Solution:

2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2

mp-pa = m(H2O) + m(Cl2) − m(O2) ;

Δm = m(Cl2) − m(O2) ;

Prenons n(Cl2) comme étant X, alors n(O2) = 0,5x ;

Composons équation algébrique sur la base de l'égalité ci-dessus, nous trouvons X:

Δm = x M(Cl2) − 0,5x M(O2) = x(71 − 16) = 55x ;

x = 0,04 mole ;

V(Cl2) = n(Cl2) Vm = 0,004 22,4 = 0,896 l.

Répondre: 0,896 l.

10. Calculez la plage de valeurs admissibles du volume de chlore (n°) nécessaire à la chloration complète de 10,0 g d'un mélange de fer et de cuivre.

Solution:

Étant donné que la condition ne précise pas quel est le rapport des métaux dans le mélange, nous ne pouvons que supposer que la plage de valeurs admissibles pour le volume de chlore dans dans ce cas il y aura une gamme entre ses volumes nécessaires pour chlorer 10 g de chaque métal séparément. Et résoudre le problème revient à trouver séquentiellement ces volumes.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Cu + Cl′2 = CuCl2

n(Cl2) = 1,5n(Fe) = 1,5 10/56 = 0,26 mole ;

V(Cl2) = n(Cl2) Vm = 0,26 22,4 = 5,99 ≈ 6 l ;

n(Cl′2) = n(Cu) = 10/63,5 = 0,16 mole ;

V(Cl′2) = 22,4 · 0,16 = 3,5 l.

Répondre: 3,5 ≤ V(Cl2) ≤ 6 l.

11. Calculer la masse d'iode formée lors du traitement d'un mélange d'iodure de sodium dihydraté, d'iodure de potassium et d'iodure de magnésium avec un excès d'une solution acidifiée de permanganate de potassium, dans laquelle les fractions massiques de tous les sels sont égales, et la quantité totale de tous substances est de 50,0 mmol.

Solution:

Écrivons les équations des réactions se produisant dans la solution et composons les demi-réactions générales, sur la base desquelles nous organiserons les coefficients :

10NaI2H2O + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 28H2O

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

5MgI2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 5MgSO4 + K2SO4 + 8H2O

MnO4¯+ 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O 2

2I¯− 2 ē = I2 5

2 MnO4¯+ 16H+ + 10 I¯= 2 Mn2+ + 5I2 + 8H2O

De l'égalité des fractions massiques des composants du mélange, il s'ensuit que leurs masses sont également égales. les prenant pour X Créons une équation algébrique basée sur l'égalité :

n1 + n2 + n3 = 50,0 mmol

m1/M(NaI·2H2O) + m2/M(KI) + m3/M(MgI2) = 50,0 mmol

m1 = m2 = m3 = x

x/186 + x/166 + x/278 = 50 10-3 moles

m (I2)1 = 5M(I2) m(NaI·2H2O)/10M(NaI·2H2O) = (5 254 3,33)/10 186 = 2,27 g ;

m (I2)2 = 5M(I2) m(KI)/10M(KI) = (5 254 3,33)/10 166 = 2,55 g;

m (I2)3 = 5M(I2) m(MgI2)/10M(MgI2) = (5 254 3,33)/10 278 = 3,04 g.

Total : 7,86 g.

Répondre: 7,86g.

12. Lors du passage du chlore dans 200 g d'une solution à 5,00 % de peroxyde d'hydrogène, la masse de la solution a augmenté de 3,9 g. Calculez les fractions massiques des substances dans la solution résultante.

Solution:

Н2О2 + Cl2 = О2 + 2НCl

1. Trouvez la quantité initiale de H2O2 dans la solution :

n1(H2O2) = m/M(H2O2) = mP-RA ω/ M(H2O2) = 200 0,05/34 =

2. Prenons la quantité de chlore absorbée dans la solution comme X, alors nO2 = x, et l'augmentation de la masse de la solution est due à la différence des masses de chlore absorbé et d'oxygène libéré :

m(Cl 2) − m(O 2) = Δ m ou x M(Cl 2) − x M(O2) = Δ m ;

71x − 32x = 3,9 ; x = 0,1 mole.

3. Calculez la quantité de substances restant dans la solution :

n2(H2O2)OXYDÉ = n(Cl2) = 0,1 mole ;

n(H2O2) RESTANT EN SOLUTION = n1 − n2 = 0,294 − 0,1 = 0,194 mol ;

n(HCl) = 2n(Cl 2) = 0,2 mol.

4. Trouvez les fractions massiques des substances dans la solution résultante :

ω(H2O2) = n(H2O2) M(H2O2)/ mP-RA = 0,194 34/203,9 100 % = 3,23 % ;

ω(HCl) = n(HCl) M(HCl)/ mP-RA = 0,2 36,5/203,9 100 % = 3,58 %.

Répondre:ω(H2O2) = 3,23 % ;

ω(НCl) = 3,58 %.

13. Du bromure de manganèse (II) tétrahydraté pesant 4,31 g a été dissous dans un volume d'eau suffisant. Le chlore a été passé à travers la solution résultante jusqu'à ce que les concentrations molaires des deux sels soient égales. Calculez la quantité de chlore (n°) qui a été transmise.

Solution:

Mn Br2 · 4H2O + Cl2 = MnCl2 + Br2 + 4H2O

1. Trouvez la quantité initiale de bromure de manganèse (II) tétrahydraté en solution :

n(Mn Br2 · 4H2O)REQ. = m/M = 4,31/287 = 1,5 10−2 mol.

2. L'égalité des concentrations molaires des deux sels se produira lorsque la moitié de la quantité initiale de Mn Br2 · 4H2O sera consommée. Que. la quantité de chlore nécessaire peut être trouvée à partir de l'équation de réaction :

n(Cl2) = n(MnCl2) = 0,5 n(Mn Br2 · 4H2O) réf. = 7,5·10−3mol.

V(Cl2) = n·Vm = 7,5·10−3·22,4 = 0,168 l.

Répondre: 0,168 l.

14. Le chlore a été passé à travers 150 ml de solution de bromure de baryum avec une concentration molaire en sel de 0,05 mol/l jusqu'à ce que les fractions massiques des deux sels soient égales. Calculez la quantité de chlore (200 °C, 95 kPa) qui a traversé.

Solution:

BaBr2 + Cl2 = BaCl2 + Br2

1. De l'égalité des fractions massiques des sels formés, découle l'égalité de leurs masses.

m(BaCl2) = m(BaBr2) ou n(BaCl2) M(BaCl2) = n′(BaBr2) M(BaBr2).

2. Prenons n(BaCl2) comme X mol, et n′(BaBr2), restant en solution, pour SM ·V − x = 0,15·0,05− x = 7,5·10−3− x et composez une équation algébrique :

208x = (7,5 10−3− x) 297 ;

2,2275 = 297x +208x ;

3. Trouvez la quantité de chlore et son volume :

n(Cl2) = n(BaCl2) = 0,0044 mole ;

V(Cl2) = nRT/P = (0,0044 8,314 293)/95 = 0,113 l.

Répondre: 113 ml.

15. Mélange de bromure et de fluorure de potassium masse totale 100 g dissous dans l'eau ; l'excès de chlore a été passé à travers la solution résultante. La masse du résidu après évaporation et calcination est de 80,0 g. Calculez les fractions massiques des substances dans le mélange obtenu.

Solution:

1. Après calcination des produits de réaction, le résidu est constitué de fluorure et de chlorure de potassium :

2КBr + Cl2 = 2КCl + Br2

2. Prenons les quantités de KF et KBr comme X Et à en conséquence, alors

n(KCl) = n(KBr) = y mol.

Créons un système d'équations basé sur des égalités :

m(KF) + m(KBr) = 100

m(KF) + m(KCl) = 80

n(KF) M(KF) + n(KBr) M(KBr) = 100

n(KF) M(KF) + n(KCl) M(KCl) = 80

58x + 119a = 100 58x = 100 – 119a

58 x + 74,5 ans = 80 100 – 119 ans + 74,5 ans = 80

44,5 ans = 20 ; y = 0,45 ; x = 0,8.

3. Trouvons les masses de substances dans le résidu et leurs fractions massiques :

m(KF) = 58.0,8 = 46,5 g.

m(KCl) = 74,5 · 0,45 = 33,5 g.

ω(KF) = 46,5/80·100 % = 58,1 % ;

ω(KCl) = 33,5/80·100 % = 41,9 %.

Répondre:ω(KF) = 58,1 % ;

ω(КCl) = 41,9 %.

16. Un mélange de bromure de sodium et d'iodure a été traité avec un excès d'eau chlorée, la solution résultante a été évaporée et calcinée. La masse du résidu sec s'est avérée être 2,363 fois inférieure à la masse du mélange d'origine. Combien de fois la masse du précipité obtenu après traitement du même mélange avec un excès de nitrate d'argent sera-t-elle supérieure à la masse du mélange initial ?

Solution:

2NaBr + HClO +HCl = 2NaCl + Br2 + H2O

2NaI + HClO + HCl = 2NaCl + I2 + H2O

1. Prenons la masse du mélange initial égale à 100 g, et les quantités des sels NaBr et NaI qui le composent comme X Et à respectivement. Ensuite, sur la base du rapport (m(NaBr) + m(NaI))/ m(NaCl) = 2,363, nous créons un système d'équations :

103x + 150y = 100

2,363·58,5(x+y) = 100

x = 0,54 mole ; y = 0,18 mole.

2. Écrivons le deuxième groupe de réactions :

NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + NaNO3

NaI + AgNO3 = AgI↓ + NaNO3

Ensuite, pour déterminer le rapport des masses du précipité formé et du mélange initial de substances (prises à 100 g), il reste à trouver les quantités et masses d'AgBr et AgI, qui sont égales à n(NaBr) et n( NaI), soit respectivement 0,18 et 0,54 mol.

3. Trouvez le rapport de masse :

(m(AgBr) + m(AgI))/(m(NaBr) + m(NaI)) =

(M(AgBr) x + M(AgI) y)/100 =

(188 0,18 + 235 0,54)/100 =

(126,9 + 34,67)/100 = 1,62.

Répondre: 1,62 fois.

17. Un mélange d'iodure de magnésium et d'iodure de zinc a été traité avec un excès d'eau bromée, la solution résultante a été évaporée et calcinée à 200 - 300°C. La masse du résidu sec s'est avérée être 1,445 fois inférieure à la masse du mélange d'origine. Combien de fois la masse du précipité obtenu après traitement du même mélange avec un excès de carbonate de sodium sera-t-elle inférieure à la masse du mélange d'origine ?

Solution:

1. Écrivons les deux groupes de réactions, désignant les masses du mélange initial de substances et les produits résultants sous la forme m1, m2, m3.

(MgI2 + ZnI2)+ 2Br2 = (MgBr2 + ZnBr2)+ 2I2

(MgI2 + ZnI2)+ 2 Na2CO3 = (MgCO3 + ZnCO3)↓ + 4NaI

m1/m2 = 1,445 ; m1/ m3 = ?

2. Prenons la quantité de sels dans le mélange initial comme X(MgI2) et à(ZnI2), alors les quantités de produits de toutes les réactions peuvent être exprimées comme

n(MgI2) = n(MgBr2) = n(MgCO3) = x mol;

n(ZnI2) = n(ZnBr2) = n(ZnCO3) = y mol.

Professeur de chimie

LEÇON 10
10e année(première année d'études)

Continuation. Pour le début, voir n° 22/2005 ; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11/2006

Réactions redox

Plan

1. Réactions d'oxydo-réduction (ORR), degré d'oxydation.

2. Processus d'oxydation, les agents réducteurs les plus importants.

3. Le processus de réduction, les agents oxydants les plus importants.

4. Dualité rédox.

5. Principaux types d'ORR (intermoléculaire, intramoléculaire, disproportionnement).

6. Valeur ORR.

7. Méthodes de compilation des équations ORR (balance électronique et électron-ion).

Toutes les réactions chimiques, basées sur des changements dans les états d'oxydation des atomes impliqués, peuvent être divisées en deux types : ORR (celles qui se produisent avec un changement des états d'oxydation) et non-ORR.

État d'oxydation– la charge conditionnelle d'un atome dans une molécule, calculée sur la base de l'hypothèse que seules des liaisons ioniques existent dans la molécule.

Règles pour déterminer le degré d'oxydation

État d'oxydation des atomes substances simpleségal à zéro.

La somme des états d'oxydation des atomes dans une substance complexe (dans une molécule) est nulle.

L'état d'oxydation des atomes de métaux alcalins est +1.

L'état d'oxydation des atomes de métaux alcalino-terreux est +2.

L'état d'oxydation des atomes de bore et d'aluminium est +3.

L'état d'oxydation des atomes d'hydrogène est +1 (dans les hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux –1).

L'état d'oxydation des atomes d'oxygène est –2 (en peroxydes –1).

Tout ORR est un ensemble de processus de don et d’addition d’électrons.

Le processus d’abandon d’électrons est appelé oxydation. Les particules (atomes, molécules ou ions) qui donnent des électrons sont appelées restaurateurs. En raison de l'oxydation, l'état d'oxydation de l'agent réducteur augmente. Les agents réducteurs peuvent être des particules dans des états d'oxydation inférieurs ou intermédiaires. Les agents réducteurs les plus importants sont : tous les métaux sous forme de substances simples, notamment actives ; C, CO, NH 3, PH 3, CH 4, SiH 4, H 2 S et sulfures, halogénures d'hydrogène et halogénures métalliques, hydrures métalliques, nitrures et phosphures métalliques.

Le processus d’ajout d’électrons s’appelle restauration. Les particules qui acceptent les électrons sont appelées agents oxydants. En raison de la réduction, l'état d'oxydation de l'agent oxydant diminue. Les agents oxydants peuvent être des particules dans des états d'oxydation supérieurs ou intermédiaires. Les agents oxydants les plus importants : substances simples non métalliques à haute électronégativité (F 2, Cl 2, O 2), permanganate de potassium, chromates et dichromates, acide nitrique et nitrates, acide sulfurique concentré, acide perchlorique et perchlorates.

Il existe trois types de réactions redox.

intermoléculaire OVR - un agent oxydant et un agent réducteur sont inclus dans diverses substances, par exemple :

Intramoléculaire OVR – un agent oxydant et un agent réducteur font partie d’une seule substance.

Il peut s'agir de différents éléments, par exemple : ou unélément chimique

dans différents états d'oxydation, par exemple : Disproportionnement (auto-oxydation-auto-guérison)

– l'agent oxydant et le réducteur sont un même élément, qui est dans un état d'oxydation intermédiaire, par exemple : Les ORR sont d'une grande importance, car la plupart des réactions se produisant dans la nature appartiennent à ce type ( processus de photosynthèse

, combustion). De plus, les ORR sont activement utilisés par l'homme dans ses activités pratiques (réduction des métaux, synthèse de l'ammoniac) : Pour compiler des équations ORR, vous pouvez utiliser la méthode de la balance électronique ( circuits électroniques

) ou la méthode de la balance électron-ion.

Méthode de balance électronique :

Méthode de balance électron-ion :

Test sur le thème « Réactions d’oxydo-réduction »

1. Le dichromate de potassium a été traité avec du dioxyde de soufre dans une solution d'acide sulfurique, puis avec une solution aqueuse de sulfure de potassium. La substance finale X est :

a) chromate de potassium ; b) oxyde de chrome (III);

2. c) hydroxyde de chrome (III); d) sulfure de chrome (III).

Quel produit de réaction entre le permanganate de potassium et l'acide bromhydrique peut réagir avec le sulfure d'hydrogène ?

a) Brome ; b) du bromure de manganèse (II);

3. c) dioxyde de manganèse ; d) hydroxyde de potassium.

L'oxydation de l'iodure de fer (II) avec l'acide nitrique produit de l'iode et du monoxyde d'azote. Quel est le rapport du coefficient de l'agent oxydant au coefficient de l'agent réducteur dans l'équation de cette réaction ?

4. une) 4 : 1 ; b) 8 : 3 ; c) 1:1 ; d) 2:3.

L'état d'oxydation de l'atome de carbone dans l'ion bicarbonate est égal à :

5. une) +2 ; b) –2 ; c) +4 ; d) +5.

Le permanganate de potassium en milieu neutre est réduit à :

a) manganèse ; b) de l'oxyde de manganèse (II);

6. La somme des coefficients de l'équation de réaction du dioxyde de manganèse avec l'acide chlorhydrique concentré est égale à :

une) 14 ; b) 10 ; c) 6 ; d)9.

7. Parmi les composés répertoriés, seuls les suivants présentent une capacité oxydante :

UN) acide sulfurique; b) acide sulfureux ;

c) acide sulfure d'hydrogène ; d) sulfate de potassium.

8. Parmi les composés répertoriés, la dualité rédox se manifeste par :

a) du peroxyde d'hydrogène ; b) peroxyde de sodium ;

c) du sulfite de sodium ; d) sulfure de sodium.

9. Parmi les types de réactions suivants, les réactions redox sont :

a) neutralisation ; b) restauration ;

c) disproportion ; d) échange.

10. L'état d'oxydation d'un atome de carbone ne coïncide pas numériquement avec sa valence dans la substance :

a) tétrachlorure de carbone ; b) l'éthane ;

c) carbure de calcium ; d) monoxyde de carbone.

Clé du test

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
V	UN	UN	V	V	G	annonce	une, b, c	b,c	b,c

Exercices sur les réactions redox
(balance électronique et électron-ion)

Tâche 1. Créez des équations OVR à l'aide de la méthode de la balance électronique, déterminez le type d'OVR.

1. Zinc + dichromate de potassium + acide sulfurique = sulfate de zinc + sulfate de chrome(III) + sulfate de potassium + eau.

Balance électronique :

2. Sulfate d'étain (II) + permanganate de potassium + acide sulfurique = sulfate d'étain (IV) + sulfate de manganèse + sulfate de potassium + eau.

3. Iodure de sodium + permanganate de potassium + hydroxyde de potassium = iode + manganate de potassium + hydroxyde de sodium.

4. Soufre + chlorate de potassium + eau = chlore + sulfate de potassium + acide sulfurique.

5. Iodure de potassium + permanganate de potassium + acide sulfurique = sulfate de manganèse (II) + iode + sulfate de potassium + eau.

6. Sulfate de fer(II) + bichromate de potassium + acide sulfurique = sulfate de fer(III) + sulfate de chrome(III) + sulfate de potassium + eau.

7. Nitrate d'ammonium = oxyde nitrique (I) + eau.

8. Phosphore + acide nitrique = acide phosphorique + oxyde nitrique (IV) + eau.

9. Acide nitreux = acide nitrique + oxyde nitrique (II) + eau.

10. Chlorate de potassium + acide chlorhydrique = chlore + chlorure de potassium + eau.

11. Bichromate d'ammonium = azote + oxyde de chrome(III) + eau.

12. Hydroxyde de potassium + chlore = chlorure de potassium + chlorate de potassium + eau.

13. Oxyde de soufre (IV) + brome + eau = acide sulfurique + acide bromhydrique.

14. Oxyde de soufre (IV) + sulfure d'hydrogène = soufre + eau.

15. Sulfite de sodium = sulfure de sodium + sulfate de sodium.

16. Permanganate de potassium + acide chlorhydrique = chlorure de manganèse(II) + chlore + chlorure de potassium + eau.

17. Acétylène + oxygène = dioxyde de carbone+ eau.

18. Nitrite de potassium + permanganate de potassium + acide sulfurique = nitrate de potassium + sulfate de manganèse(II) + sulfate de potassium + eau.

19. Silicium + hydroxyde de potassium + eau = silicate de potassium + hydrogène.

20. Platine + acide nitrique + acide chlorhydrique = chlorure de platine (IV) + oxyde nitrique + eau.

21. Sulfure d'arsenic + acide nitrique = acide arsénique + dioxyde de soufre + dioxyde d'azote + eau.

22. Permanganate de potassium = manganate de potassium + oxyde de manganèse (IV) + oxygène.

23. Sulfure de cuivre(I) + oxygène + carbonate de calcium = oxyde de cuivre(II) + sulfite de calcium +
+ dioxyde de carbone.

24. Chlorure de fer(II) + permanganate de potassium + acide chlorhydrique = chlorure de fer(III) + chlore +
+ chlorure de manganèse(II) + chlorure de potassium + eau.

25. Sulfite de fer(II) + permanganate de potassium + acide sulfurique = sulfate de fer(III) + sulfate de manganèse(II) + sulfate de potassium + eau.

Réponses aux exercices de la tâche 1

Lors de l'utilisation de la méthode de demi-réaction (balance électron-ion), il convient de garder à l'esprit que dans les solutions aqueuses, la liaison de l'excès d'oxygène et l'ajout d'oxygène par un agent réducteur se produisent différemment dans les milieux acides, neutres et alcalins. Dans les solutions acides, l'excès d'oxygène est lié par des protons pour former des molécules d'eau, et dans les solutions neutres et alcalines par des molécules d'eau pour former des ions hydroxyde. L'ajout d'oxygène par un agent réducteur s'effectue dans des environnements acides et neutres en raison des molécules d'eau avec formation d'ions hydrogène, et dans un environnement alcalin - en raison des ions hydroxyde avec formation de molécules d'eau.

Environnement neutre :

Environnement alcalin :

agent oxydant + H 2 O = ... + OH – ,

agent réducteur + OH – = ... + H 2 O.

Milieu acide :

agent oxydant + H + = ... + H 2 O,

agent réducteur + H 2 O = ... + H + .

Tâche 2.À l'aide de la méthode de la balance électron-ion, composez des équations pour les réactions redox se produisant dans un certain environnement.

1. Sulfite de sodium + permanganate de potassium + eau = .......................

2. Hydroxyde de fer(II) + oxygène + eau = .....................................

3. Bromure de sodium + permanganate de potassium + eau = ..........................

4. Sulfure d'hydrogène + brome + eau = acide sulfurique + .......................

5. Nitrate d'argent(I) + phosphine + eau = argent + acide phosphorique + ...............................

EN MILIEU ALCALIN

1. Sulfite de sodium + permanganate de potassium + hydroxyde de potassium = .......................

2. Bromure de potassium + chlore + hydroxyde de potassium = bromate de potassium + .......................

3. Sulfate de manganèse(II) + chlorate de potassium + hydroxyde de potassium = manganate de potassium + ...................... .

4. Chlorure de chrome(III) + brome + hydroxyde de potassium = chromate de potassium + .......................

5. Oxyde de manganèse(IV) + chlorate de potassium + hydroxyde de potassium = manganate de potassium + ...................... .

Dans un environnement acide

1. Sulfite de sodium + permanganate de potassium + acide sulfurique = .......................

2. Nitrite de potassium + iodure de potassium + acide sulfurique = oxyde nitrique (II) + .......................

3. Permanganate de potassium + monoxyde d'azote (II) + acide sulfurique = monoxyde d'azote (IV) + ...................... .

4. Iodure de potassium + bromate de potassium + acide chlorhydrique = .......................

5. Nitrate de manganèse (II) + oxyde de plomb (IV) + acide nitrique = acide de manganèse +
+ ...................... .

Réponses aux exercices de la tâche 2

ENVIRONNEMENT NEUTRE

Tâche 3. À l'aide de la méthode de la balance électron-ion, créez des équations ORR.

1. Hydroxyde de manganèse(II) + chlore + hydroxyde de potassium = oxyde de manganèse(IV) + ...................... .

Balance électron-ion :

2. Oxyde de manganèse(IV) + oxygène + hydroxyde de potassium = manganate de potassium +...............................

3. Sulfate de fer(II) + brome + acide sulfurique = .......................

4. Iodure de potassium + sulfate de fer(III) = ....................... .

5. Bromure d'hydrogène + permanganate de potassium = ..................................

6. Chlorure d'hydrogène + oxyde de chrome(VI) = chlorure de chrome(III) + .......................

7. Ammoniac + brome = .......................

8. Oxyde de cuivre(I) + acide nitrique = oxyde nitrique(II) + .......................

9. Sulfure de potassium + manganate de potassium + eau = soufre + .......................

10. Monoxyde d'azote (IV) + permanganate de potassium + eau = .......................

11. Iodure de potassium + dichromate de potassium + acide sulfurique = ..................................

12. Sulfure de plomb(II) + peroxyde d'hydrogène = ..................................

13. Acide hypochloreux + peroxyde d'hydrogène = acide chlorhydrique + .......................

14. Iodure de potassium + peroxyde d'hydrogène = ..................................

15. Permanganate de potassium + peroxyde d'hydrogène = oxyde de manganèse(IV) + .....................................

16. Iodure de potassium + nitrite de potassium + acide acétique = oxyde nitrique (II) + .................................... .

17. Permanganate de potassium + nitrite de potassium + acide sulfurique = ..................................

18. Acide sulfureux + chlore + eau = acide sulfurique + .......................

19. Acide sulfureux + sulfure d'hydrogène = soufre + ............................

En 2012, une nouvelle forme de tâche C2 a été proposée - sous la forme d'un texte décrivant une séquence d'actions expérimentales qui doivent être converties en équations de réaction.
La difficulté d'une telle tâche réside dans le fait que les écoliers ont une très mauvaise compréhension de la chimie expérimentale non papier et ne comprennent pas toujours les termes utilisés et les processus en cours. Essayons de le comprendre.
Très souvent, des concepts qui semblent tout à fait clairs à un chimiste sont mal perçus par les candidats, pas comme prévu. Le dictionnaire fournit des exemples de malentendus.

Dictionnaire de termes obscurs.

1. Attelage- il s'agit simplement d'une certaine portion d'une substance d'une certaine masse (elle a été pesée sur la balance). Cela n'a rien à voir avec la verrière du porche.
2. Enflammer- chauffer la substance à haute température et chauffer jusqu'à la fin réactions chimiques. Il ne s’agit pas de « mélanger avec du potassium » ou de « percer avec un ongle ».
3. "Ils ont fait exploser un mélange de gaz"- cela signifie que les substances ont réagi de manière explosive. Habituellement, une étincelle électrique est utilisée pour cela. Le flacon ou le récipient dans ce cas n'explose pas!
4. Filtre- séparer le précipité de la solution.
5. Filtre— passer la solution à travers un filtre pour séparer le précipité.
6. Filtrer- ceci est filtré solution.
7. Dissolution d'une substance est la transition d’une substance en solution. Cela peut se produire sans réaction chimique (par exemple, lorsqu'il est dissous dans l'eau). sel de table NaCl produit une solution de sel de table NaCl, et non un alcali et un acide séparément), ou pendant le processus de dissolution, la substance réagit avec l'eau et forme une solution d'une autre substance (lorsque l'oxyde de baryum est dissous, une solution d'hydroxyde de baryum est obtenue). Les substances peuvent être dissoutes non seulement dans l'eau, mais également dans les acides, les alcalis, etc.
8. Évaporation est l'élimination de l'eau et des substances volatiles d'une solution sans décomposition des solides contenus dans la solution.
9. Évaporation- Il s'agit simplement de réduire la masse d'eau dans une solution par ébullition.
10. Fusion- il s'agit du chauffage conjoint de deux ou plusieurs substances solides jusqu'à une température à laquelle elles commencent à fondre et à interagir. Cela n'a rien de commun avec la navigation fluviale.
11. Sédiments et résidus.
    Ces termes sont très souvent confondus. Bien que ce soient des concepts complètement différents.
    "La réaction se déroule avec dégagement d'un précipité"- cela signifie que l'une des substances obtenues lors de la réaction est légèrement soluble. Ces substances tombent au fond du récipient de réaction (tubes à essai ou flacons).
    "Reste" est une substance qui gauche, n’a pas été complètement consommé ou n’a pas réagi du tout. Par exemple, si un mélange de plusieurs métaux a été traité avec un acide et que l’un des métaux n’a pas réagi, on peut l’appeler le reste.
12. Saturé une solution est une solution dans laquelle, à une température donnée, la concentration d'une substance est la plus élevée possible et ne se dissout plus.
    Insaturé une solution est une solution dans laquelle la concentration d'une substance n'est pas la plus maximale possible ; dans une telle solution, vous pouvez en outre dissoudre une quantité supplémentaire de cette substance jusqu'à ce qu'elle devienne saturée.
    Dilué Et "très" dilué la solution est très concepts conventionnels, plutôt qualitatif que quantitatif. On suppose que la concentration de la substance est faible.
    Pour les acides et les alcalis, le terme est également utilisé "concentré" solution. C'est aussi une caractéristique conditionnelle. Par exemple, l’acide chlorhydrique concentré n’est concentré qu’à environ 40 %. L'acide sulfurique concentré est un acide anhydre à 100 %.

Afin de résoudre de tels problèmes, vous devez connaître clairement les propriétés de la plupart des métaux, non-métaux et de leurs composés : oxydes, hydroxydes, sels. Il est nécessaire de répéter les propriétés des acides nitrique et sulfurique, du permanganate et du dichromate de potassium, les propriétés rédox de divers composés, l'électrolyse de solutions et de masses fondues de diverses substances, les réactions de décomposition de composés de différentes classes, l'amphotéricité, l'hydrolyse des sels et autres composés, hydrolyse mutuelle de deux sels.
De plus, il est nécessaire d'avoir une idée de la couleur et de l'état d'agrégation de la plupart des substances étudiées - métaux, non-métaux, oxydes, sels.
C'est pourquoi nous analysons ce type de tâches à la toute fin de l'étude de la chimie générale et inorganique.
Examinons quelques exemples de telles tâches.

Exemple 1 : Le produit de la réaction du lithium avec l'azote a été traité avec de l'eau. Le gaz résultant a été passé à travers une solution d’acide sulfurique jusqu’à l’arrêt des réactions chimiques. La solution résultante a été traitée avec du chlorure de baryum. La solution a été filtrée et le filtrat a été mélangé avec une solution de nitrite de sodium et chauffé.

Solution:

1. Le lithium réagit avec l'azote à température ambiante, formant du nitrure de lithium solide :
   6Li + N2 = 2Li3N
2. Lorsque les nitrures réagissent avec l'eau, de l'ammoniac se forme :
   Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
3. L'ammoniac réagit avec les acides, formant des sels moyens et acides. Les mots dans le texte « avant l'arrêt des réactions chimiques » signifient qu'un sel moyen se forme, car le sel acide initialement résultant interagira davantage avec l'ammoniac et, par conséquent, le sulfate d'ammonium sera dans la solution :
   2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4
4. La réaction d'échange entre le sulfate d'ammonium et le chlorure de baryum se produit avec formation d'un précipité de sulfate de baryum :
   (NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl
5. Après avoir éliminé le précipité, le filtrat contient du chlorure d'ammonium, qui réagit avec une solution de nitrite de sodium pour libérer de l'azote, et cette réaction se produit déjà à 85 degrés :

Exemple 2 :Pesé l'aluminium a été dissous dans de l'acide nitrique dilué et une substance gazeuse simple a été libérée. Du carbonate de sodium a été ajouté à la solution résultante jusqu'à ce que le dégagement gazeux s'arrête complètement. Abandonné le précipité a été filtré Et calciné, filtrer évaporé, le solide résultant le reste a fondu avec du chlorure d'ammonium. Le gaz libéré a été mélangé à de l'ammoniac et le mélange résultant a été chauffé.

Solution:

1. L'aluminium est oxydé par l'acide nitrique, formant du nitrate d'aluminium. Mais le produit de la réduction de l’azote peut être différent selon la concentration en acide. Mais il ne faut pas oublier que lorsque l'acide nitrique réagit avec les métaux aucun hydrogène n'est libéré! Par conséquent, seul l’azote peut être une substance simple :
   10Al + 36HNO 3 = 10Al(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
2. Le nitrate de sodium reste dans la solution. Lorsqu'il est fusionné avec des sels d'ammonium, une réaction d'oxydo-réduction se produit et de l'oxyde d'azote (I) est libéré (le même processus se produit lorsque le nitrate d'ammonium est calciné) :
   NaNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + NaCl
3. L'oxyde nitrique (I) est un agent oxydant actif qui réagit avec les agents réducteurs pour former de l'azote :
   3N 2 O + 2NH 3 = 4N 2 + 3H 2 O

Exemple 3 : L'oxyde d'aluminium a été fondu avec du carbonate de sodium et le solide résultant a été dissous dans l'eau. Du dioxyde de soufre a été passé à travers la solution résultante jusqu'à ce que la réaction soit complètement arrêtée. Le précipité formé a été filtré et de l'eau bromée a été ajoutée à la solution filtrée. La solution résultante a été neutralisée avec de l'hydroxyde de sodium.

Solution:

1. L'oxyde d'aluminium est un oxyde amphotère ; lorsqu'il est fusionné avec des alcalis ou des carbonates de métaux alcalins, il forme des aluminates :
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaAlO 2 + CO 2
2. L'aluminate de sodium, lorsqu'il est dissous dans l'eau, forme un complexe hydroxo :
   NaAlO 2 + 2H 2 O = Na
3. Les solutions de complexes hydroxo réagissent avec les acides et les oxydes d'acide en solution, formant des sels. Cependant, le sulfite d’aluminium n’existe pas en solution aqueuse, donc l’hydroxyde d’aluminium précipitera. Veuillez noter que la réaction produira un sel acide - l'hydrosulfite de potassium :
   Na + SO 2 = NaHSO 3 + Al(OH) 3
4. L'hydrosulfite de potassium est un agent réducteur et est oxydé avec de l'eau bromée en hydrogénosulfate :
   NaHSO 3 + Br 2 + H 2 O = NaHSO 4 + 2HBr
5. La solution résultante contient de l'hydrogénosulfate de potassium et de l'acide bromhydrique. Lors de l'ajout d'un alcali, vous devez prendre en compte l'interaction des deux substances avec celui-ci :

   NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O
   HBr + NaOH = NaBr + H 2 O

Exemple 4 : Le sulfure de zinc a été traité avec une solution d'acide chlorhydrique, le gaz résultant a été passé à travers un excès de solution d'hydroxyde de sodium, puis une solution de chlorure de fer (II) a été ajoutée. Le précipité résultant a été cuit. Le gaz résultant a été mélangé à de l'oxygène et passé sur le catalyseur.

Solution:

1. Le sulfure de zinc réagit avec l'acide chlorhydrique, libérant un gaz - le sulfure d'hydrogène :
   ZnS + HCl = ZnCl 2 + H 2 S
2. Sulfure d'hydrogène - dans une solution aqueuse, réagit avec les alcalis, formant des sels acides et moyens. Puisque la tâche parle d'un excès d'hydroxyde de sodium, un sel moyen se forme - le sulfure de sodium :
   H 2 S + NaOH = Na 2 S + H 2 O
3. Le sulfure de sodium réagit avec le chlorure ferreux pour former un précipité de sulfure de fer (II) :
   Na 2 S + FeCl 2 = FeS + NaCl
4. La torréfaction est l'interaction des solides avec l'oxygène pendant haute température. Lorsque les sulfures sont grillés, du dioxyde de soufre est libéré et de l'oxyde de fer (III) se forme :
   FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
5. Le dioxyde de soufre réagit avec l'oxygène en présence d'un catalyseur, formant de l'anhydride sulfurique :
   ALORS 2 + O 2 = ALORS 3

Exemple 5 : L'oxyde de silicium a été calciné avec un large excès de magnésium. Le mélange de substances résultant a été traité avec de l'eau. Cela a libéré un gaz qui a été brûlé en oxygène. Le produit de combustion solide a été dissous dans une solution concentrée d'hydroxyde de césium. De l'acide chlorhydrique a été ajouté à la solution résultante.

Solution:

1. Lorsque l'oxyde de silicium est réduit par le magnésium, il se forme du silicium qui réagit avec l'excès de magnésium. Cela produit du siliciure de magnésium :

   SiO 2 + Mg = MgO + Si
   Si + Mg = Mg 2 Si

   Avec un large excès de magnésium, l'équation globale de la réaction peut s'écrire :
   SiO 2 + Mg = MgO + Mg 2 Si

2. Lorsque le mélange résultant est dissous dans l'eau, le siliciure de magnésium se dissout, de l'hydroxyde de magnésium et du silane se forment (l'oxyde de magnésium ne réagit avec l'eau que lorsqu'il est bouilli) :
   Mg 2 Si + H 2 O = Mg(OH) 2 + SiH 4
3. Lorsque le silane brûle, il forme de l'oxyde de silicium :
   SiH 4 + O 2 = SiO 2 + H 2 O
4. L'oxyde de silicium est un oxyde acide ; il réagit avec les alcalis pour former des silicates :
   SiO 2 + CsOH = Cs 2 SiO 3 + H 2 O
5. Lorsque des solutions de silicates sont exposées à des acides plus forts que l'acide silicique, celui-ci est libéré sous forme de précipité :
   Cs 2 SiO 3 + HCl = CsCl + H 2 SiO 3

Missions pour un travail indépendant.

1. Le nitrate de cuivre a été calciné et le précipité solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique. Du sulfure d'hydrogène a été passé à travers la solution, le précipité noir résultant a été cuit et le résidu solide a été dissous par chauffage dans de l'acide nitrique concentré.
2. Le phosphate de calcium a été fusionné avec du charbon et du sable, puis la substance simple résultante a été brûlée dans un excès d'oxygène, le produit de combustion a été dissous dans un excès de soude caustique. Une solution de chlorure de baryum a été ajoutée à la solution résultante. Le précipité résultant a été traité avec un excès d'acide phosphorique.
3. Le cuivre a été dissous dans de l'acide nitrique concentré, le gaz résultant a été mélangé à de l'oxygène et dissous dans de l'eau. De l'oxyde de zinc a été dissous dans la solution résultante, puis un large excès de solution d'hydroxyde de sodium a été ajouté à la solution.
4. Le chlorure de sodium sec a été traité avec de l'acide sulfurique concentré à basse température et le gaz résultant a été passé dans une solution d'hydroxyde de baryum. Une solution de sulfate de potassium a été ajoutée à la solution résultante. Le sédiment résultant a été fusionné avec du charbon. La substance résultante a été traitée avec de l'acide chlorhydrique.
5. Un échantillon de sulfure d'aluminium a été traité avec de l'acide chlorhydrique. Dans le même temps, du gaz s’est libéré et une solution incolore s’est formée. Une solution d'ammoniaque a été ajoutée à la solution résultante et le gaz a été passé à travers une solution de nitrate de plomb. Le précipité résultant a été traité avec une solution de peroxyde d'hydrogène.
6. La poudre d'aluminium a été mélangée à de la poudre de soufre, le mélange a été chauffé, la substance résultante a été traitée avec de l'eau, un gaz a été libéré et un précipité s'est formé, auquel un excès de solution d'hydroxyde de potassium a été ajouté jusqu'à dissolution complète. Cette solution a été évaporée et calcinée. Un excès de solution d'acide chlorhydrique a été ajouté au solide résultant.
7. La solution d'iodure de potassium a été traitée avec une solution de chlore. Le précipité résultant a été traité avec une solution de sulfite de sodium. Une solution de chlorure de baryum a d'abord été ajoutée à la solution résultante, et après séparation du précipité, une solution de nitrate d'argent a été ajoutée.
8. Une poudre gris-vert d'oxyde de chrome (III) a été fusionnée avec un excès d'alcali, la substance résultante a été dissoute dans l'eau, ce qui a donné une solution vert foncé. Du peroxyde d'hydrogène a été ajouté à la solution alcaline résultante. Le résultat est une solution jaune, qui, lors de l'ajout d'acide sulfurique, acquiert orange. Lorsque le sulfure d’hydrogène traverse la solution orange acidifiée résultante, elle devient trouble et redevient verte.
9. (MIOO 2011, travail de formation) L'aluminium a été dissous dans une solution concentrée d'hydroxyde de potassium. Du dioxyde de carbone a traversé la solution résultante jusqu'à ce que la précipitation cesse. Le précipité a été filtré et calciné. Le résidu solide résultant a été fusionné avec du carbonate de sodium.
10. (MIOO 2011, travail de formation) Le silicium a été dissous dans une solution concentrée d'hydroxyde de potassium. Un excès d'acide chlorhydrique a été ajouté à la solution résultante. La solution trouble a été chauffée. Le précipité résultant a été filtré et calciné avec du carbonate de calcium. Écrivez les équations des réactions décrites.

Tâches C 2 (2013)

Réactions confirmant la relation entre différentes classes de substances inorganiques

L'oxyde de cuivre (II) a été chauffé dans un courant de monoxyde de carbone. La substance résultante a été brûlée dans une atmosphère de chlore.

Le produit de la réaction a été dissous dans l'eau.

La solution résultante a été divisée en deux parties. Une solution d'iodure de potassium a été ajoutée à une partie et une solution de nitrate d'argent à la seconde. Dans les deux cas, la formation d’un précipité a été observée.

Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Le nitrate de cuivre a été calciné et le solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique dilué. La solution du sel résultant a été soumise à une électrolyse. La substance libérée à la cathode a été dissoute dans de l'acide nitrique concentré.

La dissolution s'est poursuivie avec la libération de gaz brun. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Le soufre était fusionné avec le fer. Le produit de la réaction a été dissous dans l'eau. Le gaz libéré a été brûlé dans un excès d'oxygène.

Les produits de combustion ont été absorbés par une solution aqueuse de sulfate de fer (III).

Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Le fer était brûlé dans du chlore. Le sel résultant a été ajouté à la solution de carbonate de sodium et un précipité brun s'est formé. Ce précipité a été filtré et calciné. La substance résultante a été dissoute dans de l'acide iodhydrique. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Une solution d'iodure de potassium a été traitée avec un excès d'eau chlorée, et on a d'abord observé la formation d'un précipité, puis sa dissolution complète. L'acide iodé résultant a été isolé de la solution, séché et soigneusement chauffé.

L'oxyde résultant a réagi avec le monoxyde de carbone. Écrivez les équations des réactions décrites.

La poudre de sulfure de chrome (III) a été dissoute dans de l'acide sulfurique. Au même moment, du gaz s’est libéré et une solution colorée s’est formée. Un excès de solution d'ammoniaque a été ajouté à la solution résultante et le gaz a été passé à travers du nitrate de plomb. Le précipité noir résultant devient blanc après traitement au peroxyde d’hydrogène.

Le magnésium a été dissous dans de l’acide nitrique dilué et aucun dégagement gazeux n’a été observé. La solution résultante a été traitée avec un excès de solution d'hydroxyde de potassium tout en chauffant. Le gaz libéré a été brûlé dans l'oxygène. Écrivez les équations des réactions décrites.

Un mélange de poudres de nitrite de potassium et de chlorure d'ammonium a été dissous dans l'eau et la solution a été doucement chauffée. Le gaz libéré a réagi avec le magnésium. Le produit de la réaction a été ajouté à un excès de solution d'acide chlorhydrique et aucun dégagement de gaz n'a été observé.

Le sel de magnésium résultant en solution a été traité avec du carbonate de sodium. Écrivez les équations des réactions décrites.

L'oxyde d'aluminium a été fondu avec de l'hydroxyde de sodium.

Le produit de réaction a été ajouté à une solution de chlorure d'ammonium. Le gaz libéré à l'odeur âcre est absorbé par l'acide sulfurique.

Le sel moyen résultant a été calciné. Écrivez les équations des réactions décrites.

Le chlore a réagi avec une solution chaude d'hydroxyde de potassium. Au fur et à mesure que la solution refroidissait, des cristaux de sel de Berthollet précipitèrent. Les cristaux résultants ont été ajoutés à une solution d'acide chlorhydrique. La substance simple résultante a réagi avec du fer métallique. Le produit de réaction a été chauffé avec une nouvelle portion de fer. Écrivez les équations des réactions décrites. Le cuivre a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. Un excès de solution d'ammoniaque a été ajouté à la solution résultante, en observant d'abord la formation d'un précipité, puis sa dissolution complète. La solution résultante a été traitée avec un excès d'acide chlorhydrique. Écrivez les équations des réactions décrites. Le fer a été dissous dans de l'acide sulfurique concentré chaud. Le sel résultant a été traité avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium. Le précipité brun formé est filtré et calciné. La substance résultante a été fusionnée avec du fer. Écrivez les équations des quatre réactions décrites. 1)CuO + CO=Cu+CO 2	2) Cu+Cl 2 = CuCl 2 3) 2CuCl 2 +2KI=2CuCl↓ +I 2 +2KCl 4) CuCl 2 +2AgNO 3 =2AgCl↓+Cu(NO 3) 2 1)Cu(NON 3) 2 2CuO+4NO 2 +O 2	2) CuO+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O 3)CuSO 4 +H 2 O=Cu↓+H 2 SO 4 +O 2 (sélectionner 4)Cu+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +2NO 2 +2H 2 O
1) 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 2)FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓+3NaCl 4)Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O 1) 2Al+3I 2 = 2AlI 3	2) AlI 3 +3NaOH= Al(OH) 3 +3NaI 3)Al(OH) 3 + 3HCl= AlCl 3 + 3H 2 O 4)2AlCl 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O=2Al(OH) 3 +3CO 2 +6NaCl	2) Fe 2 O 3 +CO=Fe+CO 2 3)2Fe+6H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3SO 2 +6H 2 O 4)Fe 2 (SO 4) 3 +4H 2 O=2Fe+H 2 +3H 2 SO 4 +O 2 (électrolyse) 4)S+6HNO 3 =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O
2) FeS + 2H 2 O = Fe(OH) 2 + H 2 S 3)2H 2 S+3O 2 2SO 2 +2H 2 O 4)Fe 2 (SO 4) 3 +SO 2 +2H 2 O=2FeSO 4 + 2H 2 SO 4	2) CuO+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O 2)2FeCl 3 +3Na 2 CO 3 =2Fe(OH) 3 +6NaCl+3CO 2 3) 2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O 4) Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O	1)2KI+Cl2 =2KCl+I2 2)I 2 +5Cl 2 +6H 2 O=10HCl+2HIO 3 3)2HIO 3 I 2 O 5 + H 2 O 4) Je 2 O 5 +5CO = Je 2 +5CO 2
1)Cr 2 S 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 S 2)Cr 2 (SO 4) 4 +6NH 3 +6H 2 O=2Cr(OH) 3 ↓+3(NH 4) 2 SO 4 3)H 2 S+Pb(NO 3) 2 =PbS↓+2HNO 3 4)PbS+4H 2 O 2 =PbSO 4 +4H 2 O	1)2Al+3SAl2S3 2)Al 2 S 3 +6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+3H 2 S 3)Al(OH)3 +KOH=K 4)3K+AlCl 3 =3KCl+Al(OH) 3 ↓	1)KNO3 + Pb KNO2 +PbO 2)2KNO 2 +2H 2 SO 4 +2KI=2K 2 SO 4 + 2NO+I 2 +2H 2 O 3)Je 2 +10HNO 3 2HIO 3 +10NO 2 +4H 2 O 4)10NO2 +P=2P2O5 +10NO
1)3Cu+8HNO 3 =3Cu(NO 3) 2 +2NO+4H 2 O 4)(OH) 2 +3H 2 SO 4 = CuSO 4 +2(NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O	1)4Mg+10HNO3 = 4Mg(NO3)2 +NH4NO3 + 3H2O 2) Mg(NO 3) 2 +2KOH=Mg(OH) 2 ↓+2KNO 3 3)NH 4 NO 3 +KOHKNO 3 +NH 3 +H 2 O 4)4NH 3 +3O 2 =2N 2 +6H 2 O	1)KNO 2 +NH 4 Cl KCl + N 2 +2H 2 O 2) 3Mg+N2 =Mg3N2 3)Mg 3 N 2 +8HCl=3MgCl 2 +2NH 4 Cl 4)2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O= (MgOH) 2 CO 3 ↓+ CO 2 +4NaCl
1)Al 2 O 3 +2NaOH 2NaAlO 2 +H 2 O 2)NaAlO 2 +NH 4 Cl+H 2 O=NaCl+ Al(OH) 3 ↓+NH 3 3)2NH 3 +H 2 SO 4 =(NH 4) 2 SO 4 4)(NH 4) 2 SO 4 NH 3 +NH 4 HSO 4	1)3Cl 2 +6KOH6KCl+KClO 3 +3H 2 O 2)6HCl+KClO 3 =KCl+3Cl 2 +3H 2 O 3)2Fe+3Cl2 =2FeCl3 4)2FeCl 3 + Fe3FeCl 2	1)3Cu+4HNO 3 =3Cu(NO 3) 2 +2NO 2 +4H 2 O 2)Cu(NO 3) 2 +2NH 3 H 2 O=Cu(OH) 2 + 2NH 4 NO 3 3)Cu(OH) 2 + 4NH 3 H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O 4)(OH) 2 +6HCl= CuCl 2 +4NH 4 Cl + 2H 2 O
19 Document C2 Réactions, confirmant relation divers cours inorganique substances Dans solutions aqueuses... Écrivez des équations pour les quatre possibles réactions. Dans substances: acide bromhydrique, ... précipite pendant réactions substance couleur jaune brûlée... Rapport de synthèse des présidents des commissions thématiques de la région d'Astrakhan sur les matières académiques de la certification finale d'État pour les programmes éducatifs de l'enseignement secondaire général Rapport 4 21,9 40,6 C2 Réactions, confirmant relation divers cours inorganique substances 54,1 23,9 9,9 7,7 4,3 C3 Réactions, confirmant relation composés organiques 56.8 10 ... Calendrier-planification thématique des cours de préparation à l'examen d'État unifié de chimie pour l'année universitaire 2013-2014 Calendrier et planification thématique 25) 27.03.2014 Réactions, confirmant relation divers cours inorganique substances. Solution des exercices C-2...simples substances. Propriétés chimiques complexe substances. Relation divers cours inorganique substances. Réactionséchange d'ions... Calendrier-plan de cours thématique pour la préparation à l'examen d'État unifié de chimie pour les diplômés des écoles de Barnaoul et du territoire de l'Altaï en 2015. Numéro de cours Plan thématique du calendrier ... (en prenant l'exemple des composés d'aluminium et de zinc). Relation inorganique substances. Réactions, confirmant relation divers cours inorganique substances(37(C2)). 28 février 2015...