восст.-ль окисл.-ль продукт продукт побочные

Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии.

 

 

Восстановители	Продукты окисления	Условия
1. Металлы, м	М+, М2+, М3+	кислая и нейтральная среда
2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al	[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-, ZnO22-, AlO2-	· щелочная среда (раствор), · щелочная среда (сплавление)
3. Углерод, С	СО СО2	· при высокой температуре, · при горении, в кислой среде
4. Оксид углерода (II), СО	СО2
5. Сера, S	SO2, SO42-, SO32-	· кислая среда, · щелочная среда
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2-	S SO2 H2SO4, SO42-	· с сильными окислителями, · при обжиге, · с сильными окислителями
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3)	SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4)	· в газовой сфере, · в водных растворах
8. Фосфор, Р, фосфорин РН3, фосфиты РО33-	Р2О5 Н3РО4, РО43-	· в газовой сфере, · в водных растворах
9. Аммиак, NH3	N2 NO	· в большинстве случаев, · каталитическое окисление
10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2-(KNO2)	HNO3 NO3-(KNO3)
11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли	Cl2, Br2, I2
12. Катионы Cr3+	CrO42 - Cr2O72 -	· щелочная среда, · кислая среда
13. Катионы Fe2+, Cu+	Fe3+, Cu2+
14. Катионы Mn2+	MnO2 MnO42- MnO4-	· нейтральная среда, · щелочная среда, · кислая среда
15. Пероксид водорода, Н2О2	О2 + Н+ О2 + Н2О	· кислая среда. · нейтральная среда

 

Окислители	Продукты восстановления	Условия
1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2	F -, Cl -, Br -, I -
2. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3	Cl -, Br -
3. Кислород, О2	O2-
4. Озон, О3	Н2О + О2 ОН - + О2	· кислая среда, · нейтральная среда
5. Сера, S	S2-
6. Оксид серы (VI), SO3	SO2
7. Оксид серы (IV), SO2	S
8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2-	NO N2	· в большинстве случаев, · с солями аммония
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3,	NO N2 NH3	· в большинстве случаев
10. Нитраты, NO3-	NO2- NH3	· в расплавах, · с сильными восстановителями:
11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72-	[Cr(OH)6]3- Cr(OH)3 Cr3+	· щелочная среда, · нейтральная среда, · кислая среда
12. Катионы, Fe3+, Cu2+	Fe2+, Cu+
13. Перманганаты, MnO4 -	Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O	· кислая среда, · нейтральная, слабощелочная среда, · сильнощелочная среда
14. Пероксид водорода, Н2О2	Н2О ОН -	· кислая среда, · нейтральная и щелочная среда
15. H2SO4 (конц.), HNO3	рассмотрены отдельно

 

При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH₃, PH₃, H₂S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO₃, H₂SO₄, SO₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇).

Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N₂, NO, HNO₂, KNO₂, H₂O₂, S, SO₂ и другие.

Пользуясь данными таблицы 1, составим некоторые уравнения ОВР:

2KI + 2SO₃ = I₂ + SO₂ + K₂SO₄

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 + 30HNO₃ разбавл. = 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 + 5HNO₃ разбавл. + 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.