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 + 30HNO₃ разб. = 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 + 5HNO₃ разб. + 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 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 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 S^2- 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