Методы решения задач по химии. Учебное пособие
.pdf2.Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3.Составляем уравнение реакции:
5H2O2(р) + 2KMnO4 (р) + 3H2SO4(р) = 5О2↑+ 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
16. H2O2 +MnO2 + …..= MnSO4 + …..+ 2H2O
1. Определяем, что окислителем является MnO2, который в кислой среде восстанавливается до Mn2+.
2. Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3. Составляем уравнение реакции:
H2O2 +MnO2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + 2H2O
17.H2O2(р) + PbO2(т) + ….= PbSO4↓+ ….. + H2O
1.Определяем, что окислителем является PbO2, который в кислой среде восстанавливается до Pb2+.
2.Определяем, что восстановителем является пероксид, который окисляется до кислорода.
3.Составляем уравнение реакции:
H2O2(р) + PbO2(т) + H2SO4(р) = PbSO4↓+ O2↑ + 2H2O
18.Составить уравнениеокислительно-восстановительной реакции
H2O2(р) + Cr(NO3)3 + … = K2CrO4 + … + H2O,
используя метод электронного баланса.
Указать элемент-окислитель и элемент-восстановитель. Элементы ответа:
1)Составлен электронный баланс: 3 | 2O–1 + 2e = 2O–2
2 | Cr+3 – 3e = Cr+6
2)Расставлены коэффициенты в уравнении реакции:
3H2O2(р) + 2Cr(NO3)3 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KNO3 + 8H2O 3) Указаны элемент-окислитель и элемент-восстановитель:
O–1 – окислитель, Cr+3 – восстановитель.
19. H2O2 +PCl3 + … = HCl + …
PCl3 (P+3) – восстановитель, H2O2 (O–1) – окислитель
Электронный баланс: 1 | P+3 – 2e → P+5
1 | 2O–1 + 2e → 2O–2
H2O2 +PCl3 + 2H2O = 3HCl + H3PO4
11
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОЗОНА
Теоретические сведения
Озон обычно представляют как очень сильный окислитель:
О3+ 2ē =О2о+ О-2 , внутримолекулярнаяОВР: 1) О3 = О2о+ Оо, 2) Оо + 2ē = О-2
Озон сильный окислитель за счет атомарного кислорода (полуреакция 1), который в соответствии с полуреакцией (2) проявляет сильные окислительные свойства. Поэтому большинство окислитель- но-восстановительных реакций с участием озона можно представить как реакцию с атомарным кислородом, проявляющим сильные окислительные свойства в соответствии с полуреакцией Оо+ 2ē = О-2, в связи с чем схемы (1) и (2) можно считать сопряженными. В этих реакциях всегда одновременно выделяется кислород.
Но озон может быть только окислителем:
О3 + 6ē = 3О-2
Обычным электронным балансом реакции с участием озона уравнять не представляется возможным, поэтому мы будем пользоваться представленным нами методом протонно-кислородного баланса.
NH3(г) + 4О3(г) + КОН = КNО3 + 2H2O + 4О2↑:
N-3 – 8ē = N+5 |
|
1 |
|
||
О3+ 2ē = О2о+ О-2 |
|
4 |
|
||
Как составляется полуреакция восстановления озона? В полуре- |
||
акции восстановления озон переходит в кислород. Недостаток кисло- |
|||||
родных частиц в правой части восполняем за счет атомных частиц О-2 |
, |
||||
затем составляем баланс зарядов за счет электронов. |
|
||||
Реакция обнаружения озона в воздухе – по посинению бумажки, |
|||||
смоченной водным раствором KI, и в присутствии крахмала: |
|
||||
2KI(р) + O3 + H2O = 2KOH + I2↓ + O2↑ : |
|
||||
2I– –2ē =I2о |
|
1 |
|
||
|
|
||||
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
1 |
|
||
Синяя окраска йодкрахмальной бумаги постепенно исчезает, по- |
|||||
скольку между йодом и раствором щелочи протекает реакция: |
|
||||
3I2 + 6КОН = КIO3 + 5KI + 3H2O. |
|
||||
В избытке озона йод окисляется: |
|
||||
I2 + 5O3 + Н2O = 2НIO3 + 5О2 , |
|
||||
I2о – 10ē = 2I+5 |
|
|
1 |
|
|
|
|
||||
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
5 |
|
|
12
MnCl2 +O3 + 3H2O = Mn(ОН)4↓+ 2HCl + O2↑ (реакция на озон) |
||||||||||||||||||
|
|
|
Мn+2 |
– 2ē = |
Мn+4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
||||
|
|
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
||||||
2К4[Fе(СN)6]желтый +Н2O+O3 =2К3[Fе(СN)6]красно-корич |
+ |
|
|
2КОН+O2 |
||||||||||||||
|
|
|
Fе+2+ 1ē =Fе+3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
|
|
|
|
1 |
||||||||
Предлагаем аналогичным образом проанализировать |
|
представ- |
||||||||||||||||
ленные реакции: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
МnО2(т) + О3(г) + 2NаОН = Nа2МnО4 + H2O + О2↑: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
Мn+4 – 2ē |
= Мn+6 |
|
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
О3 |
+ 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
|
|
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
4МnSO4(p) + 4О3(г) + 12KОН = 4KМnО4 + 4К2SO4 |
|
+ 6H2O + О2↑ |
||||||||||||||||
|
|
|
Мn+2 |
– 5ē = |
Мn+7 |
|
|
2 |
||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
5 |
||||||||||||
2CrCl3(p) + 3О3(г) + 10КОН = 2К2CrO4 + 6KCl + 5H2O + 3О2↑: |
||||||||||||||||||
|
|
|
Cr+3 – 3ē = Cr+6 |
|
|
|
|
2 |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
О3 + 2ē = О2о+ О-2 |
|
|
3 |
||||||||||||
О3(г) |
+ Pb(NO3)2(p) + H2O = РbО2↓+ О2↑ + 2HNO3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
О3(г) |
+ 3SnCl2(p) |
+ 6HCl(p) = 3SnCl4 + 3H2O: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
4О3(г) + РbS(т) |
= РbSO4↓+ 4О2↑: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
4О3(г) + 4KОН(т) = 4KО3 + 2H2O + О2↑: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
4ОН- – 4ē = О2о |
+ 2H2O |
|
|
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
О3 + 1ē = О3 – |
|
|
|
|
4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
2NH3(г) + 4О3(г) = NH4NО3 + H2O + 4О2↑ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
NH3(г) + 4О3(г) + КОН = КNО3 + 2H2O + 4О2↑: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
О3(г) + 2CuCl2(p) + 2HCl(p) = 2CuCl3 + О2↑ + H2O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
О3(г) + KCN(p) = KCNO + О2↑ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
О3(г) + (NH2)2CO(т) = N2↑ + CО2↑+ 2H2O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
4О3(г) + 4МеОН(т) = 4МеО3(т, красн.) + 2H2O + О2↑ (Ме = K, Rb, Cs) |
||||||||||||||||||
или |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
5О3(г)+2МеОН(т) =2МеО3(т,красн.,озониды)+H2O+5О2↑(Ме=K,Rb,Cs) |
||||||||||||||||||
O3 + Рb(ОН)2 = РbО(ОН)2 + O2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
4О3(г) + MeS(т) = MeSO4 + 4О2↑(Ме = металлы) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
О3(г) |
+ H2S(г) = S↓+О2↑+H2O |
или |
4О3(г) + 3H2S(г) = 3H2SO4 |
|||||||||||||||
О3(г) + NO(г) =NО2↑+ О2↑; О3(г) + 2NО2(г) =N2О5 + О2↑ |
||||||||||||||||||
2О3(г) + C(т) =CО2↑+ 2О2↑; |
2О3(г) + S(т) + H2O =H2SO4 |
|||||||||||||||||
13
О3(г) + 3SО2(г) + 3H2O =3H2SO4; О3(г) + SО2(г) =SО3 + О2↑ 2О3(г) + 2NО2(г) + 2ClО2(г) =2NО2ClО4+ О2↑
О3(г) + 6HClО4(безвод) + I2(р) = 2I(ClО4)3 + 3H2O (на холоду) 4О3(г) + 3С4N2(г) = 12СО↑ + 3N2↑
2KI(р) + O3 + H2SO4 = K2SO4 + I2↓ + O2↑+ H2O Me + О3 = MeO + O2↑ (Me = кроме Au, Pt, Ir) 4Аg + 2O3 = 2Аg2O + 2O2
О3(г) + KO2(т) супероксид= KO3(т) озонид+ O2↑
4KO3(т) + 2H2O = 4KOH + 5O2↑
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Теоретические сведения
●В ряду галогенов F–Cl–Br–I восстановительные свойства усиливаются по мере увеличения их радиусов и уменьшения электроотрицательности. Поэтому вышестоящий галоген в подгруппе вытесняет последующие из растворов солей. В ряду HF–HCl–HBr–HI кислотные и восстановительные свойства усиливаются, а окислительные ослабевают. В ряду HClO(р)>HBrO(р)>HIO(р) кислотные и окислительные свойства убывают; в ряду HClO(р)>HClO2(р)>HClO3(р)>HClO4 (р) окислительные свойства в обычных условиях убывают; в темноте и нахолоду окислительныесвойства врядуHClO(р)<HClO2(р)<HClO3(р)<HClO4(р) усиливаются;
в ряду HClO(р)слабая<HClO2 (р)средняя<HClO3(р) сильная<HClO4(р)сильная кислотные
свойства усиливаются; скорость разложения 3HГO(р) = 2HГ↑ + HГO3 в ряду Cl<Br<I усиливается; в ряду HClO3(р)>HBrO3(р)>HIO3(р) сила кислот и окислительныесвойства убывают;врядуClO3-=BrO3->IO3–окислительные
свойства убывают; в ряду HClO4 сильная>HBrO4 сильная>HIO4 (H5IO6)слабая кислотные свойства убывают; HClO4(р) в разбавленных растворах окисли-
тельные свойства не проявляет.
●Реакция межмолекулярного диспропорционирования (дисмутации)
3НГО = 2НГ + НГO3
идет очень медленно в случаес НСlO и быстро в случае с НBrО и НIO. Далее происходит вторичный процесс межмолекулярной конмутации:
14
НГO3 + 5НГ = 3Г2 + 3H2O
В ряду НСlO3–НBrO3–НIO3 сила и окислительная активность кислот снижается.
●Водный раствор хлора на холоду называется хлорной водой (равновесие реакции внутримолекулярной дисмутации смещено влево):
Cl2(г)+ H2O ↔ HCl+ HСlO
На свету или при незначительном нагревании хлорноватистая кислота HСlO распадается, и реакция идет необратимо:
2Cl2(г) + 2H2O = 4HCl + O2↑(hν):
1) Cl2(г) + H2O ↔ HCl + HСlO (hν), 2) HClO(р) = HCl + O (hν)
или 2HClO(р) = 2HCl + O2↑(hν)
За счет реакции (2) происходит обеззараживание воды атомарным кислородом.
В холодных растворах щелочей хлор внутримолекулярно диспропорционирует:
Cl2(г) + 2KOH(р) = KCl + KClO + H2O
В горячих растворах щелочей хлор внутримолекулярно дисмутирует:
3Cl2(г) + 6KOH(гор. р) = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Составить уравнения реакций самостоятельно
1. Cl2(г) + ….↔….. + KClO + H2O
1) Определяем, что Cl2 в щелочной среде окисляется и восстанавливается.
2) Определяем, что восстановленной формой является Cl-. 3) Составляем уравнение реакции:
Cl2(г) + 2KOH(р) ↔ KCl + KClO + H2O (жавелевая вода)
2. Cl2(г) + …..+ H2O = NaHCO3 + ….+ NaClO
1) Определяем, что Cl2на холоду в щелочной среде, которая создается карбонатом, окисляется и восстанавливается.
2) Определяем, что восстановленной формой является Cl-. 3) Составляем уравнение реакции:
Cl2(г) + 2Na2CO3(р) + H2O = 2NaHCO3 + NaCl + NaClO Cl2(г) + ….= KCl + …..+ 3H2O (60–70 оС)
1) Определяем, что Cl2 в щелочной среде при нагревании окисляется и восстанавливается.
15
2) Определяем, что при нагревании окисленной формой являет-
ся KClO3)3Составляем. уравнение реакции:
3Cl2(г) + 6KOH(гор. р) = 5KCl + KClO3 + 3H2O (60–70 оС)
3. 3Cl2(г) + ….= 5KCl + ….+ 3СO2↑ (60–70 оС)
1) Определяем, что Cl2 в щелочной среде, которая создается карбонатом, при нагревании окисляется и восстанавливается.
2) Определяем, что при нагревании окисленной формой являет-
ся KClO3)3Составляем. уравнение реакции:
3Cl2(г) + 3К2CO3(гор. р) = 5KCl + KClO3 + 3СO2↑ (60–70 оС) 4. Cl2(г)избыток + KI(р) + ….. = KIO3 + ….(80 oC)
1) Определяем, что KIокисляется до KIO3.
2) Определяем, что Cl2восстанавливается до Cl-. 3) Составляем уравнение реакции:
3Cl2(г)избыток + KI(р) + 3H2O = KIO3 + 6HCl (80 oC) |
|
5. Cl2(г) избыток +I2(т) + ……= HIO3 + ….. |
|
1) |
Определяем, что I2 окисляется до НIO3. |
2) |
Определяем, что Cl2 восстанавливается до Cl-. |
3) |
Составляем уравнение реакции: |
5Cl2(г) избыток +I2(т) + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl 6. Cl2(г) + …..+ H2O = Na2SO4 + ……
1) Определяем, что сульфит натрия окисляется до сульфата. 2) Определяем, что Cl2 восстанавливается до Cl-.
3) Составляем уравнение реакции:
Cl2(г) + Na2SO3(р) + H2O = Na2SO4 + 2HCl |
||
7. Br2(г) + Cl2(р) + ….. = HBrO3 + …… |
||
1) |
Определяем, что Br2 |
окисляется до Br5+. |
2) |
Определяем, что Cl2 |
восстанавливается до Cl-. |
3) |
Составляем уравнение реакции: |
|
Br2(г) + 5Cl2(р) + 6H2O |
= 2HBrO3 + 10HCl |
|
8. Br2(р) + Cl2(р) + … = KBrO3 + ….+ H2O |
||
1) |
Определяем, что Br2окисляется до Br5+. |
|
2) |
Определяем, что Cl2 |
восстанавливается до Cl-. |
3) |
Определяем, что реакция протекает в щелочной среде |
|
4) |
Составляем уравнение реакции: |
|
Br2(р) + 5Cl2(р) + 12KOH(р) = 2KBrO3 + 10KCl + 6H2O 9. I2(т) + ….. = HIO3 + NO2↑ + …
1) Определяем, что I2окисляется до I5+.
2) Определяем, что окислителем является азотная кислота.
16
3) Составляем уравнение реакции:
I2(т) + 10HNO3(конц) = 2HIO3 + 10NO2↑ + 4H2O
10. Br2 + Cr2(SO4)3 + …. = Na2CrO4 + …. + Na2SO4+H2O 1) Определяем, что Cr3+окисляется до Cr+6.
2) Определяем, что Br2 восстанавливается до Br-. 3) Составляем уравнение реакции:
3Br2 +Cr2(SO4)3 +16NaOH =2Na2CrO4+6NaBr+3Na2SO4+8H2O |
|
11. Br2 + …+ H2SO4 = Fe2(SO4)3 + … |
|
1) |
Определяем, что Fe2+окисляется до Fe3+. |
2) |
Определяем, что Br2 восстанавливается до Br-. |
3) |
Составляем уравнение реакции: |
Br2 + 2FeSO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2HBr 12. Br2 + Cr(OH)3 + … = Na2CrO4 + …. + H2O 1) Определяем, что Cr3+окисляется до Cr+6.
2) Определяем, что Br2 восстанавливается до Br-. 3) Составляем уравнение реакции:
3Br2 + 2Cr(OH)3 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O 13. Br2 + K[Cr(OH)4] + …. = K2CrO4 + …+ H2O
1) Определяем, что Cr3+окисляется до Cr+6.
2)Определяем, что Br2 восстанавливается до Br-.
3)Составляем уравнение реакции:
3Br2 + 2K[Cr(OH)4] + 2KOH = 2K2CrO4 + 6HBr + 2H2O
14. KI + ….+ H2SO4(р) = 2MnSO4+ …+ I2 + … 1) Определяем, что I-окисляется до I2.
2) Определяем, что окислителем является KMnO4.
3) Составляем уравнение реакции:
10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4(р) = 2MnSO4+ 6K2SO4 + 5I2 + 8H2O
3+MnSO4 + K2SO4 + ….
1)Определяем, что I- окисляется до I5+.
2)Определяем, что окислителем является KMnO4.
3)Определяем, что средообразователем является H2SO4
4)Составляем уравнение реакции:
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4(р) |
= 5HIO3 |
+ 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O |
|
16. KI +…+ H2O = MnO2 |
+ I20 + |
… |
|
1) |
Определяем, что I- окисляется до I2. |
||
2) |
Определяем, что окислителем является KMnO4. |
||
3) |
Определяем, что реакция протекает в нейтральной среде. |
||
4) |
Составляем уравнение реакции: |
|
|
6KI + 2KMnO4 + 4H2O = 2MnO2 + 3I20 + 8KOH |
|||
17. KI + FeCl3 =…+ KCl + … |
|
||
1) |
Определяем, что I- окисляется до I2. |
||
17
2)Определяем, что Fe3+ восстанавливается до Fe2+.
3)Составляем уравнение реакции:
2KI + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2KCl + I2
18. …+ MnO2(т) + H2SO4(р) = К2SO4 + …+ Br2 +…
1)Определяем,чтоMnO2восстанавливаетсявкислойсредедоMn2+. 2) Определяем, что восстановителем является Br-.
3) Составляем уравнение реакции:
2КBr+ MnO2(т) + 2H2SO4(р) = К2SO4 + MnSO4 + Br2 +2H2O 19. …+ K2Cr2O7 +H2SO4(р) = Br2 + … + K2SO4 + …
1) Определяем,чтоCr2O72-восстанавливаетсявкислойсредедоCr3+. 2) Определяем, что восстановителем является Br-.
3) Составляем уравнение реакции:
6КBr(р)+K2Cr2O7 +7H2SO4(р) = 3Br2+Cr2(SO4)3 +4K2SO4 +7H2O 20. KI(т) + ….= K2SO4 +….+ H2S↑+ H2O (t)
1) Определяем, что йодид-ион может быть только восстановителем, который окисляется до I2.
2) Определяем, что окислителем является H2SO4. 3) Составляем уравнение реакции:
8KI(т) + 5H2SO4(k) = 4K2SO4 + 4I2↑+ H2S↑+ 4H2O(t) 21. KI(р) + CuSO4(р) = CuI↓ + …+ …
1) Определяем, что йодид-ион может быть только восстановителем, который окисляется до I2.
2) Определяем, что окислителем является Cu2+.
3) Составляем уравнение реакции:
4KI(р) + 2CuSO4(р) = 2CuI↓ + I2↓+ 2K2SO4
22. Cr(OH)3 + Cl2 + KOH = … + … + …
Cr(OH)3 (Cr+3) – восстановитель, Cl2 – окислитель
Электронный баланс: 2 | Cr+3 – 3e → Cr+6
3 | Cl2 + 2e → 2Cl–
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
Внимание! H2SO4(к) +HCl(к) ≠ нет реакции:
В ряду HF–HCl–HBr–HI восстановительные свойства усиливаются, а окислительные ослабевают. Восстановительные свойства HCl выражены настолько слабо, что даже H2SO4(к) не может ее окислить.
H2SO4(к) +HBr(к) → … + ….+ …
1. Определяем, что бромид-ион может быть только восстановителем, который окисляется до Br2.
2. Определяем, что окислителем является H2SO4, который может восстановиться до SO2.
18
3. Составляем уравнение реакции:
H2SO4(к) + 2HBr(к) = SO2 + Br2 + 2H2O H2SO4(к) +HI(к) →…+ ….+ …
1.Определяем,чтоHI– сильныйвосстановитель,окислитсядоI2. 2. Определяем, что окислителем является H2SO4, которая может
восстановится до H2S.
3. Составляем уравнение реакции: H2SO4(к) + 8HI(к) → H2S + 4I2+ 4H2O
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СЕРЫ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Теоретические сведения
Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, а также окислительно-восстановительную двойственность:
3S(т) + 6NaOH(р) = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O (t)
В избытке серы:
Na2SO3(р) + S(т) = Na2SO3(S)гипосульфит(t)
4S(т)избыток+ 6NaOH(р) = 2Na2S + Na2SO3(S) + 3H2O (до 100 оС)
Водный раствор H2S является слабой кислотой, H2S проявляет только восстановительные свойства:
2H2S(г) + SO2(г) = 3S↓+ 2H2O↑ (t)
H2S(г) + Br2(г) = 2HBr + S↓,
H2S(г) + I2(г) = 2HI + S↓
H2S(г) + Cl2(г) = 2HCl + S↓
Окислительно-восстановительные свойства сернистого газа
Сернистый ангидрид SO2 – кислотный оксид, при растворении в воде образует двухосновную сернистую кислоту H2SO3 средней силы, существующую только в разбавленных водных растворах. Сульфиты ЩЭ межмолекулярно диспропорционируют:
4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S
Сульфиты и сернистая кислота способны проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства (более харак-
19
терны восстановительные свойства), так как атомная частица серы S+4 имеет промежуточную степень окисления (+4):
S+4 – 2е =S+6, |
S+4 + 4е =Sо, |
S+ + 6е =S2- |
Сульфиты и сернистая кислота – относительно хорошие восстановители, окисляются в растворах окислителей до серной кислоты и сульфатов соответственно:
H2SO3(р) + Br2(р) + H2O = 2HBr + H2SO4
H2SO3(р) + Cl2(р) + H2O = 2HCl + H2SO4
KHSO3(р) + Cl2(р) + H2O = KHSO4 + 2HCl
H2SO3(р)+ I2(р) + H2O = H2SO4 + 2HI
KHSO3(р) + I2(р) + H2O = KHSO4 + 2HI Na2SO3(р) +2HCl + I2(р) + H2O = H2SO4 + 2HI + 2NaCl
KHSO3(р) + 2Cu(OH)2= KHSO4 + 2CuOH↓желтый+ H2Oили: KHSO3(р)+ 2Cu(OH)2свежий= KHSO4 + Cu2O↓красный+ 2H2O NaHSO3(р)+ 2[Ag(NH3)2]OH = NaHSO4 + 2Ag↓ + 4NH3 + H2O или: NaHSO3(р)+ 2[Ag(NH3)2]OH + NaOH= Na2SO4 + 2Ag↓ + 4NH3 + 2H2O
Н2SO3(p) + H2O2(30 %) = H2SO4 + H2O
Н2SO3(p) + HClO3(p) = 3H2SO4 + HCl
Fe2(SO4)3(р) + 2H2O + SO2 = 2FeSO4 + 2H2SO4
2FeCl3 + NaHSO3(р) + H2O = 2FeCl2 + NaHSO4+ 2HCl
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 5Na2SO3(р) +2КMnO4(р)+3H2SO4(р) =5Na2SO4 +2MnSO4 +K2SO4 +3H2O 5NaНSO3(р) +2КMnO4(р)+3H2SO4(р) =5NaНSO4 +2MnSO4 +K2SO4 +3H2O 3Na2SO3(р)+Na2Cr2O7(р)+4H2SO4(р)=3Na2SO4 +Cr2(SO4)3 +K2SO4+4H2O
В растворах восстановителей сульфиты проявляют окислительные свойства по схемам межмолекулярной конмутации (ММК) и межмолекулярного окисления-восстановления (ММОВ):
NaHSO3(р)+ 4FeSO4(р) + 3H2SO4(р) = 2Fe2(SO4)3 + S↓ + 3H2O + NaHSO4 NaHSO3(р)+ 4KI + 5H2SO4(р) = S↓ + NaHSO4+ 4KHSO4+ 2I2↓+ 3H2O
20