Как составлять овр по химии егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

(скачать pdf файл)

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Правило 1. Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2.1) Металлы (стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2
S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

5) Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

Правило 2. Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

Правило 3. Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 6H2O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 2H2O
Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 → 2N2 + CaSO4 + 4H2O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe⁺² и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O
HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

2KNO3(расплав) + C → 2KNO2 + CO2
2KNO3(расплав) + S → 2KNO2 + SO2

6) Нитрат-ионы являются сильными окислителями в кислотной среде:

2KNO3 + Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O

7) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]
KNO3 + 4Mg + 6H2O → NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O2 типичными окислителями:
KMnO4, K2Cr2O7, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO3) и некоторыми другими.

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 → K2SO4 + 2NO + 3O2 + 4H2O

2) Перекись водорода восстанавливается до H2O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K2SO3 (SO2, сульфиты), KNO2 (нитриты), PbS (H2S, сульфиды), соединения Cr⁺³ в щелочной среде, соединения Fe⁺², NH3 и некоторыми другими.

H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O
H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O
3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4
KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O
2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O
2Br2 + CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl2, Br2, I2:

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов до H2S:

2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO2, во втором H2S.

2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O.

6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают.

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 — более слабый окислитель чем F2.

Все галогены вытесняют серу из сульфидов:
(NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br.

Правило 6. Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br2, I2, растворами солей K2Cr2O7, KMnO4 и др.:

3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
5Na2S + 2KMnO4 + 16HCl → 5S + 2MnCl2 + 10NaCl + 2KCl + 8H2O

H2S + Br2 → S + 2HBr
H2S + H2O2 → S + 2H2O (образование H2SO4 возможно, зависит от условий задания)

2) С H2SO4(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)

K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S^–2 -6e → S⁺⁴.
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.

3) Окисление H2S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl2 в воде, H2O2, HNO3(конц.) при нагревании:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2S + 8HNO3(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH
3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH.

5) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. Медь

1) Соединения Cu⁺² окисляют соединения S⁺⁴ и I^– (восстанавливаясь до Cu⁺¹):

2CuCl2 + SO2 + 2H2O → 2CuCl + 2HCl + H2SO4
2Cu(NO3)2 + 4KI → 2CuI + I2 + 4KNO3

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + 3H2O

2) Йодиды меди реагируют с H2SO4(к) с образованием SO2, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H2S:

2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

3) Медь по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl2 → CuCl2
Cu + Br2 → CuBr2
2Cu + I2 → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu2O (t)
CuCl2 + Cu → 2CuCl (t).

Правило 8. Железо

1) Соединения Fe⁺³ окисляют соединения S^–2, S⁺⁴, I^– и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe⁺²):

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
2FeCl3 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2)
Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2)
2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe⁺² окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, Na2O2, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe⁺³:

6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O
2FeSO4 + Na2O2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

3) В щелочной среде образуется гидроксид железа (III):

FeCl2 + KMnO4 + 3KOH → K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl
2FeSO4 + 2KMnO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

4) Железо по-разному реагирует с галогенами:

2Fe + 3F2 → 2FeF3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2)

5) Соединения Fe⁺², Fe⁺³ также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na2FeO4) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO4 + 2NaClO3 + 12NaOH → 3Na2FeO4 + 2NaCl + 3Na2SO4 + 6H2O.

Правило 9. Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn⁺²:
K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO4^2– (зеленого цвета):
MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO2:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O → 2MnO2 + 3S + 8KOH
K2MnO4 + Na2S + 2H2O → S + MnO2 + 2NaOH + 2KOH

Правило 10. Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr⁺³:
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

2) Окисление соединений Cr⁺² в кислой среде протекает с образованием солей Cr⁺³:

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

3) Окисление соединений Cr⁺³ очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO3, Cl2, KClO3, H2O2 и др. в щел. среде):

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

4) Соединения Cr⁺⁶ в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na2CrO4.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Правило 11. Среда раствора

1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции:

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2

2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO2 в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора:

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4.

Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

Источник

1. Окислители и восстановители
2. Классификация окислительно–восстановительных реакций
3. Основные правила составления ОВР
4. Общие закономерности протекания ОВР
5. Основные схемы ОВР
5.1. Схема восстановления перманганатов
5.2. Схема восстановления хроматов/бихроматов
5.3. Разложение нитратов
5.4. Окислительные свойства азотной кислоты
5.5. Взаимодействие металлов с серной кислотой
5.6. Пероксид водорода

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN⁺⁵O₃, HCl⁺⁷O₄), соли (KN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄), оксиды (S⁺⁶O₃, Cr⁺⁶O₃)
соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Au³⁺ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H₂S, HBr), соли бескислородных кислот (K₂S, NaI);
некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S⁺⁴O₃)^2–, (НР⁺³O₃)^2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

перманганат калия (KMnO₄);
дихромат калия (K₂Cr₂O₇);
азотная кислота (HNO₃);
концентрированная серная кислота (H₂SO₄);
пероксид водорода (H₂O₂);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO₂, PbO₂);
расплавленный нитрат калия (KNO₃) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
водород (Н₂) и углерод (С);
иодид калия (KI);
сульфид натрия (Na₂S) и сероводород (H₂S);
сульфит натрия (Na₂SO₃);
хлорид олова (SnCl₂).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2Al⁰ + Fe⁺³₂O₃ → Al⁺³₂O₃ + 2Fe⁰,

C⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц) = C⁺⁴O₂ ↑ + 4N⁺⁴O₂↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ → N₂⁰ ↑+ Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O,

2 NaN⁺⁵O^-2₃ → 2 NaN⁺³O₂ + O⁰₂↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

2H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ = 3S + 2H₂O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K⁺₂S^-2 + 2K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ = 2K⁺₂Mn⁺⁶O^-2₄ + S⁰

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S^-2 -2e = S⁰

Mn⁺⁷ + 1e = Mn⁺⁶

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn⁺⁷ в кислой среде восстанавливается до Mn⁺², а в щелочной — до Mn⁺⁶);
окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N⁺⁵ при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N^-3);
либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO₃ с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N⁺⁵.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn²⁺. Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны. В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4, с образованием амфотерного оксида MnO₂ — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6. Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO₄ с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S⁰.

5 K₂S + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ = 5 S + 2 MnSO₄ + 6 K₂SO₄ + 8 H₂O,

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

K₂S + 2 KMnO₄ –(KOH)= 2 K₂MnO₄ + S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5;
неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе⁰ + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме⁰ = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + P^-3, As^-3= P⁺⁵, As⁺⁵ + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K₂CrO₄) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K₂Cr₂O₇) — соли, устойчивые в кислой среде.

Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr⁺³ — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

Соединения хрома VI окисляют:

неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5;
неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе⁰ + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме⁰ = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As⁺⁵ + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О^-2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O₂.

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород.

Например:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂.

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития.

Например, разложение нитрата цинка:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnО + 4NO₂ + O₂.

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N⁺⁵, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород.

Например, разложение нитрата серебра:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂.

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония:

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 ^оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Это пример реакции контрдиспропорционирования.

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород:

2NH₄NO₃ → 2N₂ +O₂ + 4H₂O

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N⁺³ и восстановителя N^-3

NH₄NO₂ → N₂ +2H₂O

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO₃)₂ = MnO₂ + 2NO₂

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

2Fe(NO₃)₂ → 2FeO + 4NO₂ + O₂ при 60°C
4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂ при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150^оС под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO₃ при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO₂ (N⁺⁴); оксид азота (II) NO (N⁺²); оксид азота (I) N₂O («веселящий газ»); молекулярный азот N₂; нитрат аммония NH₄NO₃. Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются.

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH₄NO₃;

Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO₂;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N₂O;

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

8Na+ 10HNO₃ = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O

при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO;
при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N₂O, либо молекулярный азот N₂ — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N₂.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

NO₂; NO; N₂O; N₂; NH₄NO₃

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H⁺, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H₂. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например:

Fe + H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + H₂

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S⁺⁴O₂, молекулярная сера S либо сероводород H₂S^-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S^2-(в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:

8Na⁰ + 5H₂S⁺⁶O_4(конц) → 4Na₂⁺SO₄ + H₂S^—2 + 4H₂O

Пероксид водорода

Пероксид водорода H₂O₂ содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S⁺⁴O₂ + H₂O₂^-1 → H₂S⁺⁶O₄^-2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например:

2KMn⁺⁷O₄ + 5H₂O₂^-1 + 3H₂SO₄ → 5O₂⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Источник

Открытый урок элективного курса

«Решение задач повышенной сложности по химии. Подготовка к ЕГЭ. 11 класс»

Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции. Электронно-ионный метод составления уравнений ОВР. Системный подход к решению задания ЕГЭ №30»

Тип урока: Изучение новой темы на основе комплексного применения ранее полученных знаний.

Основные цели и задачи:

А) Образовательные:

* сформировать у обучающихся понятия о важнейших окислителях и восстановителях;

* научить общим принципам составления уравнений ОВР, протекающих в растворах (электронно-ионный метод);

* научить прогнозировать окислительные или восстановительные свойства веществ, а также продукты их восстановления или окисления в зависимости от условий;

* научить системному подходу к решению задания №30 в формате ЕГЭ.

Б) Развивающие:

* развивать мышление учащихся, научить их делать логические выводы из наблюдений;

* развивать умение выделять общие и существенные признаки; отличать несущественные признаки; умение применять знания на практике;

* закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать со справочным материалом (таблицы, опорные схемы, справочники и т.д.);

* развивать познавательные умения: выделять главное, вести конспект, делать выводы.

В) Воспитательные:

* формировать интерес учащихся к изучению химии, умение использовать приобретённые знания в практических целях (например, применение ОВР для получения металлов и других веществ; роль окислительно-восстановительных процессов в коррозии металлов и защита от неё и т.д.);

* воспитание мотивации к обучению, ответственного и серьёзного отношения к занятиям;

* воспитание дисциплинированности, умения работать в коллективе, уважения к учителю и одноклассникам.

Интегративная учебная проблема: «Почему одни вещества в реакции проявляют свойства восстановителя, а другие – окислителя? Как безошибочно определить роль того или иного вещества в ОВР, а также продукты их превращений?»

Тип урока: урок усвоения нового материала.

Технологии: проблемное, исследовательское, групповое и дифференцированное обучение; ИКТ.

Форма организации учебной деятельности учащихся: частично-поисковая деятельность, создание проблемных ситуаций; индивидуальная работа и в группах.

Учебно-методическое и материально-техническое обеспечение:

— учебник О.С. Габриеляна «Химия. 11 класс»;

— Комплекс материалов для подготовки учащихся к ЕГЭ по химии (под ред. Кавериной А.А.)

— таблица растворимости веществ в воде;

— электрохимический ряд напряжения металлов; опорные схемы по теории ОВР;

— мультимедийные средства (ПК, проектор и экран для демонстрации слайдов);

— доска ученическая, мел.

Оборудование: карточки задания для самостоятельной работы.

Ход урока

Учитель:

Мы продолжаем изучать окислительно-восттановительные процессы. Давайте вспомним основные положения теории ОВР:

Какие реакции относятся к ОВР?
Дайте определение понятия «степень окисления».
Как определяется степень окисления атома элемента в молекуле вещества?
Что такое окисление? Восстановление? Могут ли эти процессы существовать независимо друг от друга?
Что такое окислитель и восстановитель?
Как изменяется степень окисления в процессах окисления и восстановления?
Можно ли подбирать коэффициенты при составлении уравнений ОВР «на глазок»? Какие вам известны приемы при подборе коэффициентов?

Какое важнейшее правило лежит в основе составления электронного баланса?

Ответы учеников:

ОВР – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления (С.О.) – это условный заряд атома элемента в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов. Положительная С.О. определяется числом электронов, оттянутых от данного атома, а отрицательная – числом электронов, смещённых от других атомов.
Чтобы рассчитать С.О. элемента в соединении, необходимо знать постоянные степени окисления некоторых химических элементов, а также то, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле вещества равна нулю. С.О. простых веществ равна нулю!
Окислением называется отдача электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Эти два взаимопротивоположных процесса неразрывно связаны между собой: не существует окисления без восстановления и наоборот.
Вещество, атомы, молекулы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны, называется восстановителем. Вещество, атомы, молекулы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.
В процессе окисления С.О. восстановителя повышается. При восстановлении С.О. окислителя понижается.
Изменение С.О. элементов в ОВР обусловлено распространением электронов между окислителем и восстановителем. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса основан на сравнении С.О. атомов в исходных и конечных веществах, для чего составляют электронные уравнения и на их основе вычисляют коэффициенты.

Учитель:

Для ОВР, протекающих в растворах, существенную роль играет среда раствора, так как часто продукты восстановления большинства окислителей зависят от реакции среды, в которой протекает данная ОВР. Метод электронного баланса для таких ОВР имеет ряд недостатков: не учитывает реально существующие ионы в растворе; не позволяет прогнозировать продукты ОВР.

Влияние среды раствора, в котором протекает восстановление перманганат-иона, можно отразить следующей схемой:

Mn²⁺←(H⁺)← MnO₄^—→(OH^—)→MnO₄^2-

↓

(H₂O)

↓

MnO₂

Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия нитритом натрия в сернокислой среде. Нитрит натрия в результате окисления превращается в нитрат натрия. Катионы Mn²⁺, образующиеся в результате восстановления перманганата калия, связываются сульфат-ионами в сульфат марганца (II).

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Электронный баланс: Mn⁺⁷ (+5е^—) → Mn⁺²│5 │2

N⁺³ (- 2e^—) → N⁺⁵ │2 │5

2KMnO₄ + 5 NaNO₂ +3 H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Как видно, при составлении электронных уравнений мы вычленяем отдельные атомы, которые на самом деле в растворе отсутствуют.

В электронно-ионном методе (метод полуреакций) коэффициенты находят с помощью электронно-ионных уравнений. Последние отличаются от электронных уравнений (метод электронного баланса) тем, что в них учитывают ионы, образующиеся в результате диссоциации реагирующих веществ и реально существующие в водном растворе (учитель предлагает написать данное уравнение в полной ионной форме, после чего выписать из него частицы, несущие в себе окислитель и восстановитель и продукты их превращений).

При составлении электронно-ионных уравнений следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но, весьма часто, и их состава, например, при восстановлении перманганат-иона по схеме: MnO₄^— → Mn²⁺, и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в расвторе ионов Н⁺ и ОН^—. Если реакция идет в кислой среде, то при составлении полуреакций используют ионы Н^— или молекулы Н₂О; в щелочной среде – ионы ОН^— или молекулы Н₂О; в нейтральной среде – ионы Н⁺, ОН^— и молекулы Н₂О.

При составлении электронно-ионных уравнений необходимо обратить внимание на число атомов кислорода в исходных и образующихся частицах – молекулах, ионах. В связи с этим целесообразно опираться на следующие правила:

Правило 1

Если исходная частица (А) содержит кислорода больше, чем образующаяся (Б), то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н⁺ в воду (1), а нейтральных и щелочных растворах – в гидроксид-ионы (2):

О^2- + 2Н⁺ → Н₂О или А + Н⁺ → Б + Н₂О
О^2- + Н₂О → 2ОН^— или А + Н₂О → Б + ОН^—

Правило 2

Если исходная частица (А) содержит кислорода меньше, чем образующаяся (Б), то недостаток атомов кислорода восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды (1), а в щелочных – за счет гидроксид-ионов (2):

Н₂О → О^2- + 2Н⁺ или А + Н₂О → Б + 2Н⁺
2ОН^— → О^2- + Н₂О или Б + ОН^— → Б + Н₂О

В соответствии с вышеописанными правилами составим электронно-ионные уравнения (полуреакции).

Рассмотрим последовательность, которой рекомендуется придерживаться при составлении окислительно – восстановительных реакций.

Пример 1. При окислении K₂SO₃ перманганатом калия в кислой среде последний восстанавливается в ионы

Решение. Составляем электронно-ионные уравнения по этапам.

1 этап.

Так как в ионе содержится кислорода больше, чем в образующемся ионе Mn²⁺, то избыток кислорода в кислой среде связывается ионами Н⁺, образуя воду (для связывания четырех ионов требуется восемь ионов Н⁺):

Чтобы стрелку заменить знаком равенства, надо, чтобы равенство было не только по числу атомов элементов, но и по зарядам.

Подсчитаем суммарные заряды в левой и правой частях полуреакции:

+7 +2

Для сохранения равенства зарядов левую часть схемы следует дополнить пятью электронами:

2 этап. Составляем полуреакцию процесса окисления:

Так как в исходном ионе содержится меньше кислорода, чем в образующемся, то недостаток атомов кислорода восполним за счет молекулы воды:

Число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях схемы; для восполнения условия равенства зарядов из левой части вычитаем два электрона:

3 этап. Запишем две полуреакции вместе и по правилам нахождения наименьшего кратного определим множители, на которые надо умножить обе полуреакции:

| 2

| 5

Производим сокращение:

Из этого уравнения видно, что окисление ионов в ионы перманганат-ионами сопровождается связыванием ионов Н⁺, которые идут на образование воды. Следовательно, кислая среда является необходимым условием этой реакции.

4 этап. Составляем молекулярное уравнение. Для этого к левой части ионного уравнения приписываем каждому иону противоион, такое же число ионов приписываем к правой части уравнения:

При написании продуктов реакции необходимо учитывать, что каждый ион из верхней строчки соединится с противоположным ионом из нижней (2 иона с 2 ионами ) и оставшиеся в нижней строчки ионы (2 иона К⁺ и 1 ион ) соединяются между собой.

Записываем молекулярное уравнение:

Как мы с вами убедились, данную реакцию можно уравнять как с помощью метода электронного баланса, так и с позиции метода полуреакций. Однако, существуют такие ОВР, уравнения которых невозможно составить, опираясь на метод электронного баланса:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂O → ?

Метод полуреакций позволит нам правильно спрогнозировать продукты данной ОВР. Окислителем являются перманганат-ионы MnO₄^—, которые в нейтральной среде восстанавливается до MnO₂↓, а восстановителем – ионы Fe²⁺, которые могут быть окислены в ионы Fe³⁺. Cоставим электронно-ионные уравнения и просуммируем их с учетом коэффициентов:

Fe²⁺ (-e^—)→ Fe³⁺ │1│3

MnO₄^— + 2H₂O (+3e^—)→ MnO₂↓ + 4OH^— │3 │1

3Fe²⁺ + MnO₄^— + 2H₂O → 3Fe³⁺ + MnO₂↓ + 4OH^— (суммарное уравнение в сокращенной ионной форме)

Как видно, в продуктах ОВР имеем одновременно ионы Fe³⁺ и OH^—, которые будут взаимодействовать между собой с образованием гидроксокатиона FeOH⁺:

3Fe³⁺ + 4OH^— → 3FeOH⁺ + OH^—.

Cледовательно, правая часть суммарного уравнения преображается следующим образом:

… → 3FeOH⁺ + OH^— + MnO₂↓

Преобразуем сокращенную ионную форму ОВР в молекулярную и получим:

3FeSO₄ + KMnO₄ + 2H₂O = 3FeOHSO₄ + MnO₂ + KOH

Задания для самостоятельного выполнения (раздается группам учеников на карточках):

Карточка 1.

Cоставьте уравнение реакции восстановления дихромата калия концентрированной соляной кислотой.

Решение:

| 2 | 1

| 6 | 3

Сr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6Cl^— = 2Cr³⁺ + 3Cl₂ + 7H₂O

K₂Сr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O

Комментарий:

Восстановитель (HCl) в ходе реакции дополнительно выполняет функцию солеобразователя. Одна молекула K₂Cr₂O₇ окисляет шесть модекул HCl, образуя три молекулы хлора (3Cl₂), а восемь молекул HCl расходуются на образование солей (2KCl+2CrCl₃).

Карточка 2.

Cоставьте уравнение реакции окисления хлорида хрома (III) бромной водой в щелочной среде.

Решение:

Комментарий:

Из этого ионного уравнения видна роль щелочи: окисление ионов Cr³⁺ в бромом сопровождается потреблением ионов .Поэтому реакцию надо проводить в щелочной среде.

Учитель:

По опыту сдачи ЕГЭ в 2018 году мы знаем насколько усложнилось задание №30 второй части. Если раньше требовалось доставить пропущенные вещества в левой и правой частях уравнения и подобрать коэффициенты методом электронного баланса, то теперь перед выпускником стоит сложнейшая задача — самому выбрать окислитель, восстановитель и реакцию среды, в которой протекает ОВР, а также спрогнозировать продукты ОВР. Это на порядок усложняет данное задание.

Предлагаю разработать системный подход к решению данного задания. Для этого мы должны четко представлять себе, какие свойства (окислительные или восстановительные ?) способно проявлять то или иное вещество. В качестве вспомогательного материала будем использовать составленную ранее таблицу, в которой отражены не только важнейшие окислители и восстановители, но также наиболее типичные превращения веществ.

Важнейшие восстановители и окислители

Воссстановители

Окислители

Все металлы (Ме⁰):

Ме⁰ – ne^— → Me⁺ⁿ

Уголь (углерод, кокс):

С⁰ – 2е^— → С⁺²

С⁰ – 4е^— → С⁺⁴

Оксид углерода (II):

С⁺²О – 2е^— → С⁺⁴О₂

Сульфид-ион (сероводород, сульфиды):

S^-2 – 2e^— → S⁰ (часто)

S^-2 – 6e^— → S⁺⁴ (реже)

S^-2 – 8e^— → S⁺⁶ (реже)

Сернистая кислота и ее соли (сульфиты):

(SO₃)^-2 – 2e^— → (SO₄)^-2

Галогенид-ионы Наl^— (Cl^—, Br^—, I^—):

2Hal^— — 2e^— → Hal⁰₂

Хлорид олова (II):

SnCl₂ -2e^— → SnCl₄

Сульфат железа (II);

2FeSO₄ -2e^— → Fe₂(SO₄)₃

Cульфат марганца (II);

(MnO₄)^-2 ß (+OH)Mn⁺²(+H⁺) à (MnO₄)^—

↓

(+H₂O) MnO₂

Сульфат хрома (II) CrSO₄:

2CrSO₄ – 2e^— → Cr₂(SO₄)₃

Сульфат хрома (III) Cr₂(SO₄)₃:

(CrO₄)^-2 ß (+OH^—) Cr⁺³ (+H⁺) à (Cr₂O₇)^-2

Азотистая кислота и ее соли (нитриты):

(NO₂)^— — 2e^— → (NO₃)^—

Аммиак NH₃:

NO ß NH₃ à N₂

↓

NO₂

Фосфористая кислота Н₃РО₃ и ее соли (фосфиты):

(РО₃)^-3 – 2е^— → (РО₄)^-3

Перекись водорода Н₂О₂ и пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na₂O₂):

(O₂)^-2 — 2e^—→ O₂⁰↑

Катод при электролизе

Галогены Hal₂⁰ (F₂, Cl₂, Br₂):

Hal₂⁰ + 2e^— → 2Hal^—

Перманганат-ион (MnO₄)^—:

(MnO₄)^-2 ß (+OH^—)(MnO₄)^—(+H⁺) à Mn⁺²

(+Н₂О)↓

MnO₂

Ди(би)хромат-ион (Сr₂O₇)^-2:

(CrO₄)^-2ß (+OH^—)(Сr₂O₇)^-2(+H⁺) à Cr⁺³

(+H₂O)↓

Cr(OH)₃

Азотная кислота HNO₃:

HNO₃ (конц.) + малоакт.Ме → NO₂

HNO₃ (разб.) + малоакт.Ме → NO

HNO₃ (разб.) + активный Ме → N₂, N₂O

HNO₃ (оч.разб.) + активный Ме → NH₄NO₃

Кислород О₂:

О₂ +4е^— → 2О^-2

Перекись водорода Н₂О₂ и пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na₂O₂):

(O₂)^-2 + 2e^—→ 2O^-2

В кислой среде: Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е^— → 2Н₂О

В щелочной среде: Н₂О₂ + 2е^— → 2ОН^—

Концентрированная серная кислота:

H₂SO₄ (конц.) + малоакт.Ме → SO₂

H₂SO₄ (конц.) + среднеакт.Ме → S⁰

H₂SO₄ (конц.) + активныйМе → H₂S

Оксид меди (II):

СuO + e → Cu⁺

СuO + 2e → Cu⁰

Оксид серебра:

Ag₂O +2e^— → 2Ag⁰

Хлорид железа (III):

FeCl₃ + e^— → FeCl₂

Оксид свинца (IV):

PbO₂ + 2e^— → Pb⁺² ( в кислой среде, напр., PbCl₂)

Анионы (ClO)^—, (ClO₂)^—, (ClO₃)^—, (ClO₄)^— при восстановлении переходят в Cl^— или Cl₂⁰

Анод при электролизе

Таким образом, решение задания №30 можно представить в виде следующего пошагового алгоритма:

1 ШАГ

На основании данной таблицы и понимания зависимости окислительно-восстановительных свойств сложных веществ от степени окисления элементов, входящих в состав молекул, делаем вывод об ОВ-свойствах данных в задании веществ. При этом присваиваем выбранным веществам «ярлычок»: «окислитель», «восстановитель», «ОВ-двойственность».

2 ШАГ

Помним, что в перечень веществ могут входить «лишние» вещества, которые не участвуют в предполагаемых ОВР (но участвуют в РИО, см. Задание №31), а также вещества, которые могут быть использованы в качестве среды раствора. Им мы тоже присваиваем «ярлычки»: «среда», «РИО», «лишнее».

3 ШАГ

После того как «развесили ярлычки» начинаем составлять левую часть уравнения ОВР: выбираем из перечня веществ восстановитель, окислитель и среду раствора.

4 ШАГ

Зватем, прогнозируя продукты ОВР, составляем правую часть уравнения. Для сложных реакций на стадии прогнозирования можно воспользоваться методом полуреакций.

5 ШАГ

Составляем электронные уравнения окисления и восстановления (электронный баланс) и определяем коэффициенты.

Пример решения задания №30 ЕГЭ

Задание:

Перечень веществ: водород, гидроксид магния, серная кислота (конц.), магний, перманганат калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.

Решение:

ШАГ 1.

Запишем химические формулы веществ из предложенного перечня:

H₂, Mg(OH)₂, H₂SO₄ (конц.), Mg, KMnO₄.

Определим окислительно-восстановительные свойства веществ – присвоим веществам «ярлычки»:

H₂ – восстановитель, но по отношению к магнию – окислитель (t⁰);

Mg(OH)₂ – не будет проявлять ОВ-свойств, т.к. в состав вещества входят химические элементы с постоянной С.О. («РИО»);

H₂SO₄ (конц.) – окислитель (за счет S⁺⁶);

Mg – восстановитель;

KMnO₄ – окислитель в растворе (за счет Mn⁺⁷).

ШАГ 2.

Выберем вещества, между которыми возможна ОВР: Mg и H₂SO₄ (конц.)

ШАГ 3.

Составим левую часть уравнения:

Mg + H₂SO₄(конц.)→ …

ШАГ 4.

Прогнозируем продукты:

Mg окисляется в ион Mg²⁺, который в условиях данной реакции входит в состав соли – сульфата магния MgSO₄;

H₂SO₄ (конц.) восстанавливается металлом, расположенным в ряду напряжений до алюминия, до сероводорода H₂S.

Концентрированная серная кислота в данной ОВР играет двоякую роль – окислителя и среды (солеобразователя), при этом в продуктах образуется также вода.

Таким образом, схема данной ОВР имеет вид:

Mg + H₂SO₄ (конц.) → MgSO₄ + H₂S + Н₂О

ШАГ 5.

Составляем уравнения электронного баланса и определяем коэффициенты:

Mg⁰ – 2e^— → Mg⁺² │2 │8│4

S⁺⁶ + 8e^— → S^-2 │8 │2 │1

Окончательное уравнение ОВР:

4Mg + 5H₂SO₄ (конц.) → 4MgSO₄ + H₂S + 4Н₂О

Задания для самостоятельного выполнения с последующим обменом между группами:

Вариант 1.

Перечень веществ: йодоводород, фтор,хлорат калия, йод, гидроксид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Вариант 2.

Перечень веществ: оксид хрома (III), сероводород, гидроксид калия, серная кислота, хлор. Допустимо использование водных растворов веществ.

Источник

Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии.

Восстановители	Продукты окисления	Условия
1. Металлы , м	М+, М2+, М3+	кислая и нейтральная среда
2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al	[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]—, ZnO22-, AlO2—	щелочная среда (раствор), щелочная среда (сплавление)
3. Углерод, С	СО СО2	при высокой температуре, при горении, в кислой среде
4. Оксид углерода (II), СО	СО2
5. Сера, S	SO2, SO42-, SO32-	кислая среда, щелочная среда
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2-	S SO2 H2SO4, SO42-	с сильными окислителями, при обжиге, с сильными окислителями
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3)	SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4)	в газовой сфере, в водных растворах
8. Фосфор, Р, фосфорин РН3, фосфиты РО33-	Р2О5 Н3РО4, РО43-	в газовой сфере, в водных растворах
9. Аммиак, NH3	N2 NO	в большинстве случаев, каталитическое окисление
10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2—(KNO2)	HNO3 NO3—(KNO3)
11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли	Cl2, Br2, I2
12. Катионы Cr3+	CrO42 — Cr2O72 —	щелочная среда, кислая среда
13. Катионы Fe2+, Cu+	Fe3+, Cu2+
14. Катионы Mn2+	MnO2 MnO42- MnO4—	нейтральная среда, щелочная среда, кислая среда
15. Пероксид водорода, Н2О2	О2 + Н+ О2 + Н2О	кислая среда. нейтральная среда

Окислители	Продукты восстановления	Условия
1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2	F —, Cl —, Br —, I —
2. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3	Cl —, Br —
3. Кислород, О2	O2-
4. Озон, О3	Н2О + О2 ОН — + О2	кислая среда, нейтральная среда
5. Сера, S	S2-
6. Оксид серы (VI), SO3	SO2
7. Оксид серы (IV), SO2	S
8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2—	NO N2	в большинстве случаев, с солями аммония
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3,	NO N2 NH3	в большинстве случаев
10. Нитраты, NO3—	NO2— NH3	в расплавах, с сильными восстановителями:
11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72-	[Cr(OH)6]3- Cr(OH)3 Cr3+	щелочная среда, нейтральная среда, кислая среда
12. Катионы, Fe3+, Cu2+	Fe2+, Cu+
13. Перманганаты, MnO4 —	Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O	кислая среда, нейтральная, слабощелочная среда, сильнощелочная среда
14. Пероксид водорода, Н2О2	Н2О ОН —	кислая среда, нейтральная и щелочная среда
15. H2SO4 (конц.), HNO3	рассмотрены отдельно

При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH3, PH3, H2S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO3, H2SO4, SO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7).

Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N2, NO, HNO2, KNO2, H2O2, S, SO2 и другие.

Пользуясь данными таблицы 1, составим некоторые уравнения ОВР:

2KI + 2SO3 = I2 + SO2 + K2SO4

восст. — ль окисл. – ль продукт продукт побочный

окисл. – я восст. – я продукт

SO2 + NO2 = SO3 + NO

восст. – ль окисл. – ль продукт продукт

окисл. – я восст. – я

В этой реакции оксид серы (IV) проявляет восстановительные свойства, т.к. реагирует с сильным окислителем – NO2.

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

восст. – ль окисл. – ль продукт побочный

окисл. – я продукт

и восст. – я

В данной реакции SO2 проявляет окислительные свойства, т.к. реагирует с более сильным восстановителем – H2S.

На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.

Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.

Примеры влияния среды на характер продуктов ОВР:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочные

окисл.-я восст.-я продукты

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH

восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочный

окисл.-я восст.-я продукт

Na2SO3 + 2KMnO4 + 4KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O

восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочный

окисл.-я восст.-я продукт

16HBr + 2NaMnO4 = 5Br2 + 2MnBr2 + 2NaBr + 8H2O

восст.-ль окисл.-ль продукт продукт побочные

≈ среда окисл.-я восст.-я продукты

4KMnO4 + 4KOH = 4K2MnO4 + O2 + 2H2O

Остановимся на некоторых, наиболее часто встречающихся в заданиях ЕГЭ. окислительно – восстановительных реакциях.

✱ Кислоты – сильные окислители.

Это серная кислота концентрированная и азотная кислота в любом виде. Они окисляют почти все металлы и такие неметаллы, как углерод, фосфор, серу, и многие сложные вещества.

Возможные продукты восстановления этих кислот:

H2SO4 → SO2 → S → H2S

HNO3 → NO2 → NO → N2O → N2 → NH3(NH4NO3)

При взаимодействии с металлами получаются три вещества: соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты, активности металла и температуры.

Чем меньше концентрация кислоты. А металл более активен, тем больше степень восстановления кислоты.

Представим возможные направления взаимодействия этих кислот с различными веществами в виде схем:

H2SO4 концентр.

не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается

с Au, Pt и на холоде до SO2 с неактивными до SO2, S или H2S

некоторыми с Fe,Al, Cr металлами и с металлами средней

другими неметаллами активности и активными,

металлами со сложными

веществами

Cu + H2SO4 концентр. = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4 концентр.= ZnSO4 +SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 концентр. = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 концентр. = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

HNO3 концентр.

не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается

с Au, Pt и на холоде до NO2 с неактив — до NO, N2O, N2 или

некоторыми с Fe, Al, Cr ными металлами, NH4NO3 (если кислота

другими неметаллами, очень разбавлена или

металлами сложными сказано, что газ

веществами не выделялся) с металлами

средней активности и

активными

Cu + 4HNO3 концентр. = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

HNO3 разбавл.

не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается

с Au, Pt и на холоде до NO с неактивными до NO, N2O, N2 или

некоторыми с Fe, Al, Cr металлами, неметаллами, NH4NO3 (если кислота

другими сложными веществами очень разбавлена или

металлами сказано, что газ не вы –

делялся) с металлами

средней активности и

активными

3Cu + 8HNO3 разбавл.. = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O

Al + 4HNO3 разбавл. = Al (NO3)3 + NO + 2H2O

8Al + 30HNO3 разбавл. = 8Al (NO3)3 + 3N2O + 15H2O

10Al + 36HNO3 разбавл. = 10Al (NO3)3 + 3N2 + 18H2O

8Al + 30HNO3 разбавл. = 8Al (NO3)3 + 3NH4NO3 + 5H2O

Концентрированные H2SO4 и HNO3 реагируют с Fe, Al, Cr только при нагревании:

2Fe + 6H2SO4 концентр. = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 3H2O

Fe + 6HNO3 концентр. = Fe (NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Концентрированная H2SO4 и HNO3 в любом виде окисляют неметаллы — восстановители — углерод, фосфор, серу — до соответствующих кислот.

C + 4HNO3 концентр. = CO2 + 2H2O + 4NO2

3C + 4HNO3 разбавл. = 3CO2 + 2H2O + 4NO

C + 2H2SO4 концентр. = CO2 + 2H2O + 2SO2

P + 5HNO3 концентр. = H3PO4 + 5NO2 + H2O

3P + 5HNO3 разбавл. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

2P + 5H2SO4 концентр. = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

S +6HNO3 концентр. = H2SO4 + 6NO3 + 2H2O

S + 2HNO3 разбавл. = H2SO4 + 2NO

S +2H2SO4 концентр. = 3SO2 +2H2O

Концентрированная азотная кислота окисляет йод до йодноватой кислоты:

I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

Взаимодействие этих кислот со сложными веществами рассмотрим в следующем разделе.

Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами. Смесь трёх объёмов соляной кислоты и одного объёма концентрированной азотной называют «царская водка», в ней растворяется даже золото, которое алхимики считали царём металлов:

3HCl +HNO3 = Cl2 + NOCl + 2H2O

✱ Окислительно – восстановительные реакции, а не реакции обмена.

В ряде случаев между веществами, которые проявляют сильные восстановительные и окислительные свойства, возможны только ОВР, а не реакции обмена.

Рассмотрим следующие варианты:

1. Окислители – соединения железа (III), восстановители – сульфиды, йодиды. При этом катион Fe3+ восстанавливается до катиона Fe2+, сульфид – анион S2-окисляется до серы S0, а йодид – анион I— окисляется до йода I2.

В зависимости от количественного соотношения реагирующих веществ могут получиться различные соединения железа (II):

2FeCl3 + H2S = S↓ + 2FeCl2 + 2HCl

2FeCl3 + Na2S = S↓ + 2FeCl2 + 2NaCl

или 2FeCl3 + 3Na2S = S↓ + FeS + 6NaCl

Fe2(SO4)3 + H2S = S↓ + 2FeSO4 +H2SO4

Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2↓ + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2↓ + 3H2O

2FeCl3 +2HI = 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2↓ + 2KCl

или 2FeCl3 + 6KI = 2FeI2 + I2↓ + 6KCl

Fe2(SO4)3 + 2KI = 2FeSO4 + I2↓ + K2SO4

Fe2(SO4)3 + BaI2 = 2FeSO4 + I2↓ + BaSO4↓

2. Окислители – соединения меди (II), восстановители — йодиды. При этом катион Cu2+ восстанавливается до катиона Cu+, а йодид – анион окисляется до йода I2 :

2CuSO4 + 4KI = 2CuI↓ + I2↓ + 2K2SO4

2CuCl2 + 4KI = 2CuI↓ + I2↓ + 4KCl

2CuCl2 + 4HI = 2CuI↓ + I2↓ + 4HCl

3. Окислитель – азотная кислота, восстановитель – сульфиды, йодиды, сульфиты. При этом азотная кислота, в зависимости от концентрации, восстанавливается до NO2 (концентрированная), до NO (разбавленная); сульфид – анион S2- окисляется до серы S0 или сульфат – аниона SO42-, йодид – анион – до йода I2, a сульфит – анион SO32- — до сульфат – аниона SO42- :

8HNO3 концентр. + CuS = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

или 4HNO3 концентр.+ CuS = S↓ + 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

8HNO3 разбавл.+ 3CuS = 3S↓ + 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O

4HNO3 концентр.+ Na2S = S↓ + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O

24HNO3 концентр.+ Al2S3 = Al2(SO4)3 + 24NO2 + 12H2O

2HNO3 разбавл.+ H2S = 3S↓ + 2NO + 4H2O

8HNO3 концентр.+ H2S = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

или 2HNO3 концентр.+ H2S = S↓ + 2NO2 + 2H2O

2HNO3 разбавл.+ 3K2SO3 = 3K2SO4 + 2NO + H2O

6HNO3 концентр.+ HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3 концентр.+ 2KI = I2 + 2NO2 + H2O

4. Окислитель – азотная кислота или серная концентрированная кислота, восстановитель – соединения железа (II). При этом азотная кислота восстанавливается до NO2 или NO, серная – до SO2, а катион Fe2+ окисляется до катиона Fe3+ :

Fe(OH)2 + 4HNO3 концентр. = Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O

FeO + 4HNO3 концентр. = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

3Fe(NO3)2 + 4НNO3 разбавл. = 3Fe(NO3)2 + NO + 2H2O

2Fe(OH)2 + 4H2SO4 концентр. = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O

5. Окислитель – серная кислота концентрированная, восстановитель – сульфиды, йодиды и бромиды. При этом серная кислота восстанавливается до SO2, S или

H2S; сульфид – анион S2- окисляется до серы S, SO2 или H2SO4; йодид – анион до йода I2, бромид – анион до брома Br2 :

CuS + 4H2SO4 концентр. = CuSO4 + 4SO2 + 4H2O

H2S + H2SO4 концентр. = S↓ + SO2 + 2H2O

или H2S + H2SO4 концентр. = 4SO2 + 4H2O

8HI + H2SO4 концентр. = 4I2↓ + H2S + 4H2O

или 6HI + H2SO4 концентр.= 3I2↓ + S↓ + 4H2O

2HI + H2SO4 концентр. = I2↓ + SO2 + 2H2O

8KI + 9H2SO4 концентр. = I2↓ + H2S + 8KHSO4 + 4H2O —

наиболее вероятный вариант подуктов,

или 6KI + 2H2SO4 концентр. = 3I2↓ + H2S + 3K2SO4 + 4H2O

2HBr + H2SO4 концентр. = Br2 + SO2 + 2H2O

2KBr + 2H2SO4 концентр. = Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

6KBr + 2H2SO4 концентр. = 3Br2 + S↓ + 3K2SO4 + 2H2O

6. Железная окалина – Fe3O4, это смесь двух оксидов — FeO и Fe2O3. Поэтому при взаимодействии с сильными окислителями она окисляется до соединения железа (III) за счёт катионов Fe2+ — восстановителей, а при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливается до соединения железа (II) за счёт катионов Fe3+ — окислителей:

Fe3O4 + 10HNO3 концентр. = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O

3Fе3O4 + 28HNO3 разбавл. = 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Fe3O4 + 8HI = 3FeI2 + I2↓ + 4H2O

При взаимодействии с большинством кислот происходит реакция обмена, получаются две соли:

Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe3O4 + 4H2SO4 разбавл. = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O

✱ Реакции диспропорционирования.

Это реакции, в которых атомы одного и того же элемента, входящие в состав одного и того же исходного вещества, повышают и понижают степень окисления. Они очень часто встречаются в заданиях С-2, поэтому их нужно запомнить тем, кто хочет сдать ЕГЭ на высокий балл.

Все галогены, кроме F2, диспропорционируют в растворах всех щелочей. При комнатной температуре или на холоде получаются две соли – МГ, МГО и Н2О; при нагревании – две соли: МГ, МГО3 и Н2О.

Cl2 +2KOH = KCl + KClO + H2O – на холоде,

3Cl2 + 6KOH = 5KCl +KClO3 + 3H2O – при нагревании,

2Br2 + 2Sr(OH)2 = SrBr2 + Sr(BrO)2 + H2O – на холоде,

6Br2 + 6Sr(OH)2 = 5SrBr2 + Sr(BrO3)2 + 6H2O – при нагревании

Аналогично происходят реакции с растворами карбонатов:

Cl2 + K2CO3 = KCl + KClO + CO2 – на холоде,

3Cl2 + 3K2CO3 = 5KCl + KClO3 + 3CO2 – при нагревании.

2. Диспропорционирование серы в растворах щелочей:

3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O или 4S + 6KOH = K2S2O3 + 2K2S +3H2O

3. Диспропорционирование фосфора в растворах щелочей.

4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

8P + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2

P4 (белый фосфор) + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

4. Диспропорционирование оксида азота (IV) в воде и щелочах:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

5. Другие реакции диспропорционирования:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

4NaClO3 = 3NaClO4 + NaCl

4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

ClO2 + H2O = HCl + HClO3

В завершении этой статьи хочу отметить, что не так уж страшны окислительно – восстановительные уравнения, как это кажется на первый взгляд. Знание основных закономерностей поможет их составлении.

Источник