Овр все реакции список для егэ

100 ОВР, котрые помогут учащимся при сдаче ЕГЭ по химии.

1) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

2) 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

3) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

4) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

5) 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

6) 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

7)SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = K2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

9) K2Cr2O7 + 3NaNO2 + 4H2SO4 = 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

10) K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

11) 4Mg + 10HNO3(оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

12) Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

13)Al2S3 + 30HNO3(конц.) = 2Al(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O

14) 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

15) FeCl2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 2HCl + NO2 + H2O

16) AlP + 11HNO3(конц.) = H3PO4 + 8NO2 + Al(NO3)3 + 4H2O

17) 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O

18) 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

19) 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

20) 3P2O3 + 2HClO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 2HCl

21) Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

22) Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O

23) 2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

24) 8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 8KHSO4 + 4H2O

25) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

26) 3PH3 + 4HClO3 = 3H3PO4 + 4HCl

27) 3NO₂ + H₂O = NO + 2HNO₃

28) I2 + K2SO3 + 2KOH = 2KI + K2SO4 + H2O

29) 2NH3 + 3KClO = N2 + 3KCl + 3H2O

30) 6P + 5HClO3 + 9H2O = 5HCl + 6H3PO4

31) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

32) Ca(ClO)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O

33) 3H2S + HClO3 = 3S + HCl + 3H2O

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

35) 2KMnO4 + KI + H2O = 2MnO2 + KIO3 + 2KOH

36) I2 + 10HNO3(конц.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

37) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4

38) 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

39) MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + 2H2O

40) 5HCOH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CO2 + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O

41) 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O = 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

42) NaClO + 2KI + H2SO4 = I2 + NaCl + K2SO4 + H2O

43) 2KNO3 + 6KI + 4H2SO4 = 2NO + 3I2 + 4K2SO4 + 4H2O

44) 14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

45) 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

46) K2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4H2O

47) K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH

48) 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

49) 4Zn + KNO3 + 7KOH = NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

50) 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

51) P2O3 + 6KOH + 2NO2 = 2NO + 2K3PO4 + 3H2O

52) 2KMnO4 + 2NH3 = 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O

53) 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

54) 3NaNO2 + Na2Cr2O7 + 8HNO3 = 5NaNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

55) B + HNO3(конц.) + 4HF = NO + HBF4 + 2H2O

56) 2CuCl2 + SO2 + 2H2O = 2CuCl + 2HCl + H2SO4

57) PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

58) 2NH3 + 6KMnO4 + 6KOH = N2 + 6K2MnO4 + 6H2O

59) 5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

60) 3KNO2 + K2Cr2O7 + 8HNO3 = 5KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

61) FeS + 12HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O

62) KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

63) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

64) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O = 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4

65) 3P2O3+ 2H2Cr2O7 + H2O = 2H3PO4 + 4CrPO4

66) 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

67) 5Na2SO3(нед.) + 2KIO3 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O

68) 2CrBr3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

69) 8 KMnO4 + 5 PH3 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

70) 3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

71) 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3PO4 + 4NO

72) 2NO + 3KClO + 2KOH = 2KNO3 + 3KCl + H2O

73) 5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

74) 5AsH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3AsO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

75) 2CuI + 4H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + I2 + 4H2O + 2SO2

76) Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 (to)

77) B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2

78) 8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br

79) P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

80) Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO(to)

81) H₂S + HClO = S + HCl + H₂O

82) 5KNO3(расплав) + 2P = 5KNO2 + P2O5

83) I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

84) H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

85) 8Zn + 5H2S2O7 = 8ZnSO4 + 2H2S + 3H2O

86) 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl

87) Na2S + 8NaNO3 + 9H2SO4 = 10NaHSO4 + 8NO2 + 4H2O

88) Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

89) 5C + Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 2P + 5CO + 3CaSiO3 (to)

90) 2NaI + H2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + I2 + 2H2O

91) 14HBr + K2Cr2O7 = 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr

92) 2NH3 + 2KMnO4(тв.) = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O (to)

93) 2FeCl3 + SO2 + 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl

94) 2HMnO4 + 5H2S + 2H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8H2O

95) 3KNO3 + 8Al + 5KOH + 18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]

96) 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

97) P4 + 20HNO3 = 4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O

98) 3NaClO + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaCl + 2H2O

99) Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

100) Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 +8H2O

Окислительно-восстановительные реакции 

I. ОВР в неорганической химии.

Перекись водорода. 

4H2O2 + PbS → PbSO4 + 4H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 →  5O2 + K2SO4 +2MnSO4 + 8H2O 5H2O2 + 2HIO3 → 5 O2 + I2 + 6H2O 3H2O2 + 2AuCl3 → 3 O2 + 6HCl + 2Au H2O2 + H2S → S + 2H2O H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O 3H2O2 + 2CrCl3 + 10 KOH → 2K2CrO4 + 8H2O + 6KCl H2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O   H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2H2O           MnO2                                   2H2O2  → 2H2O + O2 H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2 H2O2 + 2FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH   H2O2 + SO2 → H2SO4

Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2H2O → H2O2 + 2NaOH Na2O2 + 2Na → 2Na2O Na2O2 + H2SO4 → H2O2 + Na2SO4 Na2O2 + H2SO4 + 2KI → I2 + Na2SO4 +K2SO4 + 2H2O KO2+ H2SO4→H2O2+K2SO4+O2   надперекись калия  2KO2 + 2H2O → 2KOH +H2O2+ O2 BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2 BaO2 + CO2 + H2O → H2O2 + BaCO3           800oC 2BaO2 →  2BaO + O2 SnO2 + 2H2SO4 →Sn(SO4)2 + 2H2O

Железо.

to сильное 2Fe + 6H2SO4 (к)   →      Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O                         to Fe + 6HNO3(к) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

10Fe + 6HNO3(сильно разб.) → Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O С растворами щелочей в присутствии сильных окислителей                                  to Fe + KClO3 + 2KOH → KCl + H2O + K2FeO4 феррат калия

Соединения Fe2+.

to 2FeO + 4H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O                              to FeO + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O                               to 3FeO + 10HNO3(р) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O                                 to Fe(OH)2 + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O                                        to 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (к)    → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O 10FeS + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 6MnSO4 +   + 3K2SO4 + 24H2O 2FeI2 + 6H2SO4 (к)    → Fe2(SO4)3 + 2I2 +3SO2 + 6H2O

to 4FeCl2 + O2 + 2H2O  → 4Fe(OH)Cl2 4FeCl2 + O2 + 8NaOH + 2H2O → Fe(OH)3 + 8NaCl                      to 4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O 10 FeSO4 + 2KIO3 + 6H2SO4 → I2 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +   + 6H2O 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + + K2SO4 +  8H2O                  to 4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Соединения Fe3+.

to Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe В присутствии сильных окислителей со щелочами Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 → 2K2FeO4 + 3 KNO2 +2H2O                                        to Fe2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2FeO4 + KCl + 2H2O Fe2O3 + 6Hl → 2FeI2 + I2 + 3H2O NaFeO2+2H2O→ Fe(OH)3+NaOH 2Fe(OH)3 + 6HI → FeI2 +I2+ 6H2O

to 2Fe(OH)3 +10NaOH+3Br2  →  2Na2FeO4 + 6NaBr +8H2O 2FeCl3 + 2KI → FeCI2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + H2S → FeCI2 + S + 2HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4(NH4)2S → 3FeS + S + 8NH4Cl                                        to 2FeCl3 +3Br2+16NaOH →2Na2FeO4 + 6NaBr ++6NaCl+8H2Oферрат натрия

Fe3O4.

Fe3O4 + 8HCl → FeCI2 + 2FeCl3 + 4H2O (не ОВР) Fe3O4+8Hl→3FeI2+I2+4H2O Fe3O4+10HNO3(к) →3Fe(NO3)3+ NO2 + 5H2O 3Fe3O4 + 28 HNO3 (р) → 9Fe(NO3)3 + NO+14H2O

2Fe3O4+10H2SO4(к)→3Fe2(SO4)3 +SO2+10H2O Fe3O4 + 4H2SO4 (р)    → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8H2O                   to Fe3O4 + Fe → 4FeO

Соединения марганца.

Оксиды: 

MnO     Mn2O3      Mn3O4             Mn2O7      MnO3             MnO2

             основные                                кислотные                амфотерный

Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 +2H2O                 to Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2

to Mn(NO3)2 +PbO2 →MnO2+  Pb(NO3)2 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 +2H2SO4

                                                                       MnO2

                                                             ↙OH—              ↘ H+  

                                                                    -2                          +2

                                                      MnO4                            Mn                        

                                                     манганат

2MnO2 +2H2SO4 (к)  → 2MnSO4 + 2H2O+ O2 MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2+ 2H2O

2MnO2 + 4HNO3 (к) → 2Mn(NO3)2 + 2H2O +O2

MnO2 проявляет кислотные свойства при сплавлении со щелочами или оксидами активных металлов без доступа воздуха.

MnO2 + 2KOH → K2MnO3 + H2O        (не ОВР)

Mn(OH)4 + BaO → BaMnO3 + 2H2O        (не ОВР)

В зависимости от условий реакции MnO2 проявляет либо окислительные, либо восстановительные свойства.

В кислой среде:

MnO2 +2FeSO4 +2H2SO4 →  MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

2MnO2+3PbO2+6HNO3→ 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2H2O

В щелочной среде:

                                               to

3MnO2 + KClO3 + 6NaOH        →        3Na2MnO4 +KCl + 3H2O

           твёрдые                    сплавление                                    

MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O           

                                                                 _

                                                         MnO4

                                  ↙H+                 ↓H2O             ↘OH—

                                +2                                                                 2-

                            Mn                         +4                                MnO4

                                                            MnO2 ↓                     манганат

                                                   оксид марганца (IV)

В кислой среде:

2KMnO4+5K2SO3 +3H2SO4→2MnSO4+6K2SO4+3H2O 2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4→2MnSO4+5Na2SO4+ K2SO4 +3H2O 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 5S + MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 2KMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 → 5H3PO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 5N2O + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10NO + 3H2O 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 → 5NaNO3 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O 8KMnO4 + 5PH3 + 24HCl → 5H3PO4 + 8MnCl2 + 8KCl + 12H2O 2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 +  8H2O В нейтральной среде: 2KMnO4+5SO2+ 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + (NH4)2SO4 → 2MnO2 + N2 + K2SO4 + 4H2O

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

В щелочной среде:

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

Другие реакции:

              to

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

2HMnO4 + 3H2S → 3S + 2MnO2 + 4H2O

8HMnO4 + 3PH3 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O  

K2MnO4 + K2S + 2H2O → S + MnO2 + 4KOH

K2MnO4 + Cl2 → 2KCl + 2KMnO4

MnSO4 + NaClO + 2NaOH → MnO2 + NaCl + Na2SO4  + H2O  

Соединения хрома.

Соединения хрома (III).

Cr2O3 – оксид хрома (III), порошок тёмно-зелёного цвета, по твёрдости близок к корунду. Поэтому его вводят в состав полирующих средств. Он нерастворим в воде, имеет аморфный характер, однако в кислотах и щелочах плохо растворим.

Химические свойства.

1. Сплавление со щелочами:

                      t0                                                                     t0

Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O                            Cr2O3 + Ba(OH)2 → Ba(CrO2)2 + H2O

                        хромит калия                                                  хромит бария

2. Сплавление с карбонатами щелочных металлов:

                           t0

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2                                                            

                            хромит натрия

3. Сплавление с оксидами щелочных и щелочно-земельных металлов:

                       t0

Cr2O3 + Na2O → 2NaCrO2

4. С концентрированными растворами кислот и щелочей реагирует с трудом:

                                                                                                                                    Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O           

                                           t0

Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]          

                                          гексагидроксохромит натрия

5. Взаимодействует со щелочными расплавами окислителей:

                                           t0        +6

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O                                  

                                                                 хромат калия

Получение Cr2O3.

1. В лаборатории.                                     2. В промышленности.

                        t0                                                                            t0                  

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O              2K2Cr2O7+3С→2Cr2O3+ 

                                                                                     2K2СO3  + СO2                        

                                                                                               t0

                                                                           K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + K2SO4

Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III), серо-зелёного цвета, нерастворим в воде, амфотерный.

Получение Cr(OH)3. 

CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3   + 3NaCl

                          студенистый серо-зелёный осадок

Химические свойства.

Cr(OH)3 легко взаимодействует с кислотами и со щелочами.

1. Взаимодействие с кислотами:

   2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3  + 6H2O    

2. Взаимодействие со щелочами:

   Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] 

                                гексагидроксохромат (III) натрия

                                (изумрудно-зелёный раствор)

3. Разложение при нагревании.

               t0

2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O

Соли – хромиты и другие — (III).

Химические свойства.

1. С кислотами легко реагируют:

   а) недостаток кислоты:

  NaCrO2 + HCl + H2O → Cr(OH)3  + NaCl

   б) избыток кислоты:

   NaCrO2 + 4HCl → CrCl3 + NaCl + 2H2O      

2. С кислотными  оксидами:

   Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 → Cr(OH)3 + 3NaHCO3

3. В растворе подвергаются гидролизу:

   NaCrO2 + 2H2O → Cr(OH)3↓ + NaOH

   Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑

4. Окислительные свойства соединений хрома (III):

   +3                 0                                 +2            +1

  Cr2(SO4)3  + H2 (Zn + H2SO4) → 2CrSO4 + H2SO4

5. Восстановительные свойства соединений хрома (III):

            +3               0                         +6             -1

    2К3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

    +3             -1                                +6                              -2

3CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCL + 8H2O    

     -3e—↗ Cr+6 (окисление)

Cr+3  

     +1e—↘ Cr+2  (восстановление)

Соединения хрома (III):                      

а) при окислении в щелочной среде образуют хроматы:

                                          to

   Cr2O3 + KClO3 + 4KOH   →         2K2CrO4 + KCl + 2H2O  

                                          спекание    хромат калия

б) при окислении в кислой среде образуют дихроматы:

Cr2(SO4)3  + 2K2FeO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + Fe2(SO4)3 + K2SO4  + H2O  

                                                    дихромат калия

Соединения хрома (VI).

CrO3 – оксид хрома (VI) – кристаллы тёмно-красного цвета, хорошо растворимые в воде, сильно ядовит (действует на почки; 0,6 г – смертельная доза). Кислотный оксид, которому соответствуют кислоты Н2CrO4 и Н2Cr2O7.

Получение CrO3.

K2Cr2O7 + 2H2SO4 → K2SO4 + 2CrO3 + H2O            

Химические свойства.

1. Взаимодействие с водой.

                                                                                                                                                          OH—                                            H+

   CrO3 + H2O → Н2CrO4           2CrO3 + H2O → H2Cr2O7          

Формула получающейся кислоты зависит от среды.

CrO3 – сильнейший окислитель.

2. Взаимодействие с углеродом:

  4CrO3 + 3C → 3CO2↑ + 2Cr2O3

3. Взаимодействие с серой:

    4CrO3 + 3S → 3SO2 + 2Cr2O3

4. Взаимодействие с органическими веществами:

    C2H5OH + 4CrO3 → 2CO2↑ + 2Cr2O3 + 3H2O                                      

                      +6                           +3                +4                                     H                                                                                                                                 C2H5OH + 4CrO3 + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2CO2↑ + 9H2O     H ↘  ↓

       Реакция сопровождается воспламенением.                         H→C-С→O←H

                                                                                                           H↗   ↑

                                                                                                                   H

5. Соли хромовой и дихромовой кислот – сильнейшие окислители.

   Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O     (не ОВР)

   Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O       (не ОВР)

6. Хроматы при нагревании устойчивы, дихроматы при нагревании неустойчивы:

                      t0

   4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3 O2↑

7. Взаимодействие с солями:

    а) в нейтральной среде

    2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 6NH3↑ + 4KOH        

    б) в щелочной среде

    2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3S↓ + 6NH3↑

    в) в кислой среде:

     K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O

                                                               Cr(OH)3  — серо—зелёный осадок              

K2CrO4 (CrO4)2—                  H2O ↗ 

                                      }—-OH—— →    [Cr(OH)6]3- — р-р изумрудно-зелёного цвета

K2Cr2O7 (Cr2O7)2  ______H+__ 

                                                             ↘

                                                               Cr3+ — р-р сине-фиолетового цвета

Окисление органических соединений бихроматом калия.

      +6           -2                                         +2           +3

2K2Cr2O7 + 3CH3OH + 8H2SO4 → HCOOH + 2Cr2(SO4)3 +2K2SO4 + 11H2O  

                            +3                                    +4                     

K2Cr2O7 + 3HOOC-COOH + 4H2SO4 → 6CO2 + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O

Соли в кислой среде:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2CrO3 + H2O           (не ОВР)

Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O        (не ОВР)

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S → 3S + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O  

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 2NO → 2HNO3 + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 3H2O  

2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3C → 3CO2 + 2Cr2(SO4)3  + 2K2SO4  + 8H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI → 3I2 + Cr2(SO4)3  + 4K2SO4  + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3  + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O  

K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O

2K2CrO4 + 16HCl → 3Cl2 + 4KCL + 2CrCl3 + 8H2O

2K2CrO4 + 10HNO3 + 3H2S → 4KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3S + 8H2O

Соли в щелочной среде:

Na2Cr2O7 + 2CsOH → Na2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O       (не ОВР)

K2Cr2O7 + 2RbOH → Rb2CrO4 + K2CrO4 + H2O           (не ОВР)

Cr2(SO4)3  + 3Br2 + 16NaOH → Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

Соли в нейтральной (или слабокислой) среде:

2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH

                              (гор.)

K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH        

K3[Cr(OH)6] + 3SO2 → Cr(OH)3 + 3KHSO3                    (не ОВР)

K3[Cr(OH)6] + FeCl3 → Cr(OH)3 + Fe(OH)3 + 3KCl       (не ОВР)

2K2CrO4 + 3K2SO3 + 5H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3K2SO4  + 4KOH

Разложение солей:

                        to

(NH4)2Cr2O7    → N2 + Cr2O3 + 4H2O                              (вулкан)            

Основания:            

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

Оксиды:

2CrO3 + 2NH3 + H2O → (NH4)2Cr2O7                             (не ОВР)

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O  

+3                   +1                                       -1           +6

Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH  → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O

+3                                +5       t0       +6                   +4

Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4  + KCl + 2CO2

+3                   +1                                      -1             +6

Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH  → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O

+3                             +5          t0       +6                    +4 

Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4  + KCl + 2CO2

                                          t0                 

2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4  + 4CO2

                                          t0                

2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4  + 4CO2

Написать уравнения 4-х возможных реакций:

1) р-ры CrSO4; NaOH; Na2CrO4; H2SO4:

   3CrSO4 + Na2CrO4 + 16NaOH + 4H2O → 4Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4

   2Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

   2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

   CrSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cr(OH)2

2) р-ры SO2; CsOH; K2Cr2O7; H2SO4:    

  K2Cr2O7 + 2CsOH → K2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O

    2CsOH + H2SO4 → Cs2SO4 + 2H2O

    K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3  + K2SO4 + H2O

    2CsOH + SO2 → Cs2SO3 + H2O

3) Cr(NO3)3;  Na2SO3; Cl2; NaOH:  

   Cr(NO3)3 + Na2SO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + SO2 + 6NaNO3

   6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

   Cr(NO3)3 + 3NaOH → Cr(OH)3 + 3NaNO3

Галогены.

                              t0

3Cl2 + 6KOH (гор.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O      

Cl2 + 2KOH (хол.) → KCl + KClO + H2O    

3Cl2 + 8NH3 → 6NH4Cl + N2

Cl2 + NaHS → S + NaCl + HCl

                               t0

3Br2 + 6KOH (гор.) → 5KBr + KBrO3 + 3H2O  

Br2 + 2KOH (хол.) → KBr + KBrO + H2O  

6Br2 + 6Ba(OH)2 → Ba(BrO3)2 + 5BaBr2 + 6H2O  

чистый         горячий

Br2 + H2S → 2HI + S

I2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + HI

Соединения галогенов.

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O    

KClO + HI → Kl + l2 + H2O    

Соединения серы.

Концентрированная H2SO4.

                          to

5H2SO4  + 8KIтв. → 4 I2 + 3H2S ↑+ 4K2SO4 + 4H2O  

3H2SO4  + KIO3 + 5KI → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O  

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2↑ + S↓ + H2O

2H2SO4 + Hg → HgSO4 + SO2 + 2H2O

2H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O

Оксид серы (IV).

SO2 + I2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

SO2 + H2O2 → H2SO4    

Сера.

S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 (к.) → 3SO2 + 2H2O

S + 3H2SO4 (к.) → 4SO2 + 4H2O

Соединения фосфора.

Фосфор. 

		to
6P + 5HClO3 + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4	2P + 5NaNO3 → 5NaNO2 + P2O5
	P + KMnO4 + H2SO4 →KH2PO4 + MnSO4
4P + 3KOH(k.) + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3	P + 5HNO3 (к.)  → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O

Фосфин.

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O  

PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

5PH3 + 8HBrO3 → 5H3PO4 + 4Br2 + 4H2O  

3PH3 + 4HClO3 → 3H3PO4 + 4HCl

3PH3 + 8HMnO4 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O  

Фосфаты.

Сa3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO3 + 2P + 5CO

3Сa3(PO4)2 + 16Al → 3Сa3P2 + 8Al2O3

Соединения азота.

Оксид азота (IV).

2NO2 + 2KOH → KNO2 + KNO3 + H2O

                    to

2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

Азотная кислота.

H2S + 8HNO3 (к.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O  

H2S + 2HNO3 (к., хол.) → S + 2NO2 + 2H2O  

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O → 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4

S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

5HNO3 (к.)  + P → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O  

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

8HNO3 (к.) + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

Нитраты.

4Zn + KNO3 + 7KOH → NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

          (тв.)

Аммиак.

NH3 + Ca(OCl)2 → N2 + H2O + CaCl2

Кремний.

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

Si + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2↑

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

Кислород.

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O  

2NO2 + O2 + 2KOH → 2KNO3 + H2O  

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:

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



Подготовка к ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции