Расставить коэффициенты методом электронного баланса. Расставить
степени окисления. Определить окислитель и восстановитель.
1. KMnO4 + HCl = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
2. NH3 + O2 = NO + H2O
3. Al + I2 = Al I3
4. HNO3 + P + H2O = H3PO4 + NO
5. Ca + H2SO4 = CaSO4 + H2S + H2O
6. Be + HNO3 = Be(NO3)2 + NO + H2O
Цепочка превращений:
Fe -> FeCl2 -> Fe(OH)2 -> FeO -> Fe.
При действии разбавленного раствора хлороводородной кислоты на металлическое железо образуется хлорид железа (II). Реакцию проводят без доступа воздуха.
\[ Fe + 2HCl_{dilute} \rightarrow FeCl_2 + H-2_{gas}.\]
В результате обменной реакции между хлоридом железа (II) и разбавленным раствором гидроксида натрия наблюдается выпадение осадка гидроксида железа (II). Реакцию проводят в атмосфере азота.
\[ FeCl_2 + 2NaOH_{dilute} \rightarrow Fe(OH)_2_{solid} + 2NaCl.\]
Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании на оксид железа (II) и воду ($150 – 200^{0}C)):
\[ Fe(OH)_2 \rightarrow FeO + H_2O.\]
Получение железа из оксида железа (II) возможно в результате восстановления последнего водородом (1) или коксом (2):
\[ FeO + H_2 \rightarrow Fe + H_2O (1);\]
\[ FeO + C \rightarrow Fe + CO (2).\]
Оксид железа (II) представляет собой твердое вещество черного цвета, которое при умеренном нагревании разлагаются, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь. После прокаливания химически неактивен. Нестехиометрический. В виде порошка пирофорен.
Оксид железа (II) не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с кислотами, гидроксидом натрия (при сплавлении). Легко окисляется кислородом.
\[FeO + 2HCl_dilute \rightarrow FeCl_2 + H_2O;\]
\[FeO + 4NaOH \rightarrow Na_4FeO_3_red + 2H_2O (400 - 500^{0}C);\]
\[FeO + H_2S \rightarrow FeS + H_2O (500^{0}C);\]
Оксид железа (II) получают путем термического разложения гидроксида железа (II), а также некоторых двухвалентных солей (оксалатов, карбонатов), либо по реакции нагревания железа при низком парциальном давлении кислорода.
Посмотрите предложенный вариант.
1) Справка: молярная масса эквивалента находится по формуле M_э=Молярная_масса_вещества*фактор_эквивалентсности, то есть
Молярная масса для серной кислоты равна 98 гр/моль, для сернистой кислоты - 82 гр/моль; для гидроксида магния - 58 гр/моль и для гидроксида бария - 171 гр/моль.
2) Фактор эквивалентности для кислот в полных реакциях равен величине, обратной "валентности" кислотного остатка (для серной и сернистой кислот это 1/2, для азотной это 1, для ортофосфорной это 1/3), для оснований - числу, обратному "валентности" металла (для гидроксидов магния, бария и кальция это 1/2, для гидроксидов калия, лития и натрия - это 1). В частичных реакциях указанные кислоты и основания одну гидроксильную группу не отдают, поэтому так называемая "валентность" положительного иона равна 1, следовательно, и фактор эквивалентности равен тоже 1.
3) Непосредственные расчёты во вложении, ответы помечены цветным.
P.S. Формулировки и пояснения в п.№2 не есть правила, но пояснения в свободной форме для данной задачи. (изб) - избыток вещества, (недост) - недостаток вещества.