Дихромат калия соляная кислота уравнение

Галогены: решение задач методом полуреакций

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом полуреакций разобраны на странице «Метод полуреакций».

Ниже приведены примеры решения задач ОВР галогенов и их соединений в кислотной среде.

Уравнения ОВР соединений хлора

Соляная кислота

1. Уравнение реакции меди с кислородом в кислотной среде:

2. Уравнение реакции соляной и селеновой кислот (HCl+H₂SeO₄):

3. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом свинца (HCl+PbO₂):

4. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом марганца (HCl+MnO₂):

5. Уравнение реакции соляной кислоты с перманганатом калия (HCl+2KMnO₄):

6. Уравнение реакции соляной и ортосурьмяной кислот (HCl+H₃SbO₃):

7. Уравнение реакции соляной кислоты и гипохлорита кальция (HCl+Ca(ClO)₂):

8. Уравнение реакции соляной и хлористой кислот (HCl+HClO₂):

9. Уравнение реакции соляной кислоты с гипохлоритом калия (HCl+KClO):

10. Уравнение реакции соляной кислоты с хлоратом калия (бертолетовой солью) (HCl+KClO₃):

11. Уравнение реакции соляной и хлорноватой кислот (HCl+HClO₃):

12. Уравнение реакции соляной кислоты и оксида хрома (HCl+CrO₃):

13. Уравнение реакции соляной кислоты с хроматом калия (HCl+K₂CrO₄):

14. Уравнение реакции соляной кислоты с дихроматом калия (HCl+K₂Cr₂O₇):

Хлорные кислоты вида HClO_n

14. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с пероксидом водорода (HClO+H₂O₂):

15. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с оксидом азота (HClO+NO):

16. Уравнение реакции разложения хлористой кислоты:

Возможен и такой вариант:

17. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с фосфором (HClO₃+P):

18. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серебром (HClO₃+Ag):

19. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серой (HClO₃+S):

20. Уравнение реакции хлорной кислоты с йодом (HClO₄+I₂):

Хлориды

21. Уравнение реакции хлорида натрия с перманганатом калия (NaCl+KMnO₄):

22. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом марганца (NaCl+MnO₂):

23. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом свинца (NaCl+PbO₂):

24. Уравнение реакции хлорида натрия с хлоратом калия (NaCl+KClO₃):

25. Уравнение реакции хлорида калия с оксидом свинца (KCl+PbO₂):

26. Уравнение реакции хлорида калия с тетраоксидом трисвинца (KCl+(Pb₂Pb)O₄):

27. Уравнение реакции хлорида железа с хлоратом калия (FeCl₂+KClO₃):

28. Уравнение реакции хлорида железа с перманганатом калия (FeCl₂+KMnO₄):

29. Уравнение реакции хлорида железа с тетраоксидом трисвинца (FeCl₂+(Pb₂Pb)O₄):

30. Уравнение реакции хлорида железа с азотной кислотой (FeCl₂+HNO₃):

31. Уравнение реакции хлорида стронция с дихроматом калия (SnCl₂+K₂Cr₂O₇):

Другие соединения хлора

32. Уравнение реакции гипохлорита кальция с медью (Ca(ClO)₂+Cu):

33. Уравнение реакции хлората калия с серной кислотой (KClO₃+H₂SO₄):

34. Уравнение реакции хлората натрия с оксидом серы (NaClO₃+SO₂):

35. Уравнение реакции перхлората калия с алюминием (KClO₄+Al):

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

«Метод полуреакций, или электронно-ионного баланса»

Разделы: Химия

Тема: метод полуреакций или электронно-ионного баланса

Цель: расширить и углубить знания об ОВР.

Задачи:

• научить определять возможность протекания ОВР между данными веществами;
• научить устанавливать продукты реакции с опорой на схемы;
• раскрыть сущность метода полуреакций;
• рассмотреть правила и алгоритмы составления уравнений ОВР;
• научить применять полученные знания для решения конкретных задач.

Формы обучения: разъяснение, рассуждение, общая характеристика.

Методы обучения: словесные (беседа, объяснение), наглядные (компьютерные), практические (упражнения).

Общедидактические методы: объяснительно-иллюстративный, частично-поисковый, проблемный.

Ход урока.

1. Проверка домашнего задания.

Опрос у доски:

1) Самостоятельная работа у доски : определите тип следующих ОВР:

Подготовка устного ответа: классификация ОВР.

2) Самостоятельная работа у доски: расставить коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления:

3) Устный ответ: теория ОВР.

2. Новый материал.

Сегодня на уроке мы познакомимся со способами прогнозирования продуктов в ОВР и новом методе расстановки коэффициентов в ОВР – методе полуреакций или электронно-ионного баланса.
Чтобы написать уравнение реакции, протекающей в смеси заданных веществ, нужно ответить на следующие вопросы:

а) возможна ли в принципе ОВР между данными веществами;
б) если да, то установить продукты реакции;
в) подобрать коэффициенты в уравнении реакции.

Рассмотрим эти вопросы по порядку.
Что касается первого из них, вспомним, что в любой ОВР один из участников окисляется, т.е. повышает свою валентность, а другой – восстанавливается, т.е. понижает валентность. Поэтому реакция невозможна, если оба ее участника находятся в состояниях наиболее высокой или наиболее низкой степени окисления.
Исходя из сказанного, попробуем предположить возможность протекания ОВР.
Например, определим возможна ли ОВР между .

Определите степени окисления элементов.

Учащиеся определяют степени окисления элементов по формулам соединений. Рассматривают строение атомов серы и хлора, определяют высшую и низшую степень окисления элементов.

Формулируем вывод: степени окисления серы (-2) и хлора (-1) являются для них предельно низкими, следовательно, и сера, и хлор могут выступать только в роли восстановителя. Т.е. реакция между невозможна.

Рассмотрим другой пример. Возможно ли взаимодействие между ионами ?

Учащиеся рассматривают степени окисления марганца и хрома в ионах, определяют исходя из строения атомов, что оба металла находятся в высшей степени окисления, следовательно, могут выступать только в роли окислителя. Делают вывод: реакция между ионами и невозможна.

Если же один из участников может повысить, а другой понизить свои степени окисления, реакция в принципе возможна.
Указать продукты реакции только из общих соображений в таких реакциях практически невозможно. Исследование химических свойств элементов как раз и представляет собой экспериментальное выяснение того, при каких условиях его соединения вступают в реакцию с другими элементами и соединениями и какие продукты при этом получаются.
Часто в ОВР участвуют соединения хрома и марганца. Особый интерес представляет поведение пероксида водорода в ОВР. Для прогнозирования продуктов реакций с их участием можно использовать следующие схемы.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 1).

Что касается собственно процедуры подбора коэффициентов в уравнениях, то для реакций в растворах удобен так называемый метод полуреакций, или электронно-ионный. В нем сначала записывают и уравнивают отдельно процессы окисления и восстановления, а полная реакция получается их сложением.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы на партах (Приложение 2).

Кроме алгоритма составления полуреакций, необходимо придерживаться нескольких очевидных правил:

1. В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
2. В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов . Уравнивание осуществляется за счет ионов и молекул воды.
3. В нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.

Рассмотрим, как работают предложенные схемы на конкретных примерах.

Задача. Закончить уравнение реакции между бихроматом калия и соляной кислотой.

Ион содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная (HCl).
Полуреакция восстановления:

Ионы могут только окисляться, т.к. хлор имеет самую низшую степень окисления. Составим полуреакцию окисления:

Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой.

Получили сокращенное ионное уравнение.

Добавляем недостающие катионы или анионы, учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым.

В данном случае источником ионов ─ была соль , поэтому с каждым молем в раствор попадает 2 моль ионов . В реакции они участия не принимают, поэтому в неизменном виде должны перейти в правую часть уравнения. Вместе с 14 моль ионов в раствор вносится 14 моль ионов . Из них 6 участвует в реакции в качестве восстановителя, а остальные 8, как и ионы , в неизменном виде остаются после реакции, т.е. дописываются в правую часть.

В результате получаем:

После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:

Рассмотрим другой пример.

Задача. Закончить уравнение реакции → …

Ион содержит марганец в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда нейтральная.

Полуреакция восстановления:

Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода — в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления:

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

• Т.к в нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно, значит, для уравнивания атомов кислорода в правую часть добавляем воду:

• Оформление полуреакции становится подобным оформлению полуреакции в щелочной среде: в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов:

• Перед ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед — его удвоенный коэффициент:

• Подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд. Балансируем (уравниваем) число отданных и принятых электронов в полуреакциях:

• Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой:

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы и ионы:

Таким образом, получаем ионное уравнение.

• Добавляем недостающие катионы или анионы, учитывая, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым:

Также рассмотрим пример ОВР, протекающей с щелочной среде.

Задача. Закончить уравнение реакции:

Определяем окислитель и восстановитель в данной ОВР. В нитрате ртути (II) ртуть содержится в ее высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. Составим полуреакцию восстановления.
Полуреакция восстановления:

• Если ион будет выступать в роли окислителя, то пероксид водорода — в роли восстановителя. По схеме составляем полуреакцию восстановления пероксида водорода в щелочной среде:

• Оформляем уравнение ОВР, протекающей в щелочной среде:

• Добавляем недостающие катионы и анионы.

Преимущества электронно-ионного метода при составлении уравнений реакций и подборе коэффициентов в сравнении с методом электронного баланса особенно проявляются при составлении уравнений реакций с участием органических соединений.

Задача. Составьте уравнение окисления ацетилена раствором до щавелевой кислоты в нейтральной среде.

Составляем схему реакции:

выступаем в роли окислителя, т.к. содержит марганец в его высшей степени окисления.
Следовательно, схема полуреакции восстановления имеет вид:

Схема полуреакции окисления:

Оформляем уравнение ОВР, протекающей в нейтральной среде:

• Т.к в нейтральной среде ни ионов , ни в левой части быть не должно, значит, для уравнивания атомов кислорода в правую часть добавляем воду:

• Оформление полуреакции становится подобным оформлению полуреакции в щелочной среде: в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов. Перед ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед его удвоенный коэффициент. Подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд. Балансируем (уравниваем) число отданных и принятых электронов в полуреакциях:

• Составляем ионное уравнение:

• Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионы:

Задача. Составьте уравнение реакции окисления фенола дихроматом калия в кислой среде до хинона:

Ион содержит хром в его высшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли окислителя. По схеме составим полуреакцию, учитывая, что среда кислотная .

Используем правила оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы, добавляем недостающие катионыи анионы:

Рассмотрев метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций можно выделить следующие достоинства данного метода:

1. Рассматриваются реально существующие ионы и вещества.
2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при его выводе.
3. Необязательно знать степени окисления. Понятие степени окисления в органической химии употребляется реже, чем о неорганической химии.
4. Этот метод дает сведения не только о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.

Домашнее задание: Закончить уравнения:

В качестве проверочной работы по изученной теме предлагаю учащимся лабораторные опыты. Учащимся необходимо провести ОВР, объяснить происходящие явления, составив уравнения реакций с помощью метода полуреакций.

Лабораторные опыты «Окислительно-восстановительные реакции»

В три стакана налейте малиновый раствор перманганата калия. Добавьте в первый стакан немного раствора серной кислоты, во второй – воду, в третий – концентрированный раствор гидроксида калия. Окраска растворов при этом не изменяется. Добавьте во все стаканы по 5 мл сульфита калия и хорошо перемешайте смеси стеклянной палочкой.

Задание: объясните изменение окраски растворов, составив ОВР методом полуреакций.

Литература:

Д.Д. Друзцова, Л.Б. Бестаева Окислительно-восстановительные реакции. – М.:Дрофа,2005.

Соли хрома: химические свойства и получение

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Например , хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

• Соли, в которых хром (III) является катионом. Например , хлорид хрома (III) CrCl₃.
• Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III) . Например , хромит калия, KCrO₂. или гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства . окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например , бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH → 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

или сульфат хрома (III):

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Например , гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃ + 6KOH → 2Cr(OH)₃ + 6KCl

3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.

Например , цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr 3+ + H₂O = CrOH 2+ + H +

II ступень: CrOH 2+ + H₂O = Cr(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Например , при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

Например , хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂ + HCl _{(недостаток)} + H₂O → Cr(OH)₃ + NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂ + 4HCl _{(избыток)} → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaCrO₂ + 4HCl → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂ CrO ₄ и дихромовая Н₂ Cr ₂ O ₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

Например , хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

Например , хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например , дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Например , дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Например , хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Например , дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту: