |
| Гипохлориты (NaClO), хлораты (KClO3) и перхлораты (KClO4). | Катод при электролизе. |
| Кислород O2, особенно атомарный кислород, озон О3 | |
| Царская водка (HNO3(k) + 3HCl(k)) | |
| Хлораты, броматы и нитраты в концентрированных щелочных растворах и расплавах. | |
| Хлорная вода: Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO, бромная вода: Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO | |
| Анод при электролизе. |
|
|
|
Практическая часть
Окислительные свойства HNO3 .
Опыт 1(в вытяжном шкафу). В три пробирки внести по кусочку цинка и добавить по 1 мл раствора HNO3. В первую добавить очень разбавленный раствор НNO3, во вторую – разбавленный раствор HNO3, в третью – концентрированный раствор HNO3. Что наблюдается? Какие газы выделяются? Как можно это доказать? Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса, протонно-кислородного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.
Опыт 2(в вытяжном шкафу). В две пробирки внести по кусочку серы и фосфора, добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнения реакций.
Опыт 3(в вытяжном шкафу). Налить в две пробирки по 1 мл раствора HBr и HI и в каждую добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнения реакций.
Опыт 4(в вытяжном шкафу). Налить в пробирку 1 мл разбавленного раствора пероксида водорода и добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнение реакции.
Опыт 5. Внести в пробирку порошок мела и добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнение реакции.
Окислительные свойства серной кислоты.
Опыт 1(в вытяжном шкафу). В четыре пробирки поместить по 1 кусочку цинка. В одну добавить 1 мл разбавленного раствора H2SO4, в остальные столько же раствора концентрированной Н2SO4. Две последние пробирки нагреть: одну на слабом, а другую на сильном пламени горелки. Указать, какие газы выделяются в пробирках? Образуется ли при этом свободная сера?
Опыт 2(в вытяжном шкафу). В две пробирки налить по 1 мл раствора бромида и йодида натрия или калия, затем добавить концентрированную серную кислоту.
Опыт 3(в вытяжном шкафу). В пробирку налить 1 мл раствора пероксида водорода, затем добавить концентрированную серную кислоту.
Указать во всех случаях окислитель и восстановитель, написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.
Окислительные свойства перманганата калия.
Опыт 1. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую – столько же воды; в третью – столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 микрошпателю кристаллов Na2SO3. Наблюдать происходящие явления. Отметить окраску растворов и осадка, учитывая, что ионы имеют цвет: MnO-4 - фиолетовый, MnO42- - зелённый, Мn2+ - бесцветный, а МnO2 – представляет бурый осадок.
Опыт 2. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую – столько же воды; в третью – столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 мл раствора пероксида водорода.
Опыт 3. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую – столько же воды; в третью – столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 мл раствора йодида калия.
Опыт 4. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую – столько же воды; в третью – столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1мл раствора сульфата железа (II).
Указать окислитель, восстановитель и солеобразователь, методами электронного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и описать наблюдаемые процессы.
Окислительные свойства дихромата калия.
Опыт1. В две пробирки налить по 1 мл раствора К2Cr2O7. Одну подкислить несколькими каплями разбавленного раствора Н2SO4. Затем в обе пробирки добавить по 1 микрошпателю кристаллов КNO2. Отметить наблюдаемые явления.
Опыт 2. В три пробирки налить по 1 мл раствора К2Cr2O7 и подкислить несколькими каплями разбавленного раствора Н2SO4. Затем в одну добавить раствор йодида кали, в другую раствор пероксида водорода, в третью-раствор сульфата железа (II). Что наблюдается? Образуются ли простые вещества кислород и йод и как можно доказать их образование.
Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса и полуреакций, подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.
Восстановление нитрита калия. Внести в пробирку 1 мл раствора йодида калия КI и добавить последовательно несколько капель разбавленного раствора Н2SO4 и 1 микрошпатель кристаллов нитрита калия КNO2. Что наблюдается при нагревании?
Отметить изменение цвета раствора. Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.
Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 210; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!