Методическая разработка для поступающих в ВУЗы "Когда и какой получается газ"
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс)

Когда и какой получается газ (тайны промышленного производства и лабораторного эксперимента)

Содержание:

А) Предисловие…………………………………………………………………………………………………………………………….2

Б) Раздел 1 Получение газов в реакциях без изменения СТОК

1) Вытеснения сильной кислотой слабой нестойкой кислоты из её солей…………………………………3

2) Вытеснение летучей бескислородной кислоты нелетучей кислотой……………………………………..3

3) Вытеснение щёлочью слабого нестойкого основания…………………………………………………………….6

4) Вытеснение летучего водородного соединения неметалла гидролизом бинарных соединений металла и неметалла…………………………………………………………………………………………………………………….6

5) Кислотный гидролиз бинарных соединений металла и неметалла……………………………………….6

6) Гидролиз бинарных соединений из атомов неметаллов………………………………………………………..8

7) Реакции разложения, идущие без изменения СТОК элементов…………………………………………….8

8) Взаимное усиление гидролиза двух солей………………………………………………………………………………8

9) Получение углекислого газа в печи при сплавлении веществ………………………………………………..9

В) Раздел 2. Получение газообразных продуктов в окислительно-восстановительных реакциях.

1) Разложение нитратов……………………………………………………………………………………………………………….10

2) Разложение солей аммония ОВР……………………………………………………………………………………………..10

3) Разложение сульфатов……………………………………………………………………………………………………………..10

4) Взаимодействие азотной кислоты различной концентрации с металлами, неметаллами, прочими восстановителями с выделением различных газообразных продуктов восстановления

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………11

5) Взаимодействие концентрированной серной кислоты  с металлами, неметаллами, прочими восстановителями с выделением различных газообразных продуктов восстановления……………14

6) Взаимодействие пероксида водорода с окислителями с выделением кислорода…………………17

7)Термическое разложение веществ с выделением кислорода…………………………………………………..18

8)Получение хлора в промышленности и лаборатории………………………………………………………………..18

9) Горение в кислороде сложных веществ…………………………………………………………………………………….19

10) Свойства азотистой кислоты и нитритов как окислителей………………………………………………………19

11) Получение азота взаимодействиями аммиака с окислителями…………………………………………….19

12)Взаимодействие солей аммония с окислителями……………………………………………………………………20

13) Получение аммиака и фосфина в реакциях ОВР…………………………………………………………………….20

14) Взаимодействие неметалла-восстановителя и соли-окислителя (только те случаи, где есть газообразные вещества)…………………………………………………………………………………………………………………21

15) Получение углекислого газа в реакциях пирометаллургии…………………………………………………. ..21

16) Получение углекислого газа взаимодействием угля c оксидами неметаллов……………………….22

17) Получение угарного газа в промышленности………………………………………………………………………….22

18) Получение азота при взаимодействии оксидов азота с разными восстановителями……………23

19) Термическое разложение оксидов с получением кислорода…………………………………………………23

20) Промышленное и лабораторное получение водорода…………………………………………………………..24

21) Термическое разложение кислот ОВР……………………………………………………………………………………..25

Г) Раздел 3. Заключение и обобщение………………………………………………25

Предисловие

«Зачем нужен такой объём данного руководства, неужели всё это учить-зубрить?»- спросите вы, товарищи абитуриенты.  Ну, могу ответить, что если трудно, то не учите, пожалейте свою бедную голову, вот только не рассчитывайте на высокий балл при написании ЕГЭ и тем более на бюджетное место в медицинском или какой ином престижном ВУЗе. ЕГЭ по химии добровольное, никто никого не принуждает.  Тогда какие же цели преследует данное руководство, что полезного вы для себя найдёте?

1)Вы должны чётко понимать, что существуют промышленные и самые главные лабораторные способы получения газообразных веществ, реакции и условия их протекания там совсем разные, их надо знать. В КИМах ЕГЭ в тестовой части есть вопросы, посвящённые именно химическому производству и качественным реакциям, реактивам и признакам протекания процессов.  

2) Я очень «тревожусь» за первый раздел руководства. По мне, так именно к его изучению, несмотря на кажущуюся простоту, вы должны подойти особенно ответственно и вдумчиво. Почему? Да потому что вы должны чётко - ясно понимать, где будет реакция обмена, а где ОВР! Ученику, не знакомому с профильным курсом химии, очень легко накосячить!  Ваша цель перед экзаменом : «раскрыть» глаза и «развидеть» ипостаси химических свойств, где будет изменение СТОК, а где реакции обмена, а где вообще гидролиз! Тем более, что в КИМах ЕГЭ есть задание, где надо увязать реагенты и продукты реакции между собой, а про задания с развернутым ответом, где надо составить реакцию ОВР и реакцию обмена вообще молчу. Не умеешь это делать - не суйся в химический ВУЗ! Грубо, зато правдиво.

3) Есть ещё одна ошибка, которую могут допустить абитуриенты, даже прилежные и старательные, даже те, кто умет определить, будет ОВР или нет. К этой ошибке при проверке и на апелляции эксперты могут отнестись по-разному, в зависимости от статуса ВУЗа и личностных качеств. Я имею в виду то, что написанные продукты реакции, пусть и с коэффициентами, могут химически взаимодействовать между собой, простят вам это или нет, не могу сказать, но лучше этого не делать. А я подскажу ситуации, где это может иметь место.

4) Теперь по поводу раздела, где идут ОВР. Ладно, большинство абитуриентов выучат типичнейшие окислители вроде бихроматов и перманганатов, концентрированных серной и азотной кислот, типичнейшие восстановители, влияние среды (кислой, нейтральной, щелочной) на протекание реакций.  А вот вещества с промежуточной степенью окисления (пероксид водорода, соединения четырёхвалентной серы, азотистая кислота и нитриты) в рамках базовой школы практически не упоминаются, совершенно необходимо повторить их свойства, хотя бы в тех случаях, когда есть газообразные продукты).

5) И вообще, крайне полезно повторить всю весьма разнообразную палитру окислительно-восстановительных процессов. Ведь повторение – мать учения!

Условные обозначения :

          Важнейшая лабораторная реакция (часто качественная)

          Важнейшая промышленная реакция

☹ Неверная реакция

😐 Нежелательная, но иногда допустимая реакция

☺ Правильная реакция

Б) Раздел 1 Получение газов в реакциях без изменения СТОК

1) Вытеснения сильной кислотой слабой нестойкой кислоты из её солей

Подобные реакции случат для получения углекислого и сернистого газа из солей соответственно карбонатов и сульфитов. В случае карбонатов мы можем смело брать любую сильную кислоту ( напоминаю, сильные кислоты HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3)

☺ Na2CO3+2HNO3→2NaNO3+CO2↑+H2O

☺ CaCO3+2HCl→CaCl2+CO2↑+H2O            

☺ K2CO3+H2SO4→K2SO4+CO2↑+H2O

А вот в случае с сульфитами всё не так однозначно. Да, сульфиты соли слабой нестойкой сернистой кислоты, но одновременно это соли-восстановители, а с  кислотой-окислителем HNO3 будет ОВР. Реакция обмена будет происходить с бескислородными сильными кислотами!

☹ Na2SO3+2HNO3→2NaNO3+SO2↑+H2O (это одна из распространённейших ошибок!)

☺Na2S+4O3+2HN+5O3→Na2S+6O4+2N+4O2↑+H2O

☺ CaSO3+2HCl→CaCl2+SO2↑+H2O            

☺ K2SO3+H2SO4(разбавленная)→K2SO4+SO2↑+H2O

2) Вытеснение летучей бескислородной кислоты нелетучей кислотой

Тут тоже много тонких моментов, их надо зазубрить, чтобы не попасть впросак. Прежде всего поговорим о получении фтороводорода и хлороводорода. Фториды и хлориды не обладают восстановительной способностью, поэтому их можно смело получать в лаборатории взаимодействием твёрдых солей-галогенидов с концентрированными серной и азотной кислотами.

☺ CaF2+2HNO3→Ca(NO3)2+2HF↑

☺ 2NaCl+H2SO4 (конц.)→Na2SO4+2HCl↑(нагрев)

☺ NaCl+H2SO4 (конц.)→NaHSO4+HCl↑(холод)

А вот в случае солей-бромидов и йодидов реакции обмена с выделением летучего галогеноводорода не пойдут, так как бромиды и йодиды мощные восстановители, а концентрированные серная и азотная кислоты мощные окислители. Но есть исключение!

☹ CaBr2+2HNO3→Ca(NO3)2+2HBr↑

😐2NaBr+H2SO4 (конц.)→Na2SO4+2HBr↑(нагрев) 

Вот эту реакцию писать нежелательно, но все-таки можно относительно неё и поспорить, так как она идёт одновременно с ОВР и служит для лабораторного получения бромэтана.

☹ 2NaI+2HNO3→2NaNO3+2HI↑

☹2NaI+H2SO4 (конц.)→Na2SO4+2HI↑ 

Йодиды – ещё более сильные восстановители чем бромиды, поэтому при взаимодействии с  концентрированными серной и азотной кислотами разночтений нет: только ОВР!!!

Если «очень хочется» написать реакцию обмена, то чтобы получить йодоводородную кислоту, надо написать процесс с концентрированной фосфорной кислотой, она не обладает свойствами кислоты-окислителя:

☺ 3NaI+H3PO4→Na3PO4+3HI↑

Теперь поговорим об «очень скользкой» теме – получения сероводорода из сульфидов. По теме «Свойства сульфидов» есть отдельное подробнейшее руководство, требуйте его! Остановлюсь на некоторых моментах.  Соли сульфиды можно условно разделить на три группы : а)растворимые в воде, б) нерастворимые в воде непрочные сульфиды, которые растворяются в кислотах, в) нерастворимые прочные сульфиды, которые и в кислотах не растворяются.  ( Примеры в отдельном руководстве, его смотрите). Из растворимых и непрочных сульфидов можно получить сероводород в реакциях обмена. Но помним, что любой сульфид независимо от своей прочности – мощный восстановитель, поэтому с азотной любой кислотой и с концентрированной серной кислотой будет ОВР! А реакция обмена может пойти с сильными бескислородными кислотами галогенов, которые в свою очередь проявляют восстановительные свойства.

☺ Na2S+2HBr→2NaBr+H2S↑

☺ FeS+2HCl→FeCl2+H2S↑

☹ CuS+2HCl→CuCl2+H2S↑(реакция не идёт, так как CuS прочный сульфид)

☹ Na2S+2HNO3→2NaNO3+H2S↑(реакция обмена не идёт, так как ОВР)

☹ FeS+H2SO4(конц.)→FeSO4+H2S↑(реакция обмена не идёт, так как ОВР)

☺ Некоторые примеры правильных ОВР (Остальные смотрите в руководстве «Свойства сульфидов»).

☺3CuS+14 HNO3→Cu(NO3)2+3H2SO4+8NO↑+4H2O

🖙После  всех примеров с солями сульфидами хочется сделать обобщающие выводы:

① Сероводород получается в реакциях обмена растворимы и непрочных нерастворимых сульфидов с галогеноводородными кислотами.

② При реакции с азотной кислотой в зависимости от температуры и концентрации сульфиды (неважно растворимые, прочные или непрочные)  окисляются до серы и сульфат-аниона. Нитрат – анион восстанавливается до диоксида азота (иногда до монооксида азота, но даже на ЕГЭ не будет страшно, если напишете не NO, а NO2, главное не пишите реакцию обмена!!!)

③ При взаимодействии сульфидов с концентрированной серной кислотой сульфид-анион будет окисляться до сернистого газа SO2.

3) Вытеснение щёлочью слабого нестойкого основания

Здесь «без проблем» рассмотрим случаи лабораторного получения аммиака и фосфина .

☺Ca(OH)2+2NH4Cl→CaCl2+2NH3↑+2H2O

☺2KOH+(NH4)2SO4→K2SO4+2NH3↑+2H2O

☺2NaOH+2PH4Cl→2NaCl+2PH3↑+2H2O

☹2KOH+(PH4)2SO4→K2SO4+2PH3↑+2H2O (неверная реакция, так как катион фосфония образуется только при реакции с галогеноводородными кислотами)

4) Вытеснение летучего водородного соединения неметалла гидролизом бинарных соединений металла и неметалла.

Продуктами таких реакций являются основания и летучие водородные соединения.

☺ Примеры правильных процессов не ОВР:

CaC2+H2O→Ca(OH)2+C2H2↑

Al4C3+H2O→Al(OH)3+CH4↑

Mg2Si+H2O→Mg(OH)2+SiH4↑

Mg3P2+H2O→Mg(OH)2+PH3↑

Li3N+H2O→LiOH+NH3↑

Al2S3+H2O→Al(OH)3+H2S↑

Не могу удержаться, чтобы не привести пример весьма любопытной реакции:

(NH4)2Cr2O7+4KOH→2K2CrO4+2NH3↑+3H2O

Здесь одновременно идут два процесса – щёлочь вытесняет аммиак как слабое нестойкое основание из соли аммония и в щелочной среде оранжевый бихромат-реагент превращается в жёлтый хромат-продукт!

5) Кислотный гидролиз бинарных соединений металла и неметалла

Здесь продуктами будут растворимые соли и летучие водородные соединения. Однако  Вот тут есть «подводные камни», надо вас предупредить!

① Тут опять надо задуматься, а будет ли идти ОВР, если взяты серная или азотная кислоты.

② Не будут ли продукты реакции взаимодействовать между собой.

③ Чтобы «гарантированно» не было возможности ОВР берём бескислородные кислоты!

Теперь сравним между собой процессы.

☺ Al4C3+12HCl→4 AlCl3+3CH4↑

☺ Al2S3+HCl→4AlCl3+H2S↑

☺ Mg2Si+4HBr→MgBr2+SiH4↑

😐Mg3P2+6HI→3MgI2+2PH3↑

😐Li3N+6HCl→3LiCl+NH3↑

(Такие процессы писать нежелательно или обговорить, что кислоту приливаем по каплям к твёрдым бинарным веществам. Потому что если галагеноводородная кислота взята в избытке, то будут соли аммония и фосфония!)

Рассмотрим написание более грамотных процессов.

☺Mg3P2+8HI→3MgI2+2PH4I

☺Li3N+4HCl→3LiCl+NH4Cl

Теперь давайте разберёмся с «более коварными» кислотами-окислителями, азотной и концентрированной серной. Помним, что газообразные силан, фосфин мощные восстановители, поэтому точно будут реагировать с кислотами-окислителями. А аммиак не будет, будут соли аммония! Метан обладает менее выраженными восстановительными свойствами, поэтому скорее всего будут реакции обмена:

☺ Al4C3+12HNO3 (разб.)→4 Al(NO3)3+3CH4↑

😐 Al4C3+12HNO3 (конц., горячая)→Al(NO3)3+NO2↑+CO2↑+H2O

☺Li3N+4HNO3→3LiNO3+NH4NO3 (аммиак реагирует с азотной кислотой, пишем соль аммония!)

☺

☺Правильные процессы, когда будет ОВР

Что же касается взаимодействия силицидов с серной кислотой, то всё-таки идёт реакция обмена. Я нашла сведения, что хоть силан и могучий восстановитель, но с концентрированной серной кислотой не взаимодействует.

☹Ca3P2+HNO3→Ca(NO3)2+PH3↑(идёт ОВР)

☺ K4Si+2H2SO4→2K2SO4+SiH4↑(идёт обмен)

☹Ca4Si+HNO3→Ca(NO3)2+SiH4↑(идёт ОВР)

6) Гидролиз бинарных соединений из атомов неметаллов

Результатом таких взаимодействий будут летучее водородное соединение неметалла, соответствующее аниону бинарного вещества и кислородсодержащая кислота, где степень окисления центрального атома будет такой же, как у катиона в исходном бинарном веществе.

☺2P+5Cl-5+3H2O→2H3P+5O4+10HCl-↑

☺N+3F-3+2H2O→HN+3O2+3HF-↑

☺S+6F-6+H2O→H2S+6O4+HF-↑

7) Реакции разложения, идущие без изменения СТОК элементов

☺Давайте познакомимся с правильными реакциями разложения, идущими без изменения СТОК:

(NH4)2CO3→2NH3↑+CO2↑+H2O

NH4Cl⮀NH3+HCl («дым без огня»)

CaCO3⮀CaO+CO2↑    Ca(HCO3)2→CaO+CO2↑+H2O

K2CO3⮀K2O+CO2↑   (СuOH)2CO3→CuO+CO2↑+H2O

8) Взаимное усиление гидролиза двух солей

И здесь мы будем судить весьма осторожно о том, какие же продукты будут, будет ли это «просто обмен», возможен ли процесс взаимного усиления гидролиза, а может, «снова спутают карты» процессы ОВР?

Напомню, что в реакции взаимного усиления гидролиза вступают растворимые соли. У одной соли катион образует нерастворимое основание, т.е. ему соответствует слабая кислота( H2CO3, H2SO3, H2S). А у другой соли анион соответствует слабой кислоте. Продуктами будут нерастворимое основание, газ (CO2, SO2, H2S) и новая соль. Смотрите, вот эти процессы неверные, реакций ионного обмена не будет!

☹ CuCl2+Na2CO3→CuCO3↓+2NaCl (Будет взаимныйгидролиз)

☹ FeCl2+K2CO3→FeCO3↓+2KCl(Будет взаимныйгидролиз)

☹ FeCl2+K2S→FeS↓+2KCl(Будет взаимныйгидролиз)

☹ 2FeCl3+3K2SO3→Fe2(SO3)3↓+6KCl (Здесь будет ОВР)

☹ 2FeCl3+3Na2S→Fe2S3↓+6NaCl (Здесь будет ОВР)

Давайте теперь разберемся, в каком же случае всё-таки будет ОВР, а не обмен и взаимный гидролиз.

ОВР будет тогда, когда в реакцию может  вступить соль с катионом – окислителем (Fe+3), а другая соль будет с анионом – восстановителем (сульфидом или сульфитом).

☺ Рассмотрим правильные процессы, когда пойдёт взаимный гидролиз 2-х солей:

☺  А вот сейчас рассмотрим правильные процессы, когда пойдёт не гидролиз, а ОВР:

9) Получение углекислого газа в печи при сплавлении веществ

☺  А вот сейчас рассмотрим правильные процессы, когда вытесняется при спекании более летучий оксид:

SiO2+CaCO3→CaSiO3+CO2↑(производство стекла)

P2O5+3CaCO3→Ca3(PO4)2+3CO2↑

Al2O3+Na2CO3→2NaAlO2+CO2↑

Cr2O3+Na2CO3→2NaCrO2+CO2↑

ZnO+KHCO3→K2ZnO2+CO2↑

SO2+K2CO3→K2SO3+CO2↑

SiO2+K2SO3→K2SiO3+SO2↑

ZnO+Na2SO3→Na2ZnO2+SO2↑

В) Раздел 2 Получение газов в реакциях с изменением СТОК

☺Здесь рассмотрим уже заведомо верные процессы ОВР, заодно повторим важнейшие окислители и восстановители, (конечно, не все, но многие),  как они меняются, в том числе в зависимости от характера среды, каковы побочные продукты.

1)Разложение нитратов

Нитраты термически неустойчивы, они разлагаются с изменением СТОК. Продукты зависят от положения катиона в ряду напряжений металлов (документ «Ряд напряжений металлов» также требуйте у меня). Здесь пока не буду касаться ОВР с участием солей аммония, это другой пункт руководства.

① Нитраты активных Ме , включая магний и алюминий, разлагаются на нитриты и кислород

NaN+5O3→NaN+3O2+O02↑

② Нитраты среднеактивных Ме , включая медь, стоящую в ряду напряжений после водорода, разлагаются на оксиды металлов, диоксид азота и кислород

NaN+5O3→NaN+3O2+O02↑

2) Разложение солей аммония ОВР

N-3H4N+5O3→N+2O↑+H2O

N-3H4N+3O2→N02↑+H2O

(N-3H4)2Cr2+3O7→N02↑+Cr+32O3+ H2O (опыт «вулканчик»)

3) Разложение сульфатов

Здесь несколько правил

①Сульфаты щелочных металлов термически не разлагаются.

② Сульфаты щёлочноземельных металлов, магния, железа, алюминия, меди разлагаются на оксид металла, SO2  и  O2.

☺2MgS+6O-24→2MgO+2S+4O2↑+O02↑

☺2CuS+6O-24→2CuO+2S+4O2↑+O02↑

☺2Al2(S+6O-24)3→2Al2O3 +6S+4O2↑+3O02↑

☺2Fe2(S+6O-24)3→2Fe2O3 +6S+4O2↑+3O02↑

😐Fe2(S+6O-24)3→Fe2O3 +3S+6O-23(иногда в литературе попадается, что это реакция не ОВР)

③ Сульфаты серебра и ртути разлагаются на  металл, SO2  и  O2.

☺Ag+2S+6O-24→2Ag0+2S+4O2↑+O02↑

☺2Hg+2S+6O-24→2Hg0+2S+4O2↑+O02↑

4) Взаимодействие азотной кислоты различной концентрации с металлами, неметаллами, прочими восстановителями с выделением различных газообразных продуктов восстановления

Азотная кислота – мощнейший восстановитель, продукты её восстановления зависят от трёх факторов: природы восстановителя, концентрации кислоты, температуры кислоты. Но если концентрация и температура кислоты не указаны в условии задания и нет «намёка» на то, какие будут продукты, то особенно-то не переживайте, в такой ситуации возможна вариабельность ответов, и эксперты ЕГЭ это прекрасно знают. Тем не менее давайте ещё раз ознакомимся с многообразием участия азотной кислоты в реакциях ОВР. Пара небольших схем:

① Азотная концентрированная кислота с металлами

☹Fe, Al, Cr, Ti+HNO3 (100%)→пассивация!

☺ Fe0+HN+5O3(70%)→Fe+3(NO3)3+N+4O2↑+H2O

☺ Cu0+4HN+5O3(70%)→Cu+2(NO3)2+2N+4O2↑+2H2O

☺ Zn0+HN+5O3(70%)→Zn+2(NO3)2+N02↑+H2O (допустимо N+4O2↑)

☺ Ca0+HN+5O3(70%)→Ca+2(NO3)2+N2+O↑+H2O

☺ Na0+HN+5O3(70%)→Na+NO3+N2+O↑+H2O

Внимание: простые вещества железо и хром с азотной кислотой любой концентрации дают только трёхвалентные соли Fe(NO3)3, Cr(NO3)3.

② Азотная концентрированная кислота с неметаллами

☺ C0+HN+5O3(70%)→C+4O2+N+4O2↑+H2O

☺S 0+HN+5O3(70%)→S+4O2+N+4O2↑+H2O

☺ P0+HN+5O3(70%)→H3P+5O4+N+4O2↑+H2O

☺ I20+10HN+5O3(70%)→2HI+5O3+10N+4O2↑+4H2O

③ Азотная концентрированная кислота с летучими водородными соединениями неметаллов( бромоводородом, йодоводородом, сероводородом, фосфином, силаном)

☺ HBr-+HN+5O3→Br02↓+N+4O2↑+H2O

☺ HI-+HN+5O3→I02↓+N+4O2↑+H2O

☺ H2S-2+8HN+5O3→H2S+6O4+8N+4O2↑+4H2O

☺ P-3H3+8HN+5O3→H3P+5O4+8N+4O2↑+4H2O

☺ Si-4H4+8HN+5O3→Si+4O2↓+8N+4O2↑+6H2O

☺6HCl-(конц.)+2HN+5O3 (конц.)  = 2N+2O↑ + 3Cl02↑+4H2O

(100-150 oC).  Эта смесь «царская водка»

☹ N-3H3+HN+5O3→N+4O2↑+H2O (ОВР не будет, будет соль аммония!!!)

③ Азотная концентрированная кислота с бинарными соединениями металлов и неметаллов. ( Внимание: реакции азотной кислоты с сульфидами, карбидами, фосфидами, силицидами смотри выше в разделе 1, пункт 5. На реакции сульфидов с HNO3 есть отдельной руководство «свойства сульфидов» )

☺6KBr-+8HN+5O3→3Br02↓+2N+2O↑+6KNO3+4H2O (можно NO2)

☺2NaBr-+4HN+5O3→Br02↓+2N+4O2↑+2NaNO3+2H2O

☺2NaI-+4HN+5O3→I02↓+2N+4O2↑+2NaNO3+2H2O

☺NH4I-(тверд.) + 4HN+5O3 → I02(↓) + 2N+4O2(↑) + 2H2O + 2NH4NO3

☺NH4HS-2 + 3HN+5O3(конц.) → S0(↓) + 2N+4O2(↑) + NH4NO3 + 2H2O

④ Азотная концентрированная кислота с сернистым газом и сульфитами:

☺S+4O2+2HN+5O3→H2S+6O4+2N+4O2↑

☺Na2S+4O3+2HN+5O3→Na2S+6O4+2N+4O2↑+H2O

⑤ Азотная концентрированная кислота с соединениями Fe+2 Cu+, Cr+2:

☺3Fe+2O+10HN+5O3→3Fe+3(NO3)3+N+2O↑+5H2O (допустимо NO2)

☺Fe+2(OH)2+4HN+5O3→Fe+3(NO3)3+N+4O2↑+3H2O

☺Fe+2Cl2+4HN+5O3→Fe+3(NO3)3+N+4O2↑+2HCl+H2O

☺6Fe+2SO4+2HN+5O3+3H2SO4→2Fe+32(SO4)3+2N+2O↑+4H2O

☺Fe+2S-2+6HN+5O3→Fe+3(NO3)3+3N+4O2↑+S0↓+3H2O

☺Cr+2Cl2+4HN+5O3→Cr+3(NO3)3+N+4O2↑+2HCl+H2O

☺Cu2+S-2+14HN+5O3→Cu+2(NO3)2+10N+4O2↑+H2S+6O4+6H2O

☺Fe3+2,3O4+10HN+5O3→3Fe+3(NO3)3+N+4O2↑+5H2O

🖙Вот на этой-то последней реакции хочу остановиться поподробнее, так как подобный процесс встречался мне в КИМах как в заданиях тестовой части, так и в заданиях повышенной сложности (№30,32,34 в КИМах 2017-2020). Приведённое  выше уравнение реакции – самом деле «алгебраическая сумма двух процессов». Так как железная окалина Fe3O4- смесь оксидов FeO  и Fe2O3, то при погружении этой смеси в азотную кислоту идут два процесса одновременно – ОВР для FeO и реакция «классовая», без изменения СТОК  для Fe3O4. В итоге получается один продукт с ионами железа – нитрат железа (III).

⑥ Азотная разбавленная кислота с металлами

☺ Cu0+HN+5O3(разб.)→Cu+2(NO3)2+N+2O↑+H2O

☺ Zn0+HN+5O3(очень разб.)→Zn+2(NO3)2+N-3H4NO3+H2O

☺ Na0+HN+5O3(разб.)→Na+NO3+N-3H4NO3+H2O

☺ 4Mg0+10HN+5O3(очень разб.)→4Mg+2(NO3)2+N-3H4NO3+3H2O

☺ 4Mg0+10HN+5O3(разб.)→Cu+2(NO3)2+N2+O↑+5H2O(допустимо N2↑)

⑦ Азотная разбавленная кислота с неметаллами

☺ P0+HN+5O3(разб.)+H2O→H3P+5O4+N+2O↑

😐Fe+2O+2HN+5O3→Fe+2(NO3)2+H2O (реакция обмена допустима только в случае именно разбавленной кислоты! Иначе будет ОВР!)

5) Взаимодействие концентрированной серной кислоты  с металлами, неметаллами, прочими восстановителями с выделением различных газообразных продуктов восстановления

Давайте теперь сравним, а с такими же реагентами взаимодействует концентрированная серная кислота-окислитель, как и азотная кислота-окислитель? Но для начала вот примерная схема, до каких продуктов восстанавливается серная кислота-окислитель.

① Серная концентрированная кислота с металлами

☹Fe, Al, Cr, Ti+H2SO4 (100%)→пассивация!

☺ Fe0+H2S+6O4(70%)→Fe2+3(SO4)3+S+4O2↑+H2O

☺ Cu0+H2S+6O4(конц.)→Cu+2SO4+S+4O2↑+H2O

☺ Zn0+H2S+6O4(конц.)→Zn+2SO4+S0↓+H2O

☺ Сa0+H2S+6O4(конц.)→Ca+2SO4+H2S-2↓+H2O

② Серная концентрированная кислота с неметаллами

☺ C0+H2S+6O4(конц.)→C+4O2↑+S+4O2↑+H2O

☺ S0+H2S+6O4(конц.)→S+4O2↑+H2O

☺ P0+H2S+6O4(конц.)→H3P+5O4+S+4O2↑+H2O

③ Серная концентрированная кислота с летучими водородными соединениями неметаллов:

☺ HBr-+H2S+6O4→Br02↓+S+4O2↑+H2O

☺ 8HI-+H2S+6O4→4I02↓+H2S-2↑+4H2O

Кстати, если вы перепутаете продукты восстановления серной кислоты при реакции с бромоводородом или йодоводородом, то эксперты вам этого не простят. Зубрить!!!

☺ H2S-2+H2S+6O4→S0↓+S+4O2↑+2H2O

☺ P-3H3+4H2S+6O4→H3P+5O4+4S+4O2↑+4H2O

☺ 2NH3+H2SO4→(NH4)2SO4(Реакция соединения, не ОВР!)

④ Серная концентрированная кислота с бинарными соединениями металлов и неметаллов:

Помним, что с твёрдыми фторидами и хлоридами концентрированная серная кислота вступает в реакции обмена с выделением соответственно HF и HCl!

☺KBr-+H2S+6O4→Br02↓+S+4O2↑+ K2SO4+H2O

☺KI-+H2S+6O4→I02↓+H2S-2↑+ K2SO4+H2O

☺Na3P-3+4H2S+6O4→Na3P+5O4+4S+4O2↑+4H2O

☺

Прочие многочисленные примеры взаимодействия селей сульфидов с серной кислотой смотри в руководстве «Свойства сульфидов».

☺2Li3N+4H2SO4→3Li2SO4+(NH4)2SO4 (Реакция не ОВР!)

⑤ Серная концентрированная кислота с соединениями Fe+2:

☺2Fe+2O+4H2S+6O4(конц.)→Fe2+3(SO4)3+S+4O2↑+4H2O

☺2Fe+2(OH)2+4H2S+6O4(конц.)→Fe2+3(SO4)3+S+4O2↑+6H2O

☺2Fe+2I-2+6H2S+6O4(конц.)→Fe2+3(SO4)3+3S+4O2↑+2I02↓+6H2O

☺2Fe+2Br-2+6H2S+6O4(конц.)→Fe2+3(SO4)3+3S+4O2↑+2Br02↓+6H2O

☺2Fe+2S-2+10H2S+6O4(конц.)→Fe2+3(SO4)3+9S+4O2↑+10H2O

⑤ Серная разбавленная кислота в некоторых ОВР:

Здесь надо помнить очень простую вещь: в молекулах меняется степень окисления, только не за счёт центрального атома в молекуле серной кислоты!

Первый случай, конечно, взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с образованием соли и газообразного водорода.

☺ Fe0+H+2SO4(разбавленная)→Fe+2SO4+H02↑

☺ Cr0+H+2SO4(разбавленная)→Cr+2SO4+H02↑

☺ 2Al0+3H+2SO4→Al+32(SO4)3+3H02↑

Обратите внимание на то, что железо и хром с разбавленной серной кислотой дают соли со СТОК=+2, а с концентрированной серной кислотой дают соли со СТОК=+3.

☺ FeO+H2SO4(разбавленная)→Fe+2SO4+H2O(Реакция не ОВР!)

☺ CrO+H2SO4(разбавленная)→Cr+2SO4+H2O(Реакция не ОВР!)

☺Cu+2O+H2SO4→Cu0+Cu+2SO4+H2O (Диспропорционирование катиона меди (I)).

🖙Особенные выводы к пунктам 4 и 5 раздела 2

Поскольку знание свойств концентрированных серной и азотной кислот проверяется во всех без исключения КИМах ЕГЭ независимо от их структуры, хотелось бы объединить материал по свойствам этих кислот в некую систему, которую совершенно необходимо вызубрить!

1. Азотная и концентрированная серная кислоты – мощные окислители за счёт центральных атомов. Эти атомы максимально восстанавливаются до вообще минимальной СТОК (N+5→N-3;  S+6→S-2) при взаимодействии кислот с самыми активными восстановителями (щелочными и щелочноземельными металлами, йодоводородной кислотой и йодидами)
2. Не упустите тот факт, что азотная кислота любой концентрации никогда не даёт водорода! Если вы на экзамене «накосячите» с оксидами азота в продуктах реакции, то вас могут «простить» или вообще засчитать ответ как верный, только вариабельный. Водород не простят никогда! Серная кислота в отличие от азотной в разбавленном виде реагирует с металлами в ряду напряжений до водорода с выделением именно H2. Не забудьте про пассивацию некоторых металлов безводными серной и азотной кислотами!
3. Концентрированная серная и азотная кислоты реагируют с неметаллами серой, фосфором, углеродом(продукты восстановления кислот учи по схемам этого руководства). Азотная кислота реагирует ещё и с йодом.
4. Железо и хром простые вещества с азотной кислотой любой концентрации дают соли со СТОК+3. (А соли со СТОК=+2 получают косвенно, в реакциях обмена!) С концентрированной серной кислотой будут соли со СТОК=+3, а с разбавленной со СТОК=+2.
5. Концентрированные серная и азотная кислоты реагируют с мощными восстановителями – летучими водородными соединениями HBr, HI, H2S, PH3. Азотная концентрированная кислота способна реагировать еще с концентрированной соляной кислотой (образуется убойная смесь «царская водка»), а также с силаном. А вот аммиак NH3 хоть и в высшей степени активный восстановитель, но с кислотами-окислителями реагирует без изменения СТОК, образуются соли аммония.
6. Концентрированные серная и азотная кислоты реагируют с изменением СТОК с другими мощными восстановителями – производными летучих водородных  соединений с металлами – бромидами, йодидами, сульфидами, фосфидами. Азотная концентрированная кислота способна реагировать еще с силицидами. С твёрдыми фторидами и хлоридами концентрированные серная и азотная кислоты реагируют без изменения СТОК, получаются газообразные галогеноводороды фтороводород и хлороводород.
7. Концентрированные серная и азотная кислоты реагируют с изменением СТОК ещё с одними  сильными восстановителями – соединениями железа или хрома со СТОК+2( окисидом, гидроксидом, солями, в том числе нерастворимыми). Азотная и серная кислоты восстанавливаются соответственно до диокисда азота и сернистого газа, а катион Fe+2(Cr+2) окисляется до катиона Fe+3(Cr+3). Прочие продукты «связываются» в соли, кислоту - не окислитель (по смыслу реакции) и воду.
8. Если реагентами являются такие соединения как FeS, FeBr2, FeI2, CrS, CrBr2, CrI2, то в них и катион, и анион являются мощными восстановителями 🢣 в реакциях с концентрированными серной и азотной кислотами будут менять свою СТОК три химических элемента (2 иона-восстановителя и один ион окислитель).
9. Концентрированная азотная кислота в отличие от серной реагирует ещё с сернистым газом и солями сульфитами.
10. Разбавленная серная кислота в отличие от азотной в соединениями Fe+2 и  Cr+2  вступает в «обычные» классовые реакции без изменения степени окисления.

6) Взаимодействие пероксида водорода с окислителями с выделением кислорода

Н2О2 имеет атомы кислорода с промежуточной СТОК=-1. 🢣 у него окислительно-восстановительная двойственность. Но гораздо сильнее у этого соединения развиты окислительные свойства. Поэтому абитуриенту чрезвычайно важно заучить именно те немногочисленные случаи, когда пероксид водорода сам окислится и превратится в кислород.

☺5H2O-2+2KMn+7O4+3H2SO4→5O02↑+2Mn+2SO4+K2SO4+8H2O

☺3H2O-2+2KMn+7O4→3O02↑+2Mn+4O2+2KOH+2H2O

☺3H2O-2+K2Cr2+7O7+4H2SO4→3O02↑+Cr2+3(SO4)3+K2SO4+7H2O

☺3H2O-2+2Au+3Cl3→3O02↑+2Au0↓+6HCl

☺3H2O-2+KCl+5O3→3O02↑+KCl-+3H2O

☺3H2O-2+2KN+5O3+H2SO4→3O02↑+2N+2O↑+K2SO4+4H2O

☺H2O-2+Cl02→O02↑+2HCl-

☺H2O-2+Br20+2KOH→O02↑+2KBr-+2H2O

☺H2O-2+Ag+2O→O02↑+2Ag0↓+H2O

☺H2O-2+2HI+5O3→5O02↑+I20↓+6H2O

☺2H2O-2+Ca(Cl+3O2)2→2O02↑+CaCl2-+2H2O

🖙Особенные выводы к пункту 6 раздела 2

Поскольку вероятность того, что в КИМах ЕГЭ будут проверяться свойства пероксида водорода стремится к 100%, давайте ещё раз проговорим, с какими веществами пероксид водорода поведёт себя именно как восстановитель. Напоминаю, что восстановительные свойства Н2О2 выражены гораздо слабее, чем окислительные и тем более эти процессы необходимо зазубрить! Итак, забирать электроны у пероксид-аниона будут такие мощные восстановители как: перманганаты и бихроматы в кислой среде, кислородные соединения галогенов и их соли, галогены простые вещества, соли-окислители нитраты в кислой среде, оксиды и соли d-элементов. Напоминаю, что  вы должны не должны упускать из виду тот факт, что катионы d-элементов в отличие от химически инертных металлов простых веществ являются мощными окислителями. Сам пероксид-анион окисляется до газа кислорода.

7)Термическое разложение веществ с выделением кислорода

☺KMn+7O-24→O02↑+Mn+4O2+K2Mn+6O4

☺KCl+5O-23→O02↑+KCl-(только в присутствии MnO2)

☺KCl+7O-24→O02↑+KCl-

☺2H2O-2→O02↑+2H2O-2(только в присутствии MnO2)

Термическое разложение солей сульфатов и нитратов с выделением кислорода смотри выше, пункты №1 и 3. Термическое разложение оксидов с выделением кислорода смотри ниже, пункт №19.

8)Получение хлора в промышленности и лаборатории

☺2KMn+7O-24+16HCl-(конц.)→5Cl02↑+2Mn+2Cl2+2KCl+8H2O

☺K2Cr2+6O-27+14HCl-(конц.)→3Cl02↑+2Cr+3Cl3+2KCl+7H2O

☺ 2NaCl-+H+2O→2NaOH+H02↑+Cl02↑(постоянный ток)

☺ 4HCl-+O02→2Cl02↑+2H2O-2 (Реакция Дикона, нагрев, селективные катализаторы CuCl2, FeCl3)

☺ NaCl+O+2HCl-→Cl02↑+NaCl+H2O

☺ 4NaCl+O-2+4CH3COOH→2Cl02↑+O02↑+4CH3COONa+2H2O

☺ KCl+5O3+6HCl-→3Cl02↑+KCl+3H2O

☺ Mn+4O2+4HCl-(конц.)→Cl02↑+Mn+2Cl2+2H2O

☺ Pb+4O2+4HCl-(конц.)→Cl02↑+Pb+2Cl2+2H2O

☺ 2Ag+Cl-→Cl02↑+2Ag0↓(свет)

☺K2Mn+6O4+8HCl-→Cl02↑+Mn+2Cl2+2KCl+4H2O

9) Горение в кислороде сложных веществ

☺ H2S-2+O02(избыток)→S+4O-22↑+H2O-2

☺ H2S-2+O02(недостаток)→S0↓+H2O-2

☺ N-3H3+O02→N+2O-2↑+H2O-2(В присутствии селективных катализаторов Cr2O3  или Pt)

☺ N-3H3+O02→N02↑+H2O-2 (без катализатора)

☺ С-4H4+O02→С+4O2-2↑+H2O-2

10)Свойства азотистой кислоты и нитритов как окислителей

Азотистая кислота и её соли-нитриты – соединения азота с промежуточной СТОК= +3.  К сожалению, эти соединения не проходятся при изучении базового курса химии, хорошо, если учитель их вообще упомянет один-два раза. А между тем у них много примеров участия в ОВР. Нитриты имеют преобладающие восстановительные свойства, окисляются до нитрат-аниона. Но это тема другого руководства. Сейчас нас интересуют немногочисленные случаи восстановления нитрит-аниона до газообразного азота или монооксида азота. Давайте с ними познакомимся и заучим.

☺ HN+3O2+2HI-→2N+2O↑+I02↓+2H2O

☺ 2KN+3O2(твёрдый)+2KI-+2H2SO4→2N+2O↑+I02↓+Na2SO4+K2SO4+2H2O

☺ 2KN+3O2(твёрдый)+2Fe+2SO4(твёрд.)+2H2SO4→2N+2O↑+Fe+32(SO4)3+K2SO4+2H2O

☺ NaN+3O2+2N-3H4Cl→N02↑+NaCl+2H2O

☺ Ca(N+3O2)2+(N-3H4)2SO4→2N02↑+CaSO4+4H2O

11) Получение азота взаимодействиями аммиака с окислителями

Аммиак – один из сильнейших восстановителей, единственные «признанные» окислители, кому NH3 не даёт электроны – концентрированные HNO3 и  H2SO4, с ними аммиак образует соли аммония без изменения СТОК. В базовой программе опять же учитель из-за недостатка часов в учебном плане упомянет от силы 3-4 химических реакции, где аммиак проявит себя как восстановитель. На самом деле этих процессов значительно больше, давайте с ними знакомиться.

☺ N-3H3+O02→N02↑+H2O-2 (без катализатора)

☺ 8N-3H3+3Сl02→N02↑+6NH4Cl- (В атмосфере хлора, при его избытке)

😐 N-3H3+Сl02→N02↑+HCl- (в недостатке хлора)

Внимание – запись второй реакции предпочтительнее, чем третьей!

☺ 2N-3H3+3Сu+2O→N02↑+3Cu0+6H2O 

☺ N-3H3+3H2O-2→N02↑+6H2O (нагрев) 

☺2N3H3+2K2Fe+6O4+5H2SO4→N02↑+Fe+32(SO4)3+2K2SO4+8H2O

☺ 8N-3H3+3KBr+7O4→4N02↑+3KBr-+12H2O

☺ 4N-3H3+Ca(Cl+O)2→2N02↑+3CaCl-2+6H2O 

☺ 2N-3H3+KCl+O→N02↑+3KCl-+3H2O 

☺ 2N-3H3+6NaMn+7O4+6NaOH→N02↑+6Na2Mn+6O4+6H2O

☺ 2N-3H3+2NaMn+7O4→N02↑+2Mn+4O2↓+2NaOH+2H2O

☺ N-3H3·H2O+2KMn+7O4→N02↑+2Mn+4O2↓+2KOH+4H2O

☺10N-3H3+6KMn+7O4+9H2SO4→5N02↑+6Mn+2SO4+3K2SO4+24H2O

☺ 2N-3H3·H2O+K2Cr+62O7→N02↑+2Cr+3(OH)3↓+2KOH+2H2O

☺ 2N-3H3+6Mn+4O2→N02↑+3Mn+32O3+3H2O 

☺ N-3H3+N+2O→N02↑+H2O

☺ 2N-3H3+3O02+2С-4H4→2HC+2N-3+6H2O-2 (Это такая «необычная» ОВР с участием аммиака, где получается циановодород, но анион N-3 не меняет СТОК!)

12)Взаимодействие солей аммония с окислителями

Ну уж про эти-то взаимодействия учитель химии «простой» школы вообще «не сном, ни духом». А знать надо! Соли аммония значительно уступают аммиаку по химической активности, однако тоже могут проявлять восстановительные свойства. Учим!

☺ 2N-3H4Cl+4Cu+2O→N02↑+4Cu0+6H2O

☺ 2N-3H4Cl+3Cu+2O→N02↑+3Cu0+2HCl+3H2O (ещё вариант написания)

☺ N-3H4Cl+KN+5O3→N+2O↑+KCl+H2O

☺ 2N-3H4Cl+NaN+3O2→N02↑+NaCl+2H2O

☺ N-3H4N+5O3→N+2O↑+H2O (нагрев)

13) Получение аммиака и фосфина в реакциях ОВР

Выше были рассмотрены случаи, когда летучие водородные соединения аммиак и фосфин получались в реакциях обмена без изменения СТОК (Смотри раздел 1, пункт 3). Но тем не менее есть несколько процессов ну очень глубокого восстановления ионов азота и фосфора, когда получаются эти вещества. Знакомимся.

Аммиак получается при взаимодействии амфотерных металлов , а также магния реакцией с нитратами в щелочной среде (в растворе или расплаве). И прямой синтез на производстве!

☺3H02+N02⮀2N-3H+3

①Амфотерные металлы с нитратами и щелочами в растворе (получаются комплексные соли с переходным металлом в анионе)

☺8Al0+3NaN+5O3+5NaOH+10H2O→3N-3H3↑+8Na[Al+3(OH)4]

☺4Zn0+NaN+5O3+7NaOH+6H2O→N-3H3↑+4Na2[Zn+2(OH)4]

☺8Al0+3NaN+5O3+5NaOH+10H2O→3N-3H3↑+8Na[Al+3(OH)4]

☺4Mg0+KN+5O3+6H2O→N-3H3↑+4Mg+2(OH)2+KOH(исключение)

②Амфотерные металлы с нитратами и щелочами в растворе при нагреве (получаются средние соли с переходным металлом в анионе)

☺8Al0+KN+5O3+5KOH+2H2O→3N-3H3↑+8KAl+3O2

☺4Zn0+NaN+5O3+7NaOH→N-3H3↑+4Na2Zn+2O2+2H2O

③Амфотерные металлы с нитратами и гидрокарбонатами, заменяющими щелочную среду (получаются средние соли с переходным металлом в анионе)

☺8Al0+KN+5O3+5KHCO3+2H2O→3N-3H3↑+8KAl+3O2+5CO2↑

☺4Zn0+NaN+5O3+7NaHCO3→N-3H3↑+4Na2Zn+2O2+7CO2↑+2H2O

Поглядим ещё на одну реакцию, где водород является восстановителем:

☺N+4O2+H02→N-3H3↑+H2O

Теперь посмотрим, в каких же ОВР выделяется фосфин:

☺P04+3KOH+3H2O→P-3H3↑+3KH2P+O2 (продукт – гопофосфит калия)

☺H3P+3O3+3H02→P-3H3↑+3H+2O

☺2P+32O3+6H2O→P-3H3↑+3H3P+5O4

☺4H3P+5O4→P-3H3↑+3H3P+3O3 (нагрев)

☹ 2P0+3H02→2P-3H+3 (фосфин из простых веществ не получается!)

14) Взаимодействие неметалла-восстановителя и соли-окислителя (только те случаи, где есть газообразные вещества)

Рассмотрим именно в этом пункте только те случаи, где выделяются газообразные продукты, но это далеко не единственные случаи процессов такого рода. О них – в отдельном руководстве!

☺2KN+5O3+C0→2KN+3O2+C+4O2↑

☺2KN+5O3+S0→2KN+3O2+S+4O2↑

☺2KN+5O3+3C0+S0→K2S-2+N02↑+C+4O2↑

☺BaS+6O4+C0→BaS-2+C+4O2↑

15) Получение углекислого газа в реакциях пирометаллургии

☺2Cu+2O+C0→2Cu0+C+4O2↑

☺2Fe+2O+C0→2Fe0+C+4O2↑

☺Fe2+3O3+C0→Fe0+C+4O2↑

☺S+4O2+2C+2O→S0+2C+4O2↑(нагрев, присутствие Al2O3)

16) Получение углекислого газа взаимодействием угля c оксидами неметаллов

☺2P+52O5+5C0→4P0+5C+4O2↑

☺S+4O2+C0→S0+C+4O2↑

☺2N+2O+C0→N02↑+C+4O2↑

☺2N+2O+C0→2N02↑+C+4O2↑

☺Si+4O2+C0→Si0+2C+2O↑ (допустимо образование СО2)

17) Получение угарного газа в промышленности

☺C+4O2+C0⮀2C+2O (Доменный процесс)

Последующие две реакции  называются соответственно конверсия метана с водяным паром и конверсия кокса с водяным паром. Продуктами этих реакций будут смеси водорода и угарного газов. Они называются «синтез-газами» и служат для синтеза органических веществ.

☺С-4H+4+H2O⮀C+2O↑+3H02↑

☺С0+H+2O⮀C+2O↑+H02↑-Q

☺2С-4H+4+O02⮀2C+2O↑+4H02↑ (в присутствии селективного катализатора)

☺Si+4O2+C0→Si0+2C+2O↑

Ещё промышленный способ получения- неполное сгорание углеводородов(топлива)

☺С-4H+4+O02⮀2C+2O↑+3H02↑

Пусть приведённые ниже две реакции также заставят вас быть бдительными. Помните правило : металлы , стоящие в ряду напряжений левее алюминия и включая сам алюминий , нельзя восстановить из оксидов с помощью угля!!! Их получают только щёлочноземельные металлы). И тем не менее оксиды, например, кальция и алюминия способны взаимодействовать с углем, только продуктами будут карбиды металлов и угарный газ!

☺СaO+3C0→CaC2-+3C+2O↑ (продукт – карбид кальция для производства ацетилена)

☺Са3(P+5O4)2+3SiO2+5C0→3CaSiO3+2P0+5C+2O↑ (получение фосфора в промышленности)

А вот лабораторные способы получения угарного газа:

18) Получение азота при взаимодействии оксидов азота с разными восстановителями

Рассмотрим сначала свойства диоксида азота (напоминаю, что он условно-кислотный, так как реагирует с водой с образованием смеси кислот, а с растворами щелочей – с образованием смеси солей, но это так, к слову). Диоксид азота – активный окислитель, восстанавливается до газообразного азота.

☺2N+4O2↑+4C+2O→N02↑+4C+4O2↑

☺2N+4O2↑+2S0→N02↑+2S+4O2↑

☺2N+4O2↑+4Cu0→N02↑+4Cu+2O

Следующие три процесса – демонстрация окислительных свойств азотного ангидрида (оксида азота (V)). Напоминаю, что по своей классовой принадлежности он кислотный оксид, ему соответствуют азотная кислота и соли-нитраты (все они также мощные окислители).

☺2N2+O5+5Cu0→N02↑+5Cu+2O

☺2N2+O5+2KI-→2N+4O2↑+I02↓+3KNO3 (исключение)

☺N2+O5+H2S-2→2N+4O2↑+S0↓+H2O (исключение)

Следующие 5 реакций показывают окислительные свойства монооксида азота NO. (Напомню, что по своей классовой принадлежности NO-несолеобразующий(безразличный) оксид 🢣 ему не соответствуют ни кислота, ни основание).

☺2N+2O+2H02→N02↑+2H+2O

☺2N+2O+C0→N02↑+C+4O2↑

☺2N+2O+Cu0→N02↑+2Cu+2O (Образуется именно оксид меди (I))

☺2N+2O+Zn0→N02↑+Zn+2O

☺2N+2O+2H2S-2→N02↑+2S0↓+2H2O

Следующие 3 реакции показывают окислительные свойства закиси азота N2O. (Напомню, что по своей классовой принадлежности N2O-несолеобразующий(безразличный) оксид 🢣 ему не соответствуют ни кислота, ни основание).

☺N2+O+H02→N02↑+H+2O

☺2N2+O+C0→2N02↑+C+4O2↑

☺N2+O+Mg0→N02↑+Mg+2O

19) Термическое разложение оксидов с получением кислорода

☺4Cu+2O-2→Cu+2O+O02↑(Образуется именно оксид меди (I))

☺2Hg+2O-2→2Hg0+O02↑

☺2S+6O3-2→2S+4O2↑+O02↑

☺2N2+O-2→2N20↑+O02↑

☺2N2+5O5-2→4N+4O2↑+O02↑

20) Промышленное и лабораторное получение водорода

Рассмотрим сначала лабораторные способы получения газа водорода, включающие:  взаимодействие металла, стоящего в ряду напряжений левее водорода, с разбавленной кислотой (кроме азотной); взаимодействие активного щелочного, щёлочноземельного металла, магния и алюминия с водой; взаимодействие амфотерного металла с раствором щёлочи.

☺Zn0+2H+Cl→Zn+2Cl2+H02↑

☺Ca0+2H2+O→Ca+2(OH)2+H02↑

☺Mg0+2H2+O→Mg+2(OH)2+H02↑ (Только в кипятке)

☺2Al0+6H2+O→2Al+3(OH)3+3H02↑(Только без оксидной плёнки)

☺2Al0+2NaOH+ 6H2+O→2Na[Al+3(OH)4]+3H02↑

Теперь повторим промышленные способы получения водорода.

Последующие 3 процесса – пиролиз метана при разных тепловых режимах:

☺C-4H+4→C0+2H02↑(1000°С)

☺2C-4H+4→C-22H4↑+2H02↑(1200°С)

☺2C-4H+4→C-2H2↑+3H02↑(1500°С)

Особо чистый водород получается при электролизе воды, а ещё это побочный продукт при электролизе раствора поваренной соли.

☺2H+2O-2→2H02↑+O02↑

☺2NaCl-+2H+2O-2→2NaOH+H02↑+Cl02↑

Рассмотрим ещё пару случаев промышленного получения водорода из угарного газа и метана.

☺C+2O+H+2O→C+4O2↑+H02↑(400°С, катализатор)

☺2C-4H4+O02+H2O→2C+4O2↑+6H02↑(900°С)

(Ещё способы получения водорода вместе с СО смотри пункт 17)

Покажу еще способы получения водорода из кремния и силана.

☺Si0+NaOH++H+2O→Na2Si+4O3+H02↑

☺Si-4H4+H+2O→Si+4O2+H02↑

☺Si-4H4+H+2O+NaOH→Na2Si+4O3+H02↑

Напоследок ещё nhjqrf процессов получения водорода, и их необходимо знать!

☺3Fe0+2H+2O→Fe+2,33O4+2H02↑ ( 700°С, коррозия железа водяным паром с получением водорода и железной окалины)

☺2LiH-+2H+2O→2LiOH+H02↑ (гидролиз гидридов щелочных металлов)

☺2H+I-→H02↑+I02↓

21) Термическое разложение кислот ОВР

☺4HN+5O-23→4N+4O2↑+O02↑+2H2O

☺4H3P+5O4→P-3H3↑+3H3P+3O3 (нагрев)

☺2HN+3O-22→N+4O2↑+N+2O↑+H2O

☺3HCl+O(твёрдая)→2HCl-↑+HCl+5O3

☺2H+I-→H02↑+I02↓

Г) Раздел 3. Заключение и обобщение

Ребята, давайте уж под конец обобщим то, что вы узнали нового, повторили старое, хорошо известное. Теперь предлагаю собрать воедино те способы, когда какой получается газ. Вместо формул давайте мысленно проговорим всё по-русски, именно словами. Это тоже весьма-весьма полезно для закрепления, ибо поможет вам лучше подготовиться  к заданию 32 повышенного уровня сложности.

А) Водород

Промышленные способы получения:

∙ Электролиз воды

∙ Пиролиз метана при разных температурах

∙Электролиз раствора поваренной соли

∙Взаимодействие угарного газа с водой

∙Взаимодействие метана с кислородом и водяным паром

Лабораторные способы получения :

∙Активные и среднеактивные металлы (до водорода в ряду напряжений) с разбавленными кислотами , кроме азотной кислоты.

∙Активные металлы(ЩМ. ЩЗМ),магний , железо с водой.

∙ Амфотерные металлы с растворами щелочей.

Прочие способы получения : 

∙ Взаимодействие кремния с растворами щелочей.

∙ Взаимодействие силана с водой или раствором щёлочи.

∙Разложение йодоводородной кислоты

∙Гидролиз гидридов щелочных и щёлочноземельных металлов.

Б) Смесь «синтез-газ» (водород и угарный газ)

Промышленные способы получения:

∙Конверсия метана и водяного пара

∙Пропускание водяных паров над раскалённым коксом

∙Каталитическое окисление метана с образованием синтез-газа

∙Неполное сгорание метана

В) Угарный газ

Промышленные способы получения:

∙ Взаимодействие угля и углекислого газа

∙Сгорание топлива в недостатке кислорода

∙Взаимодействие песка и кокса

∙Взаимодействие фосфата кальция, песка и угля при спекании (Получение фосфора)

Лабораторные способы получения:

∙Нагревание в присутствии концентрированной серной кислоты муравьиной кислоты.

∙Нагревание в присутствии концентрированной серной кислоты щавелевой кислоты.

Прочие  способы получения:

∙Взаимодействие угля с оксидами кальция и алюминия

Г) Углекислый газ

Промышленные способы получения:

∙ Обжиг (термическое разложение) известняка

∙Горение топлива (например, метана, угля, угарного газа)

∙Пирометаллургия (чёрная и цветная металлургия)

∙Из перегретого синтез-газа (будут СО2 и Н2)

∙Электролиз расплава корунда при производстве алюминия

Лабораторные способы получения:

∙Взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов с сильными кислотами

∙Термическое разложение карбонатов и гидрокарбонатов (питьевой соды, кальцинированной соды, карбоната аммония)

∙Разложение малахита.

Прочие  способы получения:

∙Спекание карбонатов с нелетучими оксидами (кислотными и амфотерными)

∙Взаимодействие оксида алюминия с углём и азотом (будут СО2 и нитрид алюминия)

∙Взаимное усиление гидролиза растворимых солей угольной кислоты и растворимых солей, чей катион образует слабое малорастворимое основание.

∙Взаимодействие угля с кислотами-окислителями (концентрированными серной и азотной кислотами)

∙ Взаимодействие угля с солями-окислителями (сульфатами, нитратами, хлоратами)

∙Взаимодействие угля с оксидами неметаллов

∙Медленное окисление органических веществ  с  кратной связью на конце молекулы перманганатами и бихроматами в кислой среде.

∙ОВР, где карбонаты заменяют щелочную среду

∙ Участие солей карбонатов и гидрокарбонатов в ОВР в качестве заменителей щелочной среды.

∙Взаимодействие бихроматов с карбонатами с образованием СО2 и жёлтых хроматов.

Д) Хлор

Промышленные способы получения:

∙ Электролиз раствора поваренной соли

∙Электролиз расплава поваренной соли

∙Взаимодействие хлороводорода с кислородом (реакция Дикона)

Лабораторные способы получения:

∙Перманганат калия с концентрированной соляной кислотой

∙Бихромат калия с концентрированной соляной кислотой

∙Диоксид марганца с концентрированной соляной кислотой

∙Бертолетова соль (хлорат калия) с концентрированной соляной кислотой

Прочие  способы получения:

∙Любая соль кислородсодержащей кислоты хлора  с концентрированной соляной кислотой

∙Оксид свинца (IV) с концентрированной соляной кислотой

∙Гипохлорит натрия с уксусной кислотой

∙Разложение хлорида серебра на свету

∙Взаимодействие  соли манганата  с концентрированной соляной кислотой

Е) Кислород

Промышленные способы получения:

∙Низкотемпературная перегонка воздуха (физический процесс)

∙Электролиз воды (в присутствии щёлочи)

∙ Термическое разложение бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца.

Лабораторные способы получения:

∙Термическое разложение перманганата калия

∙Разложение пероксида водорода

Прочие  способы получения:

∙Разложение перхлоратов щелочных металлов на хлорид и кислород

∙Разложение нитратов активных металлов

∙Разложение нитратов средне- и малоактивных металлов (О2 в смеси с NO2)

∙Термическое разложение оксидов

∙Термическое разложение азотной кислоты (О2 в смеси с NO2)

∙Термическое разложение пероксидов металлов

∙Взаимодействие пероксида натрия с углекислым газом (будут карбонат и О2)

∙Разложение сульфатов средне- и малоактивных металлов (О2 в смеси с SO2)

∙Горение фтора в воде (О2 в смеси с HF)

∙Реакция замещения хлора и оксида кальция при 700°С.

∙Взаимодействие пероксида водорода с мощными окислителями

∙Взаимодействие диоксида марганца с концентрированной серной кислотой

Ж) Аммиак

Промышленный способ получения:

∙Прямой синтез из простых веществ

Лабораторные способы получения:

∙ Взаимодействие солей аммония с растворами щелочей

∙Разложение солей аммония без изменения СТОК (например, галогенидов или карбонатов)

Прочие  способы получения:

∙ Взаимодействие амфотерных металлов с нитратами в щелочной среде (в расплаве и растворе)

∙Взаимодействие магния в расплаве с нитратами

∙Взаимодействие переходных металлов с нитратами в растворе гидрокарбонатов

∙Гидролиз нитридов металлов (из катиона металла и аниона азота)

∙Взаимодействие диоксида азота с водородом

Примечание: при реакции разбавленной азотной кислоты с активными металлами, очень разбавленной азотной кислоты со среднеактивными металлами и при взаимодействии нитридов металлов с бескислородными кислотами также теоретически выделяется аммиак, но он мгновенно реагирует с избытком кислоты , поэтому в подобных ситуациях газ не выделится, а будут соли аммония!

З) Фосфин

Лабораторный способ получения:

∙ Взаимодействие фосфора со щелочами.

∙Гидролиз фосфидов металлов

Прочие  способы получения:

∙Взаимодействие фосфористой кислоты с водородом

∙Термическое разложение фосфорной кислоты

∙Разложение водой оксида фосфора (III).

И) Диоксид азота

Промышленный способ получения:

∙Окисление кислородом монооксида азота (производство азотной кислоты)

Лабораторныу способы получения:

∙ Малоактивные металлы (прежде всего медь) с концентрированной азотной кислотой

∙ Неметаллы (прежде всего белый фосфор) с концентрированной азотной кислотой

Прочие  способы получения:

∙Термическое разложение азотной кислоты (О2 в смеси с NO2)

∙Разложение нитратов средне- и малоактивных металлов (О2 в смеси с NO2)

∙Азотная кислота с восстановителями разных классов (смотри пояснения к пунктам 5 и 6 раздела 2 выше)

∙взаимодействие оксида азота (V) с йодидом калия

∙взаимодействие оксида азота (V) с сероводородом

К) Монооксид азота

Промышленный способ получения:

∙Каталитическое окисление аммиака (в присутствии Cr2O3 или платины)

Лабораторные способы получения:

∙взаимодействие средне- и малоактивного металла с разбавленной азотной кислотой

∙взаимодействие фосфора с разбавленной азотной кислотой

Прочие  способы получения:

∙Взаимодействие азотистой кислоты и йодоводородной кислоты

∙Взаимодействие нитрита калия с солями-восстановителями (йодидом калия или сульфатом железа (II)) в кислой среде

∙Термическое разложение азотистой кислоты (будет смесь NO и NO2).

∙Прямой синтез из простых веществ в электрическом разряде.

∙Сульфид железа (II) с азотной кислотой

∙сульфид натрия с нитратом натрия в кислой среде

Л) Закись азота N2O

Лабораторные способы получения:

∙Разложение нитрата аммония

∙Взаимодействие активных металлов с концентрированной азотной кислотой

Прочие  способы получения:

∙Спекание хлорида аммония с нитратом калия

М) Азот

Промышленный способ получения:

∙Низкотемпературная перегонка воздуха (физический процесс)

Лабораторные способы получения:

∙Термическое разложение нитрита аммония

∙Термическое разложение бихромата аммония

Прочие  способы получения:

∙Некаталитическое горение аммиака

∙Взаимодействие среднеактивного металла с концентрированной азотной кислотой

∙Взаимодействие аммиака с различными окислителями (смотри примеры к пункту 11 раздела 2)

∙Взаимодействие солей аммония с различными окислителями кроме нитратов (смотри пункт 12 раздела2).

∙Взаимодействие оксидов азота с различными восстановителями (смотри пункт 18 раздела 2).

Н) Сероводород

Лабораторные способы получения:

∙Гидролиз сульфида алюминия

∙ Взаимодействие сульфидов с галогеноводородными кислотами

∙Взаимодействие активных металлов и концентрированной серной кислоты

Прочие  способы получения:

∙Прямой синтез из простых веществ

∙Усиление гидролиза растворимого сульфида и соли, чей катион образует нерастворимое основание (кроме Fe+3).

∙Взаимодействие концентрированной серной кислоты с йодоводородной кислотой и йодидами.

О) Сернистый газ

Промышленные способы получения:

∙Обжиг сульфидных руд (особенно серного колчедана)

∙Горение серы в кислороде

Лабораторные способы получения:

∙Взаимодействие растворимых солей-сульфитов с сильными кислотами (кроме азотной и концентрированной серной)

Прочие  способы получения:

∙взаимодействие концентрированной серной кислоты с мало- и среднеактивными металлами

∙ взаимодействие концентрированной серной кислоты с  неметаллами (серой, фосфором, углём)

∙Взаимодействие концентрированной серной кислоты с различными восстановителями(смотри пояснения к пунктам 5 и 6 раздела 2 выше, а также примеры)

 ∙Усиление гидролиза растворимого сульфита и соли, чей катион образует нерастворимое основание (кроме Fe+3).

∙Термическое разложение сульфатов средне- и малоактивных металлов (SO2 в смеси с О2)

П) Хлороводород

Промышленный способ получения:

∙Прямой синтез из простых веществ

Лабораторный способ получения:

∙ Взаимодействие твёрдой соли-хлорида и концентрированной нелетучей кислоты (серной или азотной)

Прочие  способы получения:

∙Взаимодействие твёрдых галогенидов неметаллов с водой

∙Термическое разложение хлорида аммония (нашатыря)

∙Горение свечи в атмосфере хлора