Задания для самостоятельной работы. В - ль ок – ль продукт продукт побочный
В - ль ок – ль продукт продукт побочный
Ок – я в – я продукт
SO2 + NO2 = SO3 + NO
В – ль ок – ль продукт продукт
Ок – я в – я
В этой реакции оксид серы (IV) проявляет восстановительные свойства, т.к. реагирует с сильным окислителем – NO2.
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
В – ль ок – ль продукт побочный
Ок – я продукт
И в – 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
В-ль ок-ль среда продукт продукт побочные
Ок-я в-я продукты
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2¯ + 2KOH
В-ль ок-ль среда продукт продукт побочный
Ок-я в-я продукт
Na2SO3 + 2KMnO4 + 4KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O
В-ль ок-ль среда продукт продукт побочный
Ок-я в-я продукт
16HBr + 2NaMnO4 = 5Br2 + 2MnBr2 + 2NaBr + 8H2O
В-ль ок-ль продукт продукт побочные
И среда ок-я в-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
При взаимодействии с неактивными металлами возможен только один продукт
восстановления кислоты – SO2 , При взаимодействии с активными металлами, на -
пример с Zn, могут получиться разные продукты.
Cu + H2SO4 конц.= CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2H2SO4 конц.= ZnSO4 +SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 конц.= 3ZnSO4 + S¯ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 конц.= 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
HNO3 концентр.
не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается
с Au, Pt и на холоде до NO2 с неактив - до NO2 , NO, N2O
некоторыми с Fe, Al, Cr ными металлами, с металлами средней
другими неметаллами, активности и активными
металлами сложными
веществами
Cu + 4HNO3 конц. = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Zn + 8HNO3 конц.. = 3Zn(NO3)2 + 2NO +4H2O
4Zn + 10HNO3 конц. = 4Zn (NO3)2 + N2O +5H2O
HNO3 разб.
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 разб. = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
Al + 4HNO3 разб. = Al (NO3)3 + NO + 2H2O
8Al + 30HNO3разб. = 8Al (NO3)3 + 3N2O + 15H2O
10Al + 36HNO3 разб. = 10Al (NO3)3 + 3N2 + 18H2O
8Al + 30HNO3 очень разб. = 8Al (NO3)3 + 3NH4NO3 + 5H2O
Концентрированные H2SO4 и HNO3 реагируют с Fe, Al, Cr только при нагревании:
2Fe + 6H2SO4 конц. = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 3H2O
Fe + 6HNO3 конц. = Fe (NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Концентрированная H2SO4 и HNO3 в любом виде окисляют неметаллы - сильные восстановители - углерод, фосфор, серу - до соответствующих кислот, сами восстанавливаются также, как с неактивными металлами.
C + 4HNO3 конц.= CO2 + 2H2O + 4NO2
3C + 4HNO3 разб. = 3CO2 + 2H2O + 4NO
C + 2H2SO4 конц. = CO2 + 2H2O + 2SO2
P + 5HNO3 конц. = H3PO4 + 5NO2 + H2O
3P + 5HNO3разб. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 конц. = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
S +6HNO3 конц. = H2SO4 + 6NO3 + 2H2O
S + 2HNO3 разб. = H2SO4 + 2NO
S +2H2SO4 конц. = 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 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 конц. + CuS = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
или 4HNO3 конц.+ CuS = S¯ + 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
8HNO3 разб.+ 3CuS = 3S¯ + 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
4HNO3 конц.+ Na2S = S¯ + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O
24HNO3 конц.+ Al2S3 = Al2(SO4)3 + 24NO2 + 12H2O
2HNO3 разб.+ H2S = 3S¯ + 2NO + 4H2O
8HNO3 конц.+ H2S = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
или 2HNO3 конц.+ H2S = S¯ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3 конц.+ K2SO3 = K2SO4 + 2NO2 + H2O
6HNO3 конц.+ HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3 конц.+ 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 конц.= Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O
FeO + 4HNO3 конц.= Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
3Fe(NO3)2 + 4НNO3 разб. = 3Fe(NO3)2 + NO + 2H2O
2Fe(OH)2 + 4H2SO4 конц. = 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 конц. = CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
H2S + H2SO4 конц. = S¯ + SO2 + 2H2O
или H2S + H2SO4 конц. = 4SO2 + 4H2O
8HI + H2SO4 конц. = 4I2¯ + H2S + 4H2O
или 6HI + H2SO4 конц.= 3I2¯ + S¯ + 4H2O
2HI + H2SO4 конц. = I2¯ + SO2 + 2H2O
8KI + 9H2SO4 конц. = I2¯ + H2S + 8KHSO4 + 4H2O -
наиболее вероятный вариант продуктов,
или 6KI + 2H2SO4 конц. = 3I2¯ + H2S + 3K2SO4 + 4H2O
2HBr + H2SO4 конц. = Br2 + SO2 + 2H2O
2KBr + 2H2SO4 конц. = Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
6KBr + 2H2SO4 конц. = 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 разб. = 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
гично 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
2 ClO2 + H2O = HClО2 + HClO3
В завершении этой статьи хочу отметить, что не так уж страшны уравнения окислительно – восстановительных реакций, как это кажется на первый взгляд. Знание основных закономерностей и тренировка в выполнении различных заданий поможет их составлении.
Задания для самостоятельной работы.
Даны вещества, напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами:
1.Концентрированные бромоводородная кислота и гидроксид натрия, перманганат натрия, сера (3 ОВР).
2.Йод, азотная кислота (конц.), сероводород и кислород (4 ОВР).
3.Сульфид алюминия, азотная кислота (конц.), хлороводородная кислота, углерод (3 ОВР).
4.Концентрированная азотная кислота и растворы карбоната натрия, хлорида железа (III), сульфида натрия (2 ОВР).
5.Хлорид меди (II), кислород, серная кислота (конц.) и йодоводородная кислота
(3 ОВР).
6.Сульфид меди (II), кислород, хлор, азотная кислота(конц.), серная кислота(конц.). (4 ОВР).
7.Концентрированные соляная и азотная кислоты, сера и гидроксид железа (II)
(3 ОВР).
8. Водные растворы перманганата калия, сульфита калия, хлорида бария, концентрированная азотная кислота и медь (3 ОВР).
9. Нитрат натрия, фосфор, бром, гидроксид калия (раствор) – (4 ОВР).
10. Оксид азота (IV), гидроксид калия (раствор), белый фосфор, водород (4 ОВР).
Г.С. Основская,
Учитель химии