восст. - ль  окисл. – ль    продукт          продукт      побочный

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2

           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.

ä 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 + 30HNO₃разбавл. = 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 + 5HNO₃разбавл. + 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

ä 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 S^2-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 S^2- окисляется до серы S⁰ или сульфат – аниона SO₄^2-, йодид – анион – до йода I₂, a сульфит – анион SO₃^2- - до сульфат – аниона SO₄^2- :

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 S^2- 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

ä 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.

1.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.

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Тактические действия в защите

История Олимпийских игр

История развития права интеллектуальной собственности