51 получить из калия бихромата калия хромат и написать соответствующее уравнение реакции

Хромат калия. Получение, химические и физические свойства. Применение

Хромат калия или хромовокислый калий (международные названия: Kalium chromicum, Kaliumchromat, Potassium chromate) — это неорганическое соединение, кристаллы желтого цвета ромбической системы, растворимые в воде. Относится к солям хромовой кислоты H2CrO4, которая в свободном состоянии не существует. У вещества хромат калия формула следующая: CrK2O4

Как получают хромат калия?

Хромовокислый калий получают несколькими способами:

  1. Путем окисления оксида хрома калия хлоратом (реакция происходит при температуре 500-700 градусов): Cr2O3 (оксид хрома)+ KClO3 (хлорат калия) + K2CO3 (карбонат калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + KCl (хлористый калий) + 2CO2 (углекислый газ)
  2. Путем растворения оксида хрома в гидроксиде калия: CrO3 (хрома оксид) + 2KOH (гидроксид калия) = K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
  3. Путем разложения дихромата калия при его нагревании (реакция осуществляется при температуре 500-600 градусов): 4K2Cr2O7 (калия бихромат) = 4K2CrO4 (калия хромат) + 2Cr2O3 (оксид хрома) + 3O2 (кислород)
  4. Путем воздействия концентрированного раствора калия гидроксида на калия бихромат: K2Cr2O7 (калия дихромат) + 2KOH (гидроксид калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
  5. В природе редко встречается минерал, который называется «тарапакаит». Это хромовокислый калий с примесями.

Химические свойства хромата калия:

  1. В разбавленных кислотах хромовокислый калий переходит в дихромат калия, формула которого K2Cr2O7. Примером может служить следующая реакция: 2K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в разбавленном виде) = K2Cr2O7 (дихромат калия) + 2KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
  2. При взаимодействии с концентрированными кислотами происходит уже другая реакция, например: K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в концентрированном виде) = K(Cr(Cl)O3) (комплексное соединение хрома) + KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
  3. При взаимодействии с горячими концентрированными кислотами калия хромат проявляет окислительные свойства. Примером может служить следующая реакция, осуществляемая при температуре 90 градусов: 2K2CrO4 (калия хромат) + 16HCl (соляная кислота) = 2CrCl3 (хлорид хрома) + 3Cl2 (хлор в виде газа) + 4KCl (хлористый калий) + 8H2O (вода).
  4. Хромовокислый калий может вступать в обменные реакции. Например: K2CrO4 (калия хромат) + 2AgNO3 (нитрат серебра) = Ag2CrO4 (хромат серебра, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия); K2CrO4 (калия хромат)+ Hg2(NO3)2 (нитрат ртути) = Hg2CrO4 (хромат ртути, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия).

Физические свойства хромата калия:

  1. Плотность составляет 2,732 г/см3.
  2. Хромат калия плавится при температуре 968,3°С. При температуре 668 градусов переходит в красную гексагональную фазу — приобретает другую окраску — красную. Однако при охлаждении опять становится желтым.
  3. Образует кристаллы желтого цвета ромбической системы.
  4. Принадлежит к пространственной группе Р-nam.
  5. Относится к парамагнетикам.
  6. Плохо растворяется в этаноле, растворим в воде. Нерастворим в этиловом и диэтиловом спирте.
  7. Молярная масса составляет 194,19 г/моль.

Оптические свойства хромата калия

Показатель преломления составляет 1,74.

Где применяется калий хромат?

  1. В кожевенной промышленности применяется в качестве дубителя. При крашении тканей используется как протрава.
  2. Используется как один из компонентов состава электролитов специального химического обезжиривания.
  3. В качестве отбеливателя для воска и масла.
  4. В органическом синтезе как окислитель, например, при производстве красителей.
  5. Также хромовокислый калий используется для приготовления раствором оксидирования серебра электрохимического и для пассирования изделий из сплавов меди и серебра.
  6. В медицине применяется как гомеопатическое средство.
  7. В лабораториях для мытья посуды используется смесь равных объемов концентрированной кислоты серной и раствора K2Cr2O7, насыщенного предварительно на холоде.

Калий дихромат (техническое название — хромпик)

Представляет собой кристаллы красно-оранжевого цвета. Не образует кристаллогидратов, обладает плотностью 2,684 грамм на кубический сантиметр, плавится при температуре 397 градусов. При дальнейшем нагревании разлагается. Растворимость в воде при 20 градусах равна 12,48 грамм соли на 100 грамм воды. Дихромат калия получил широкое применение как окислитель в пиротехнике, спичечной промышленности и в хромаметрии как реагент.

Acetyl

Привет! Я Виктор.

Я пишу этот сайт с 2013 года для вас

Если вам нравится то, что я делаю, вы можете:

Это сообщение исчезнет завтра на неделю

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

H +Li +K +Na +NH4 +Ba 2+Ca 2+Mg 2+Sr 2+Al 3+Cr 3+Fe 2+Fe 3+Ni 2+Co 2+Mn 2+Zn 2+Ag +Hg 2+Pb 2+Sn 2+Cu 2+
OH —РРРРРМНМННННННННННН
F —РМРРРМННММНННРРРРРНРР
Cl —РРРРРРРРРРРРРРРРРНРМРР
Br —РРРРРРРРРРРРРРРРРНММРР
I —РРРРРРРРРР?Р?РРРРНННМ?
S 2-МРРРРННННННННННН
HS —РРРРРРРРР?????Н???????
SO3 2-РРРРРННМН?Н?НН?ММН??
HSO3Р?РРРРРРР?????????????
SO4 2-РРРРРНМРНРРРРРРРРМНРР
HSO4РРРРРРРР??????????Н??
NO3РРРРРРРРРРРРРРРРРРРРР
NO2РРРРРРРРР????РМ??М????
PO4 3-РНРРННННННННННННННННН
CO3 2-РРРРРНННН??Н?ННННН?Н?Н
CH3COO —РРРРРРРРРРРРРРРРРРР
SiO3 2-ННРР?НННН??Н???НН??Н??
Растворимые (>1%)Нерастворимые (

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

8(906)72 3-11-5 2

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Как решать задачи вида С1 (№30) на ЕГЭ по химии. Часть IV

Продолжаем обсуждать решение задачи вида С1 (N 30), которая обязательно встретится всем, кто будет сдавать ЕГЭ по химии. В первой части статьи мы изложили общий алгоритм решения задачи 30, во второй части разобрали несколько сложных примеров, в третьей — составили список типичных окислителей и восстановителей.

В IV части продолжим обсуждать превращения типичных окислителей в разных средах. Выше мы поговорили о перманганате калия. На очереди — хроматы и бихроматы, серная и азотная кислоты.

Шестой шаг : превращения некоторых окислителей в разных средах (продолжение)

Начнем с соединений хрома (+6). Многие из них являются сильными окислителями. В качестве примера можно привести такие вещества как CrO 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 .

Отметим один важный момент. В кислой среде устойчивы бихроматы, в щелочной — хроматы. При добавлении кислоты к раствору K 2 CrO 4 происходит превращение хромата калия в бихромат, при подщелачивании раствора K 2 Cr 2 O 7 — обратный процесс:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Указанные реакции не относятся к окислительно — восстановительным (убедитесь в этом!), но очень важны для понимания некоторых особенностей химии хрома (VI).

Продукты восстановления соединений Cr(+6) в различных средах

Характер средыИсходное соединениеПродукты восстановления
КислаяCr 2 O 7 2-Cr 3+ (соли хрома (III))
ЩелочнаяCrO 4 2-[Cr(OH) 6 ] 3-

В некоторых учебниках вы можете встретить утверждения, что в щелочной среде хром восстанавливается до Cr(OH) 3 или NaCrO 2 . Подобные варианты допустимы и, вероятно, даже будут оценены положительно, если вы приведете их в решении задачи C-1 на экзамене. Но признать их абсолютно верными, по-моему, нельзя. Действительно, общеизвестно, что гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Да, это вещество может образоваться в ходе окислительно-восстановительной реакции, но если взаимодействие идет в щелочной среде, Cr(OH) 3 неминуемо вступит в реакцию со щелочью:

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Cr(OH) 6 ].

Что же касается соединений вида KCrO 2 или K 3 CrO 3 , они, действительно, могут образоваться, но только в том случае, если реакция проводится не в водном растворе, а между твердыми реагентами. В водной среде KCrO 2 неизбежно превратится в K 3 [Cr(OH) 6 ] или другие гидроксокомплексы хрома (III).

Пример 14 . Дополните уравнения окислительно — восстановительных реакций:

Решение . Уравнения предлагаемых реакций во многом похожи на уравнения, рассмотренные нами в примере 13 из 3-й части данной статьи, только в роли окислителя используется не перманганат, а хромат или бихромат.

Очевидно, что сульфит калия является восстановителем и окисляется до сульфата, а соединения хрома (VI) являются окислителями. Продукты их восстановления вам уже известны. Дополним уравнения:

Обратите внимание, что в первом случае сульфат калия является и продуктом окисления сульфита и продуктом, в который переходит калий из K 2 Cr 2 O 7 .

Пример 13 уже дал нам определенный опыт в написании неполных уравнений. Мы убедились, что иногда удобнее сначала составить электронный баланс и начать расстановку коэффициентов (даже в незавершенном уравнении), а уже затем добавлять в правую часть отсутствующие вещества. Попробуем использовать тот же подход здесь. Ниже написаны готовые схемы электронного баланса для этих двух реакций:

2Cr(+6) + 6e=2Cr(+3)(1)
S(+4) — 2e=S(+6)(3)

Cr(+6) + 3e=Cr(+3)(2)
S(+4) — 2e=S(+6)(3)

Обратите внимание: в первом случае мы изначально ставим коэффициент 2 перед Cr, т. к. в состав молекулы бихромата калия входит два атома хрома. Во втором случае этого не требуется. Переносим полученные коэффициенты в уравнения реакций:

Подумайте, почему во втором случае я смело ставлю коэффициент 3 перед формулами K 2 SO 3 и K 2 SO 4 , а в первом — только перед формулой сульфита калия.

Уравниваем количество атомов калия, а затем и количество атомов S в первой реакции:

Похоже, остались проблемы с водородом. В первом случае в правой части уравнения его «слишком мало», во втором — «слишком много». Пора вспомнить о нашей универсальной «палочке — выручалочке»: добавляем 4 молекулы воды в правую часть первого уравнения и 5 молекул воды — в ЛЕВУЮ часть 2-го уравнения.

Вам, вероятно, может показаться необычным, что во втором случае мы добавляли воду не в правую, а в левую часть. В действительности, это абсолютно нормальная ситуация.

Пример 15 . Уравняйте методом электронного баланса:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + .

Решение . Кажется, мы опять встретились с органическим веществом. Ничего страшного, нечто подобное уже обсуждалось нами во второй части статьи. Бихромат калия окисляет формальдегид до диоксида углерода, формальдегид восстанавливает K 2 Cr 2 O 7 до сульфата хрома (III) (т. к. реакция происходит в кислой среде):

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + .

Очевидно, что «лишний» калий из левой части войдет в состав сульфата калия, а «лишний» водород — в состав воды:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Степень окисления углерода изменяется от 0 до +4, степень окисления хрома — от +6 до +3. Уверен, что вы сможете сами составить электронный баланс и расставить коэффициенты в уравнении. Окончательный ответ:

2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 + 3HCOH = 3CO 2 + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O.

С соединениями хрома, по-моему, все ясно. Не забывайте, только, что в кислой среде мы имеем дело с бихроматами, а в щелочной — с хроматами. Будет очень неприятно, если в вашем решении задачи 30 будут соседствовать, например, серная кислота и K 2 CrO 4 . А самое обидное, что подобные «ляпы» нередко допускают даже сами составители вариантов Единого Госэкзамена.

Пришла пора обсудить еще один окислитель, который часто встречается в задании №30 на ЕГЭ по химии. Речь идет об азотной кислоте.

Продукты восстановления HNO 3

HNO 3 — кислота весьма своеобразная. С одной стороны, это стандартная сильная кислота, взаимодействующая со щелочами, основными оксидами, солями слабых кислот. С другой стороны, ее взаимодействие с металлами уже никак не описывается термином «стандартное». Концентрированная HNO 3 реагирует, например, с медью, но НЕ взаимодействует с алюминием.

Перечислим важные для нас специфические свойства азотной кислоты:

  1. При взаимодействии HNO 3 с металлами не выделяется водород (что характерно для других кислот).
  2. В ходе реакции азотная кислота может восстанавливаться до NO 2 , NO, N 2 O, N 2 и NH 3 .
  3. HNO 3 взаимодействует с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Обратите внимание: золото, платина, родий, иридий, ниобий, тантал не могут быть окислены даже азотной кислотой, но взаимодействуют со смесью HNO 3 и HCl.
  4. При комнатной температуре HNO 3 не реагирует с Al, Fe, некоторыми сплавами хрома (хотя эти металлы находятся в ряду напряжений левее Н). Концентрированная азотная кислота пассивирует данные металлы.
  5. Данная кислота способна окислять многие неметаллы (углерод, серу, фосфор, мышьяк и т. д.)

Обратите внимание: «классическое» выделение водорода в реакции металла с кислотой, в данном случае практически невозможно. Грубейшей ошибкой было бы написать что-то наподобие: 2HNO 3 + Mg = Mg(NO 3 ) 2 + H 2 ! Подобные «перлы» на ЕГЭ по химии не прощаются.

Конкретный продукт восстановления, образующийся в реакции металла (да и любого другого вещества) с HNO 3 , определяется, в основном, двумя факторами:

  1. активностью восстановителя,
  2. концентрацией азотной кислоты.

Очевидно, что чем выше активность восстановителя, тем глубже пойдет процесс восстановления. Например, магний, расположенный в ряду напряжений в левой части, способен восстановить кислоту до аммиака (степень окисления азота = -3), а серебро — максимум до NO (N(+3)):

10HNO 3 + 4Mg = 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O,

4HNO 3 + 3Ag = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O.

Алюмогидрид лития (входящий в наш список наиболее сильных в-телей) способен перевести HNO 3 в нитрат аммония, а гораздо более скромный восстановитель S — только в NO 2 .

Влияние концентрации HNO 3 можно описать простым правилом: чем выше концентрация кислоты, тем сложнее ее восстановить. Например, концентрированная азотная кислота в реакции с медью образует NO 2 , а разбавленная — NO:

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Обобщая все сказанное, можно составить следующую таблицу:

Продукты восстановленияNO 2NON 2 ON 2NH 4 NO 3
Степень окисления азота+4+2+10-3
Концентрация HNO 3Концентрация азотной кислоты уменьшается &#x2192
Активность восстановителяАктивность восстановителя увеличивается &#x2192

Попробуем, опираясь на эти два фактора, предсказать результаты взаимодействия HNO 3 с металлами.

Пример 16 . Дополните уравнения химических реакций:

Решение . Начнем с первой реакции. Во-первых, заметим, что ртуть — слабый восстановитель (обратите внимание на положение этого металла в ряду напряжений). Во-вторых, используется концентрированная кислота. Оба фактора «работают» в одном направлении: Hg не очень «хочет» восстанавливать кислоту, HNO 3 «не желает» восстанавливаться. Результат предсказуем: степень окисления азота изменится минимально (от +5 до +4). Выделяется NO 2 :

4HNO 3 (конц.) + Hg = Hg(NO 3 ) 2 +2NO 2 + 2H 2 O.

Уравнение сразу записано с коэффициентами; очевидно, что в данном случае излишне вдаваться в объяснения.

Во втором случае все столь же просто. Кальций — отличный восстановитель (как и все щелочные и щелочноземельные металлы). HNO 3 взята в низкой концентрации. Оба фактора благоприятствуют глубокому восстановлению азотной кислоты. Степень окисления азота меняется от +5 до -3, выделяется аммиак. Поскольку образующийся NH 3 обладает выраженными основными свойствами, происходит реакция NH 3 с HNO 3 с образованием нитрата аммония. Окончательный результат:

10HNO 3 + 4Ca = 4Ca(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Надо признать, что в первых двух случаях нам сильно повезло: два фактора, определяющие степень восстановления азотной кислоты, «работали» в одном направлении. В третьем примере все не столь очевидно. С одной стороны, олово не отнесешь к «мега-восстановителям» (а это означает, что степень окисления азота изменится не очень сильно). С другой стороны, тот факт, что используется разбавленная HNO 3 , позволяет нам задуматься о достаточно глубоком восстановлении.

Какой из этих факторов считать более важным? До какого состояния восстановится азот (+5)? Следует ли в данном случае учитывать еще какие-то моменты?

Не ждите однозначных ответов на эти вопросы. Просто потому, что подобных ответов в данном случае нет и быть не может. Можно провести ряд опытов, беря кислоту разной концентрации, меняя температуру и другие параметры; в результате мы увидим, что реакция может пойти по нескольким путям, а в большинстве случаев будет образовываться сложная смесь продуктов восстановления.

«А что прикажете делать нам на экзамене, встретив подобное уравнение в задаче С1? — спросите вы. — Бежать в лабораторию и ставить эксперименты?»

Прежде всего, не волноваться! Во-первых, в подобной спорной ситуации грамотные составители вариантов ЕГЭ сами дадут вам подсказку. Вы увидите что-либо наподобие этого:

HNO 3 + Sn = N 2 O + . + .

Во-вторых, даже если этого не произойдет, в эталонном решении, на которое будут ориентироваться проверяющие, будет предложено несколько вариантов ответа. Если вы оформите решение так:

HNO 3 + Sn = N 2 O + Sn(NO 3 ) 2 + H 2 O

HNO 3 + Sn = NO + Sn(NO 3 ) 2 + H 2 O,

HNO 3 + Sn = N 2 + Sn(NO 3 ) 2 + H 2 O,

любой из этих вариантов будет признан правильным и оценен по достоинству. Составители вариантов ЕГЭ по химии понимают ваши проблемы и готовы пойти вам навстречу. Конечно, до известных пределов. Если вы будете, например, утверждать, что продуктом восстановления является NO 2 , не ждите сочувствия со стороны проверяющих. В равной степени сомнительным в данном случае представляется образование NH 4 NO 3 .

«А, может быть, поступим проще, — скажете вы. — Дайте нам таблицу, в которой будут указаны продукты восстановления для каждого металла при различных концентраций HNO 3 . Ну, скажем, концентрированная азотная кислота при реакции с никелем образует NO, а разбавленная — N 2 и т. д.»

Заманчивое предложение! Более того, подобную таблицу вы найдете во многих учебниках химии и пособиях по подготовке к ЕГЭ. Вот, только, небольшая проблема: в каждой новой книге, которую вы откроете, вы будете находить новый вариант этой таблицы. Один автор будет утверждать, что продуктом реакции металла Х с разбавленной азотной кислотой является NO, другой — уверять, что единственно возможным продуктом будет азот, а третий — отдаст предпочтение оксиду азота (I). Кто прав?

Все правы и одновременно никто! Во-первых, под термином «разбавленная» HNO 3 один из них понимает 10%-ную кислоту, другому кажется, что 40% — это уже разбавленная, третий считает, что и 5%-ную HNO 3 надо рассматривать как кислоту «средней концентрации». Во-вторых, авторы не указывают, при какой температуре следует проводить реакцию, насколько чистые металлы используются в эксперименте и т. д. Но, главное, могу вас уверить, в любом эксперименте подобного типа образуется смесь нескольких продуктов восстановления, поэтому все попытки создания «универсальной таблицы» заранее обречены на провал.

Таким образом, не стоит обременять свой мозг, пытаясь запомнить подобные универсальные схемы. Нельзя дать готовые рецепты на все случаи жизни.

Рассуждайте! Мыслите самостоятельно! Учитывайте силу восстановителя и концентрацию кислоты; думайте, помогают ли эти факторы друг другу или мешают. Не бойтесь ошибиться! Для успешного решения задания С1 вы вовсе не обязаны запоминать все существующие в природе ОВР.

Нам пора двигаться дальше. Обсудим еще одну «нестандартную» кислоту — серную.

Продукты восстановления серной кислоты

В отличие от HNO 3 , которая «плохо ведет себя» в любой концентрации, серная кислота проявляет свою «нестандартность» лишь в концентрированном состоянии.

Разбавленная H 2 SO 4 — это стандартная сильная кислота. Более того, это вещество уже не раз встречалось нам в предыдущих разделах этой статьи. Мы использовали ее для подкисления растворов перманганатов и бихроматов и убедились, что в ходе ОВР сера не меняла свою степень окисления.

Действительно, на фоне таких «жестких» окислителей, как KMnO 4 и K 2 Cr 2 O 7 , серная кислота, особенно разбавленная, выглядит довольно скромно. А если повысить концентрацию H 2 SO 4 ?

Вот тогда проявятся некоторые странности:


    Концентрированная серная кислота способна окислять некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений правее Н, в частности, медь и серебро:

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

В ходе реакций конц. H 2 SO 4 с металлами выделяется не водород, а SO 2 , S или даже H 2 S. Конкретный состав продуктов восстановления зависит от силы восстановителя и концентрации кислоты (закономерности, напоминающие поведение HNO 3 ). Более мощные в-тели способны понизить степень окисления серы от +6 до 0 или -2, более слабые — только до +4:

3Zn + 4H 2 SO 4 (конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

2Ag + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

  • Концентрированная серная кислота при комнатной температуре НЕ взаимодействует с железом. Именно по этой причине конц. H 2 SO 4 можно безопасно перевозить в стальных цистернах. Парадоксально, но разбавленная кислота отлично реагирует с Fe по стандартной схеме с выделением водорода. Следует понимать также, что взаимодействие конц. кислоты с железом все-таки возможно, но лишь при высокой температуре; H 2 SO 4 восстанавливается при этом до диоксида серы, Fe — окисляется до сульфата железа (III).
  • Возможны также ОВР с участием простых веществ — неметаллов:

    C + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O,

    S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O.

    Мы видим, что многие свойства серной кислоты напоминают поведение HNO 3 . Не забывайте лишь о том, что разбавленная серная кислота — это «стандартная» неорганическая кислота. Не надо думать, что если в задаче 30 вам встретилась формула H 2 SO 4 , это непременно будет вещество — окислитель. Возможно, что серная кислота лишь используется для создания кислой среды.

    В заключение предложу вам несколько примеров вида С-1 для самостоятельной работы.

    Пример 18 . Дополните уравнения химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

    Настало время переходить к финальной части нашего рассказа. Мы должны собрать воедино все, что обсуждалось в предыдущих разделах, и потренироваться в решении сложных заданий вида С-1.


    источники:

    http://acetyl.ru/o/nk12cr1o41.php

    http://www.repetitor2000.ru/reshenie_c1_po_himii_04.html