Тема 9. Окислительно-восстановительные реакции и их использование в химическом анализе

Тема 9.1. ОВР с участием сложных веществ
Задания 181 – 200 (таблица 11)

Пример 1.

Исходя из степени окисления серы в соединениях H₂S, H₂SO₄, сделайте вывод, какие из выше перечисленных соединений могут быть только восстановителями, а какие – только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение:Определяем степени окисления серы в соединениях.

+6

H₂SO₄ Ст.О (S) = +6 высшая Ст.О - окислитель

H₂S^-2 Ст.О (S) = -2 низшая Ст.О – восстановитель

Контрольные задания.

На основании строения атома укажите, какую роль окислителя или восстановителя в ОВР проявляют выделенные элементы в соединениях, указанных в таблице 11. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в схемах приведенных уравнений реакций.

Таблица 11

№	Соединения	Схема ОВР
	Na2S, K2MnO4	NaClO + KI+ H2SO4= I2 + NaCl + ….
	NH3, K2Cr2O7	NaIO3 + NaI + H2SO4 = I2 + Na2SO4 + H2O
	NO2 , PbO2	Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + H2O
	MnO2, NaNO2	C2H2 + KMnO4 + H2SO4­ = H2C2O4­ + MnSO4 +..
	PH3, KClO3	H2S +HNO3 = H2SO4 + NO + H2O
	MnS, K2SO3	CuCl + K2Cr2O7 + HCl = CuCl2 + CrCl3 + …
	KI, H2SO4(К)	Fe(OH)2 + NO2 +H2O = Fe(OH)3 + NO
	H2O2, H3AsO4	KMnO4 + SO2 + H2O = MnO2 + K2SO4
	HI, НNO3	C2H4 + KMnO4 + H2SO4­ = C2 H4O2­ + MnSO4 +..
	CO, K2SnO2	C2H5OH + CrO3 = CO2 + Cr2O3 + H2O
	H2O2, H2SO4(p)	SO2 + HNO3 + H2O = NO + H2SO4­
	CuS, Na3AsO3	C2H2 + KMnO4 + KOH­ = K2C2O2 + K2MnO4 + ..
	SO2, K2CrO4	FeSO4 + KMnO4 + H2SO4­ = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + ..
	HCl, Ca(ClO )2	КI + H2SO4(к) = I2 + S + …
	NaCl, KMnO4	C2H5OH + К2Cr2O7 + Н2SO4 = CH3COH +Cr2(SO4)3 +
	Na2O2, KClO3	Na2­S + К2Cr2O7 + Н2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + …
	MnO2, FeSO4	PH3 + KMnO4 + H2SO4­ = H3PO4­ + MnSO4 +..
	Ca3P2, NaClO	As2S3 +HNO3 +H2O =NO + H2SO4 +H3AsO4
	CuBr, KNO3	CrCl3 + H2O2 + KOH = K2­CrO4 + KCl = ….
	FeS, NН3	H2O2 + KIO3 + H2SO4 = I2 +O2 + ….

Тема 9.2. ОВР с участием металлов
Задания 201 – 220 (таблица 22)

Пример 1.

Охарактеризуйте химические свойства металлов, составьте уравнения соответствующих реакций и уравняйте их, используя метод электронного баланса.

Решение.

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

Все металлы при тех или иных условиях взаимодействуют с неметаллами. Если металл проявляет переменную степень окисления, то активные неметаллы окисляют его до характерной степени окисления (а), а неактивные - до устойчивой, но ниже характерной (б):

а) 2Fe + 3F₂ → 2FeF₃ ; б) Fe + S → FeS.

2. Взаимодействие металлов с водой.

В воде растворяются щелочные, щелочноземельные металлы, таллий и лантан.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

в-ль │ 2 │ Na⁰ - 1e^– → Na⁺¹ процесс окисления

о-ль │ 1 │ 2H⁺¹ + 2e^– → H ₂⁰ процесс восстановления.

3. Взаимодействие металлов со щелочными расплавами в присутствии следующих окислителей:

KNO₃→ NaNO₂; O₂→ 2O^-2; KClO₃ → KCl

Со щелочными расплавами окислителей реагируют металлы, которые в высших степенях окисления образуют амфотерные или кислотные оксиды.

Щелочные расплавы окислителей окисляют металлы до высшей степени окисления. При этом образуется соль анионного типа с высшей положительной степенью окисления металла, продукт восстановления окислителя и пары воды.

3. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

В реакцию с растворами щелочей вступают только те металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода (чтобы могли вытеснить водород из воды) и оксиды и гидроксиды которых амфотерны.

Процесс взаимодействия металлов с растворами щелочей протекает постадийно:

1. Снятие защитной оксидной пленки, которой покрыт металл:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

2. Металл, освобожденный от защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой и образуется нерастворимый в воде гидроксид:

2Al⁰ + 6H_2­O = 2 Al(OH)₃↓ + 3H₂⁰↑

3. Растворение образовавшегося гидроксида:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Суммарно:

2Al⁰ + 2NaOH +6H_2­O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂⁰↑

в-ль 2 Al⁰ – 3e^– = Al⁺³ процесс окисления

о-ль 3 2H⁺ + 2e^– = H₂⁰ процесс восстановления

Пример 2.

Охарактеризуйте взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.

Решение.

В кислотах-окислителях окислителем является центральный элемент кислотного остатка, который, в зависимости от активности металла (а в случае азотной кислоты – концентрации ее раствора), восстановится до разных соединений.

1. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой H₂SO_4конц.

Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой можно выразить схемой:

Концентрированная кислота окисляет металлы с переменной степенью окисления до характерной степени окисления (при нагревании). Например: _t

2Fe⁰ + 4H₂SO_4(конц) = Fe⁺³₂(SO₄)₃ + S⁰↓+ 4H₂O

Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами, кроме благородных. Кроме того, она “на холоду” пассивирует многие металлы, например, хром, железо, алюминий, кобальт, молибден, никель, вольфрам. Эти металлы реагируют с указанной кислотой при нагревании.

2. Взаимодействие металлов с азотной кислотой HNO_{3 .}

Взаимодействие металлов с очень разбавленной азотной кислотой можно выразить схемой:

Концентрированная азотная кислота восстанавливается всеми металлами до NO₂. Она пассивирует те же металлы, что и концентрированная серная кислота.

Контрольные задания

Закончите уравнения реакций, данные в таблице 12, уравняйте их, используя метод электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

Таблица 12