Схемы превращения с хлором

Если посмотрите это задание в вариантах ЕГЭ, то там дана схема превращений неорганических веществ и в ответах даны варианты реагентов. Как решать такие задачи?

Темы, которые нужно знать:

На самом деле это не так и сложно. Для этого необходимо знать типы реакций и основные условия их протекания.

1. Химические реакции соединения

• Реакция горения — одна из самых распространенных химических реакций соединения — все вещества горят — и металлы, и неметаллы:

• Химические реакции соединения металла и неметалла — приводят к образованию солей:

(а вот этот момент надо запомнить (или выучить) — железо при взаимодействии с соляной кислотой дает хлорид железа (II), а с хлором — простым веществом — хлорид железа (III))

• Неметаллы также могут взаимодействовать между собой:

2. Составление уравнений реакций по схеме — реакции разложения

• Обычно уравнения реакций разложения солей дают соответствующие основные и кислотные оксиды:

Исключения:

1. по-другому разлагаются нитраты — в зависимости от металла, входящего в состав соли. Это можно прочитать >;
2. хлорид аммония — NH₄Cl — разлагается до аммиака и соляной кислоты: NH₄Cl = NH₃ + HCl;
3. не разлагаются сульфаты
4. соли, образованные сильными окислителями:

• Разлагаются некоторые основания:

3. Составление уравнений реакций по схеме — п римеры реакций замещения

• реакция замещения водорода в кислотах:

когда нам дана реакция замещения металлом водорода в кислотах, нужно учитывать электрохимический ряд напряжений металлов: металлы, находящиеся в ряду ДО водорода, вытесняют его из кислот:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

• реакции замещения в солях:

Ca + 2NaCl = CaCl₂ +2 Na

Правило: предыдущий металл вытесняет последующий из его солей

(т.е. реакция Na + CaCl₂ не будет идти)

4. Составление уравнений реакций по схеме — р еакции обмена веществ

Здесь следующие правила — обменные реакции идут в сторону образования продуктов при:

1. выпадении осадка: NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃
2. выделении газа: Na₂CO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O ;
3. образовании малодиссоциирующего вещества (H₂O, NH₄OH, органические кислоты и соли и т.д.): NaOH + H₂SO₃ = Na₂SO₃ + H₂O

Взаимосвязь неорганических веществ можно отобразить такой таблицей:

Теория, это, конечно, хорошо, но давайте попрактикуемся — попробуем составить уравнения реакций по схемам превращений

В первой реакции к меди можно прибавить либо AgNO₃, либо HNO₃ — в ряду напряжений медь стоит до серебра, а азотная кислота будет давать окислительно-восстановительную реакцию.

Во второй части схемы нам подходит K₂S или H₂S, т.к. сульфид меди — осадок.

Ответ: 1)

Составим уравнения реакций для данной схемы превращений:

Первая реакция — переход фосфора в фосфорную кислоту — такое под силу только мощным окислителям — либо серной, либо азотной кислоте.

Вторая реакция — обменная — K₂SO₄ даст растворимые продукты, а вот KOH — в самый раз! Получится вода — малодиссоциирующее вещество.

Хлор в чистом виде впервые выделил шведский ученый Карл Шееле в 1774 году. Своё нынешнее название элемент получил в 1811 году, когда Г.Дэви предложил название "хлорин", которое вскоре было сокращено до "хлор" с легкой руки Ж. Гей-Люссака. Немецкий ученый Иоганн Швейгер предложил для хлора название "галоген", но этим термином было решено назвать всю группу элементов, в которую входит и хлор.

Хлор является самым распространенным галогеном в земной коре - на долю хлора приходится 0,025% всей массы атомов земной коры. По причине своей высокой активности хлор не встречается в природе в свободном виде, а только в составе соединений, при этом хлору "по барабану" с каким элементом вступать в реакцию, современной науке известны соединения хлора практически со всей таблицей Менделеева.

Основная масса хлора на Земле содержится в соленой воде Мирового океана (содержание 19 г/л). Из минералов больше всего хлора содержится в галите, сильвине, сильвините, бишофите, карналлите, каините.

Хлор играет важную роль в деятельности нервных клеток, а также в регуляции осмотических процессов, происходящих в организме человека и животных. Также хлор входит в состав зеленого вещества растений - хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Рис. Строение атома хлора.

Электронная конфигурация атома хлора - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 5 электронов, находящихся на внешнем 3p-уровне + 2 электрона 3s уровня (всего 7 электронов), поэтому в соединениях хлор может принимать степени окисления от +7 до -1. Как уже было сказано выше, хлор является химически активным галогеном.

Физические свойства хлора:

• при н.у. хлор является ядовитым газом желто-зеленого цвета с резким запахом;
• хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха;
• при н.у. в 1 л воды растворяется 2,5 объема хлора - этот раствор называется хлорная вода.

Химические свойства хлора

Взаимодействие хлора с простыми веществами (Cl выступает в роли сильного окислителя):

• с водородом (реакция протекает только при наличии света):
• с металлами с образованием хлоридов:
• с неметаллами, менее электроотрицательными, чем хлор:
• с азотом и кислородом хлор не реагирует непосредственно.

Взаимодействие хлора со сложными веществами:

Одной из самых известных реакций хлора со сложными веществами есть взаимодействие хлора с водой - кто живет в большом городе, наверняка, периодически сталкивается с ситуацией, когда, открыв кран с водой, ощущает стойкий запах хлора, после чего многие сетуют, дескать, опять воду хлорировали. Хлорирование воды является одним из основных способов ее обеззараживания от нежелательных микроорганизмов, небезопасных для здоровья человека. Почему так происходит? Разберем реакцию хлора с водой, которая протекает в два этапа:

• На первом этапе происходит образование двух кислот: соляной и хлорноватистой:
• На втором этапе хлорноватистая кислота разлагается с выделением атомарного кислорода, который окисляет воду (убивая микроорганизмы) + подвергает отбеливающему действию ткани, окрашенные органическими красителями, если их опустить в хлорную воду:

С кислотами хлор не взаимодействует.

Взаимодействие хлора с основаниями:

• на холоде:
• при нагревании:
• с бромидами металлов:
• с йодидами металлов:
• с фторидами металлов хлор не реагирует, по причине их более высокой окислительной способности, нежели у хлора.

Хлор "охотно" вступает в реакции с органическими веществами:

В результате первой реакции с метаном, которая протекает на свету, образуется хлористый метил и соляная кислота. В результате второй реакции с бензолом, которая протекает в присутствии катализатора (AlCl₃), образуется хлорбензол и соляная кислота.

Получение и применение хлора

Промышленным способом хлор получают электролизом водного раствора (хлор выделяется на аноде; на катоде - водород) или расплава хлорида натрия (хлор выделяется на аноде; на катоде - натрий):

В лаборатории хлор получают действием концентрированной HCl на различные окислители при нагревании. В роли окислителей могут выступать оксид марганца, перманганат калия, бертолетова соль:

Применение хлора:

• отбеливание тканей и бумаги;
• обеззараживание воды;
• производство пластмасс;
• производство хлорной извести, хлороформа, ядохимикатов, моющих средств, каучуков;
• синтез хлороводорода в производстве соляной кислоты.

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

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить цепочку превращений
Cl2 -> HCl -> NaCl -> AgCl.
Укажите основные физические и химические свойства хлорида серебра. Приведите способы получения этого соединения.

Цепочка превращений:
Cl2 -> HCl -> NaCl -> AgCl.
В результате сгорания водорода в токе хлора или при взаимодействии этих веществ на свету происходит образование сложного соединения — хлороводорода:

При действии на разбавленную соляную кислоту разбавленного раствора гидроксида натрия происходит образование средней соли хлорида натрия:

Получение хлорида серебра из хлорида натрия возможно несколькими способами: путем смешения насыщенных растворов нитрита серебра и хлорида натрия (1), а также разбавленного раствора хлорида натрия с нитратом серебра (2):

Хлорид серебра разлагается на свету с образованием металлического серебра:

Реагирует с концентрированными растворами щелочей, гидратом аммиака.

Переводится в раствор за счет комплексообразования.

При сплавлении с карбонатом натрия (
> 324^<0>C$) (2):

Хлорид серебра получают по реакциям обмена, сокращенное ионное уравнение которых соответствует указанному ниже:

Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [₁₀Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:

+ 1 – Cl₂O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO)₂

— 1 – Cl — , HCl, KCl , PCl₅

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1₂ . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl₂ неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl₂ + РЬ→PbCl₂ (300 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL₂ с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

2NаСl _{(расплав)}→ 2Nа + Сl₂ (электролиз)

2NaCl+ 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории:

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg₂Сl₂, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

NaCl_(ж)→2Na+Cl₂↑ (850°С, электролиз )

2NаСl + 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз )

2NаСl_(р,20%)→ Сl₂↑+ 2Nа(Нg) “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)

Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl₂. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl_2(ж) → Са + Сl₂ ↑(электролиз ,800°С)

Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO₄, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl₃ . 6Н₂O →АlСl(ОН)₂ (100-200°С, —HCl,H₂O)→Аl₂O₃(250-450°С, -HCl,H2O)

2АlСl₃→2Аl + 3Сl₂↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Хлорид железа(II) FеСl₂. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl₂ (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе₂Сl₄. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе₂О₃, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl_{2 (конц.)} + Н₂O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl₂ + 2NаОН _(разб.) = Fе(ОН)₂↓+ 2NaСl (в атм. N₂)

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — ₄ = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н₂O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr₂O₇ 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н₂O

Fе 2+ + S 2- _(разб.) = FеS↓

FеСl₂ →Fе↓ + Сl₂↑ (90°С, в разб. НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа(III) FеСl₃. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl₃ (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе₂Сl₆ (точнее, Сl₂FеСl₂FеСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н₂O имеет строение [Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl • 2Н₂O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₃ + 3NaОН _(разб.) = FеО(ОН)↓ + Н₂O + 3NаСl (50 °С)

Хлорид аммония NН₄Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

Качественная реакция на ион NН₄ + — выделение NН₃ при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: взаимодействие NH₃ с НСl в газовой фазе или NН₃ Н₂О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(СlО)₂. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl₂ и Са(ОН)₂. Уравнения важнейших реакций:

Хлорат калия КСlO₃. Соль хлорноватой кислоты НСlO₃, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO₃ = ЗКСlO₄ + КСl (400 °С)

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂ (150-300 °С, кат. МпO₂)

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO_2(Г) = Сl₂ + 2O₂)

2КСlO₃ + Е_2(изб.) = 2КЕO₃ + Сl₂↑ (в разб. НNO₃, Е = Вr, I)

Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

5Вr — + 6Н + + ВrО₃ — = 3Вr 2 + 3Н₂O

КВr + 3Н₂O→3Н₂↑ + КВrО₃ (60-80 °С, электролиз)

Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I₂ за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I — + 16Н + + 2МnO₄ — = 5I₂↓ + 2Мn 2+ + 8Н₂O

I — + Аg + = АgI (желт.)↓

Cl₂ при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (

6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl₂ 0

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

Окисление конц. HCI различными окислителями:

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O₂, N₂, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO₃ - .

Cl₂ + Н₂O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO₃ и Са(ClO)₂ - гипохлориты; КClO₃ - хлорат калия (бертолетова соль).

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

1. Синтез из простых веществ:

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H₂SO₄ на хлориды:

H₂SО₄(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО₄ (при слабом нагревании)

H₂SО₄(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na₂SО₄ (при очень сильном нагревании)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н₂O растворяется

450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

а) с металлами (до Н):

б) с основными и амфотерными оксидами:

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

г) с солями более слабых кислот:

Реакции с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl₂ 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Кислородсодержащие соединения хлора - чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Задачи для практики

Установите соответствие между схемой изменения степени окисления элемента и схемой реакции, в ходе которой это изменение происходит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА ИЗМЕНЕНИЯ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТА	СХЕМА РЕАКЦИИ
А) $Fe^ <+3>→ Fe^<+2>$ Б) $S^ <+4>→ S^<+6>$ В) $S^ <+4>→ S^<0>$	1) $HI + Fe_2(SO_4)_3 → H_2SO_4 + I_2 + FeSO_4$ 2) $SO_2 + Cl_2 + H_2O → H_2SO_4 + HCl$ 3) $H_2S + SO_2 → S + H_2O$ 4) $Fe(NO_3)_3 → Fe_2O_3 + NO_2 + O_2$

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

А) Железо – восстановитель, понижает степень окисления с +3 до +2, подходит 1. .
Б) Сера – окислитель, повышает степень окисления с +4 до +6. Выбираем 2.
В) Сера – восстановитель, понижает степень окисления с +4 до 0. Выбираем 3.

Установите соответствие между изменением степени окисления хрома и уравнением реакции, в которой это изменение происходит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ
А) $Cr^ <+3>→ Cr^<0>$ Б) $Cr^ <+6>→ Cr^<0>$ В) $Cr^ <0>→ Cr^<+3>$	1) $2Cr + 6H_2SO_ <4(конц.)>= Cr_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + 6H_2O$ 2) $2CrO_3 + 3H_2S_ <(р-р)>= 2Cr(OH)_3 + 3S$ 3) $K_2Cr_2O_7 + 4Al = 2Cr + Al_2O_3 + 2KAlO_2$ 4) $Cr_2O_3 + 3Ca = 2Cr + 3CaO$

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

1)в 4 реакции хром- восстановитель, понижает степень окисления с +3 до 0, следовательно, выбираем А

2) в 3 реакции хром -восстановитель, понижает степень окисления с +6 до 0, следовательно, выбираем Б

3) в 1 реакции хром- окислитель, повышает степень окисления с 0 до +3, следовательно, выбираем В

Установите соответствие между схемой изменения степени окисления хлора в реакции и формулами веществ, которые вступают в эту реакцию: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	ФОРМУЛЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ
А) $Cl^0 → Cl^<–1>$ Б) $Cl^ <–1>→ Cl^0$ В) $Cl^ <+5>→ Cl^<–1>$	1) $KClO_3$ (нагревание) 2) $Cl_2$ и NaOH (гор. раствор) 3) KCl и $H_2SO_4$ (конц.) 4) HCl и $F_2$

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

Рассмотрим указанные реакции

А: $Cl_2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H_2O$

Хлор в данной реакции является и окислителем и восстановителем, в одном случае он стал +1, а в другом -1.

Б: Фтор вытесняет хлор, тем самым окисляя его до $Cl_2$.

В: $4KClO_3 = 3KClO_4 + KCl$

Хлор снова проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления восстановителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ
А) $2NH_3 + 2Li = 2LiNH_2 + H2_$ Б) $H_2S + 2Na = Na_2S + H_2$ В) $4NH_3 + 6NO = 5N_2 + 6H_2O$	1) от +2 до 0 2) от –3 до 0 3) от 0 до –2 4) от –2 до +4 5) от 0 до +1

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

Восстановитель повышает степень окисления, поэтому варианты 1 и 3 не подходят сразу. Типичными восстановителями являются металлы. В реакции А это литий, в реакции Б - натрий, оба повышают степень окисления от 0 до +1. Во второй реакции мы наблюдаем похожую ситуацию. В реакции В, восстановителем является азот в степени -3, окисляется он до степени 0, так как стал простым веществом.

Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ	СВОЙСТВО АЗОТА
А) $2NO + O_2 → 2NO_2$ Б) $СuО + NH_3 → N_2 + Cu + Н_2O$ В) $NH_3 + O_2 → N_2 + Н_2O$	1) окислитель 2) восстановитель 3) и окислитель, и восстановитель 4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

Окислитель понижает свою степень окисления, а восстановитель ее повышает. Исходя из этого рассмотрим три реакции:

А) Азот повышает степень с +2 до +4, поэтому он восстановитель.

Б) Азот до реакции имеет степень -3, после реакции ноль, опять восстановитель.

В) В этой реакции все точно также.

Установите соответствие между схемой превращения железа и формулами веществ, при взаимодействии которых происходит это превращение: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ	ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ
А) $Fe^0 → Fe^<+2>$ Б) $Fe^0 → Fe^<+3>$ В) $Fe^ <+2>→ Fe^<+3>$	1) Fe и $Сl_2$ 2) $Fe(OH)_2$ и $H_2O_2$ 3) $Fe(OH)_2$ и $H_2O_2$ в присутствии NaOH (конц.) 4) Fe и $H_2SO_4$ (разб.)

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

1) $2Fe + 3Cl_2 = 2FeCl_3$ - в жёстких условиях (горение в хлоре) железо переходит из степени окисления 0 в +3.

2) $2Fe(OH)_2 + H_2O_2 = 2 Fe(OH)_3$

$Fe^<+2>$ переходит в $Fe^<+3>$, являясь восстановителем, кислород из -1 восстанавливается в -2.

3) Если взаимодействие $Fe(OH)_2$ с $H_2O_2$ протекает в присутствии щёлочи, то образуется феррат натрия, в котором железо проявляет степень окисления +6.

4) $Fe + H_2SO_4 = FeSO_4 + H_2↑$ С разбавленной серной кислотой железо реагирует как большинство активных металлов, замещая водород. При этом степень окисления железа меняется с 0 на +2 (мягкие условия)

Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ	ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ
А) $FeCl_3 + HI → FeCl_2 + I_2 + HCl$ Б) $FeCl_2 + Cl_2 → FeCl_3$ В) $Fe_3O_4 + HI → FeI_2 + I_2 + H_2O$	1) $I^ <–1>→ I^0$ 2) $Fe^ <+3>→ Fe^<+2>$ 3) $Cl^0 → Cl^<–1>$ 4) $Fe^ <+2>→ Fe^<+3>$

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

В окислительно-восстановительных реакциях окислитель принимает электроны и понижает свою степень окисления. Вычисляем степени окисления элементов и устанавливаем соответствие между схемой реакции и превращением окислителя.

Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и свойством фосфора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ	СВОЙСТВО ФОСФОРА
А) $P_4 + KOH + H_2O →KH_2PO_2 + PH_3$ Б) $PCl_5 + KOH → KCl + K_3PO_4 + H_2O$ В) $P_2O_5 + C → P + CO$	1) является окислителем 2) является восстановителем 3) является и окислителем, и восстановителем 4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

Окислитель принимает электроны и уменьшает степень окисления. Восстановитель отдаёт электроны и повышает степень окисления. Свойства и окислителя, и восстановителя проявляются в реакциях диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, находящие в одной степени, участвуют в окислительновосстановительной реакции.

А) $P_4^0 + KOH + H_2O → KH_2P^<+1>O_2 + P^<–3>H_3$

Степень окисления фосфора и увеличилась ($P^0 → P^<+1>$) и уменьшилась ($P^0 → P^<–3>$), то есть проявляет свойства и окислителя, и восстановителя. Ответ А — 3.

Б) $P^<+5>Cl_5 + KOH → KCl + K_3P^<+5>O_4 + H_2O$

Степень окисления фосфора не изменяется ($P^ <+5>→ P^<+5>$), то есть не проявляет окислительно-восстановительных свойств. Ответ Б — 4.

В) $P_2^<+5>O_5 + C → P^0 + CO$

Степень окисления фосфора уменьшается ($P^ <+5>→ P^0$), то есть фосфор проявляет свойства окислителя. Ответ В — 1.

Установите соответствие между изменением степени окисления серы в реакции и формулами веществ, которые вступают в эту реакцию: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ
А) $S^ <+4>→ S^<+6>$ Б) $S^ <–2>→ S^0$ В) $S^ <+6>→ S^<+4>$	1) Cu и $H_2SO_4$ (разб.) 2) $H_2S$ и $O_2$ 3) S и $H_2SO_4$ (конц.) 4) $SO_2$ и $O_2$

Запишите выбранные цифры под соответствующими буквами.

Степень окисления — условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи в соединении — ионные, т. е. электронные пары полностью смещены к атому с большей электроотрицательностью. Степень окисления вычисляют исходя из требования: сумма всех положительных и всех отрицательных зарядов должна равняться нулю, то есть соединение должно быть электронейтральным.

Составляем уравнения реакций и вычисляем степени окисления серы: