5. Некоторые ов реакции

Окислительные свойства:

а) перекиси водорода:

H₂O₂ + 2KJ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + J₂ + 2H₂O

H₂O₂ + 2FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

б) сернистой кислоты:

2H₂S + H₂SO₃ = 3S↓ + 3H₂O

в) нитритов:

6KJ + 2NaNO₂ + + 4H₂SO₄ = 3J₂ + Na₂SO₄ + N₂↑ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

г) азотной кислоты:

Cu + 4HNO_3(kon.)= Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Na₂S + 8HNO_3(k) = Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

3HgS + 2HNO₃ + 6HCl = 3S + 2NO + 3HgCl₂ + 4H₂O

3SnS + 8HNO₃ = 2NO + 3S + 3Sn(NO₃)₂ 4H₂O

д) нитратов:

2KNO₃ + 3C + S = K₂S + 3CO₂ + N₂

е) дихромата калия в кислой среде:

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO_4(p) = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂S + 7H₂SO_4(p) = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO_4(p) = Cr₂ (SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

ж) диоксида марганца:

MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

з) перманганата калия в кислой среде:

2KMnO₄ + 10KJ + 8H₂SO_4(p) = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 5J₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO_4(p) = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO_4(p) = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

и) перманганата калия в нейтральной среде:

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 2H₂O = 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

2KMnO₄ + 6KJ + 4H₂O = 2MnO₂ + 3J₂ + 8KOH

к) перманганата калия в щелочной среде:

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

л) кислорода:

ZnS + 1,5O₂ = ZnO + SO₂

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

м) серной кислоты (к)

8Na + 5H₂SO_4(k) = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

2HBr + H₂SO_4(k) = SO₂ + Br₂ + 2H₂O

3H₂S+ H₂SO_4(k) = 4S + 4H₂O

Восстановительные свойства:

а) галогенидов:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

10KJ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5J₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

б) сульфидов:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O

в) сернистой кислоты:

J₂ + H₂SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + 2HJ

г) нитритов:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

д) нитритов в нейтральной среде:

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH

д) олова (II):

2KMnO₄ + 5SnCl₂ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5SnCl₄ + 2KCl + 8H₂O

е) хрома (III):

Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ + 16NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 3Na₂SO₄ + 8H₂O

2Cr(OH)₃ + 3Br₂ + 10NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 8H₂O

2KCrO₂ + 3Br₂ + 8KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 4H₂O

2KMnO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O = 2MnO₂ + K₂CrO₄ + H₂CrO₄ + 3H₂SO₄

ж) перекиси водорода:

MnO₂ + H₂O_{2 +} H₂SO₄ = MnSO₄ + O₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

Раздел II. Основы неорганической химии Глава 1.Общая характеристика металлов

Большинство (4/5) известных химических элементов представляют собой металлы. Резкой границы между металлами и неметаллами провести нельзя. На внешнем энергетическом уровне атомов металлов в основном содержится 1-2 электрона, которые слабо удерживаются полем ядра и легко отдаются, поэтому атомы металлов являются восстановителями.

Металлы – элементы, атомы которых (Ме⁰) при химическом взаимодействии способны только отдавать электроны, проявляя восстановительные свойства.

Восстановительные свойства металлов в водных растворах характеризуются положением этих Ме в электрохимическом ряду напряжений.

Особенности физических свойств и высокая восстановительная способность Ме объясняются: а) небольшим числом внешних электронов; б) слабым взаимодействием внешних электронов с ядром атома Ме; в) достаточно большим атомным радиусом; г) наличием вакантных электронных орбиталей на внешних уровнях. Перечисленные особенности объясняют возникновение в Ме особого вида связи – металлической связи и образование металлической кристаллической решетки. В узлах такой решетки находятся атомы или положительно заряженные ионы (катионы), между которыми равномерно распределены обобществленные электроны (электронный газ).

Специфика металлической связи и кристаллической решетки объясняет такие общие физические свойства Ме, как твердое агрегатное состояние (кроме ртути), высокие электро- и теплопроводность, ковкость, металлический блеск.

Если для атомов Ме в свободном состоянии (Ме⁰) характерны восстановительные свойства, то для катионов металлов (Ме^z+) – окислительные свойства. При этом чем меньше активность Ме, тем сильнее выражены окислительные свойства у их катионов. Окислительные свойства катионов Ме возрастают с увеличением их заряда. Так, у катионов Cu²⁺или Fe³⁺ окислительные свойства выражены соответственно сильнее, чем у катионов Cu⁺ или Fe²⁺. Особенно сильные окислительные свойства характерны для соединений, в которых атомы Ме имеют степень окисления +6, +7. Например, соединения Cr⁺⁶O₃, K₂Cr⁺⁶O₄, K₂Cr⁺⁶O₇, Mn⁺⁷₂O₇, KMn⁺⁷O₄ являются очень сильными окислителями за счет наличия в них Cr⁺⁶ и Mn⁺⁷. Таким образом, свойства атомов Ме в веществах сильно зависят от значения их степени окисления. при степени окисления равной нулю атомы Ме – восстановители, а по мере увеличения их степени окисления в соединениях восстановительные свойства уменьшаются, а окислительные свойства возрастают.

Для окислительно-восстановительных реакций Ме и их соединений, протекающих в водных растворах при невысоких температурах, характерен электрофильно-нуклеофильный механизм, а для ОВ реакций, происходящих при высоких температурах и с реагентами, легко образующими радикалы, - свободнорадикальный механизм. Особенно это характерно для тех Ме, атомы которых содержат неспаренные электроны (Fe, Сr и т.д.).

Электрофильно-нуклеофильный механизм:

Zn + Hg(NO₃)₂ = Zn(NO₃)₂ + Hg

Свободнорадикальный механизм (при нагревании):

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Для соединений Ме кроме ОВ реакций характерны ионообменные, кислотно-основные (для оксидов и гидроксидов) реакции, а также реакции комплексообразования – эти реакции протекают по электрофильно-нуклеофильному механизму.

В природе малоактивные Ме встречаются в свободном виде (золото, серебро, ртуть), а активные Ме – только в виде соединений – различных оксидов, сульфидов, хлоридов, карбонатов.

Общим способом получения Ме является восстановление их из расплавов или растворов солей с помощью различных восстановителей:

- электрометаллургия – восстановление Ме с помощью электрического тока (электролиза солей);

- пирометаллургия – восстановление Ме из руд при высокой температуре сильными восстановителями, такими как углерод, оксид углерода (II) (доменный процесс), водород, алюминий (алюминотермия);

- гидрометаллургия – восстановление Ме из растворов их солей более активными Ме (получение меди из раствора сульфата меди, вытеснением железом).

Металлы, в зависимости от строения атомов, относятся к s-, p-, d-, f-элементам. Рассмотрим химические свойства наиболее важных s-,p- и d-металлов и их соединений.