100 ОВР, котрые помогут учащимся при сдаче ЕГЭ по химии.
1) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2) 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl
3) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
4) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
5) 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
6) 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
7)SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = K2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
9) K2Cr2O7 + 3NaNO2 + 4H2SO4 = 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
10) K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
11) 4Mg + 10HNO3(оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
12) Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O
13)Al2S3 + 30HNO3(конц.) = 2Al(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O
14) 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
15) FeCl2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 2HCl + NO2 + H2O
16) AlP + 11HNO3(конц.) = H3PO4 + 8NO2 + Al(NO3)3 + 4H2O
17) 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O
18) 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
19) 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
20) 3P2O3 + 2HClO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 2HCl
21) Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O
22) Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O
23) 2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
24) 8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 8KHSO4 + 4H2O
25) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
26) 3PH3 + 4HClO3 = 3H3PO4 + 4HCl
27) 3NO2 + H2O = NO + 2HNO3
28) I2 + K2SO3 + 2KOH = 2KI + K2SO4 + H2O
29) 2NH3 + 3KClO = N2 + 3KCl + 3H2O
30) 6P + 5HClO3 + 9H2O = 5HCl + 6H3PO4
31) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
32) Ca(ClO)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O
33) 3H2S + HClO3 = 3S + HCl + 3H2O
34) Fe2(SO4)3 + 2KI = 2FeSO4 + I2 + K2SO4
35) 2KMnO4 + KI + H2O = 2MnO2 + KIO3 + 2KOH
36) I2 + 10HNO3(конц.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
37) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4
38) 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
39) MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + 2H2O
40) 5HCOH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CO2 + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O
41) 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O = 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH
42) NaClO + 2KI + H2SO4 = I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
43) 2KNO3 + 6KI + 4H2SO4 = 2NO + 3I2 + 4K2SO4 + 4H2O
44) 14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
45) 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
46) K2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4H2O
47) K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH
48) 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
49) 4Zn + KNO3 + 7KOH = NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O
50) 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
51) P2O3 + 6KOH + 2NO2 = 2NO + 2K3PO4 + 3H2O
52) 2KMnO4 + 2NH3 = 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
53) 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
54) 3NaNO2 + Na2Cr2O7 + 8HNO3 = 5NaNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O
55) B + HNO3(конц.) + 4HF = NO + HBF4 + 2H2O
56) 2CuCl2 + SO2 + 2H2O = 2CuCl + 2HCl + H2SO4
57) PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = 8Ag + H3PO4 + 8HNO3
58) 2NH3 + 6KMnO4 + 6KOH = N2 + 6K2MnO4 + 6H2O
59) 5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
60) 3KNO2 + K2Cr2O7 + 8HNO3 = 5KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O
61) FeS + 12HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O
62) KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
63) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
64) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O = 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4
65) 3P2O3+ 2H2Cr2O7 + H2O = 2H3PO4 + 4CrPO4
66) 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
67) 5Na2SO3(нед.) + 2KIO3 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O
68) 2CrBr3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
69) 8 KMnO4 + 5 PH3 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O
70) 3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
71) 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3PO4 + 4NO
72) 2NO + 3KClO + 2KOH = 2KNO3 + 3KCl + H2O
73) 5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O
74) 5AsH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3AsO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O
75) 2CuI + 4H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + I2 + 4H2O + 2SO2
76) Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 (to)
77) B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2
78) 8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br
79) P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
80) Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO(to)
81) H2S + HClO = S + HCl + H2O
82) 5KNO3(расплав) + 2P = 5KNO2 + P2O5
83) I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
84) H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
85) 8Zn + 5H2S2O7 = 8ZnSO4 + 2H2S + 3H2O
86) 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl
87) Na2S + 8NaNO3 + 9H2SO4 = 10NaHSO4 + 8NO2 + 4H2O
88) Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2
89) 5C + Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 2P + 5CO + 3CaSiO3 (to)
90) 2NaI + H2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + I2 + 2H2O
91) 14HBr + K2Cr2O7 = 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr
92) 2NH3 + 2KMnO4(тв.) = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O (to)
93) 2FeCl3 + SO2 + 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
94) 2HMnO4 + 5H2S + 2H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8H2O
95) 3KNO3 + 8Al + 5KOH + 18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]
96) 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
97) P4 + 20HNO3 = 4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O
98) 3NaClO + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaCl + 2H2O
99) Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
100) Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 +8H2O
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— |
(сплавление) |
|
3. Углерод, С |
СО СО2 |
в кислой среде |
|
4. Оксид углерода (II), СО |
СО2 |
|
|
5. Сера, S |
SO2, SO42-, SO32- |
|
|
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2- |
S SO2 H2SO4, SO42- |
|
|
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3) |
SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4) |
|
|
8. Фосфор, Р, фосфорин РН3, фосфиты РО33- |
Р2О5 Н3РО4, РО43- |
|
|
9. Аммиак, NH3 |
N2 NO |
|
|
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 — |
|
|
13. Катионы Fe2+, Cu+ |
Fe3+, Cu2+ |
|
|
14. Катионы Mn2+ |
MnO2 MnO42- MnO4— |
|
|
15. Пероксид водорода, Н2О2 |
О2 + Н+ О2 + Н2О |
|
|
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 |
|
|
5. Сера, S |
S2- |
|
|
6. Оксид серы (VI), SO3 |
SO2 |
|
|
7. Оксид серы (IV), SO2 |
S |
|
|
8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2— |
NO N2 |
|
|
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3, |
NO N2 NH3 |
|
|
10. Нитраты, NO3— |
NO2— NH3 |
|
|
11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72- |
[Cr(OH)6]3- Cr(OH)3 Cr3+ |
|
|
12. Катионы, Fe3+, Cu2+ |
Fe2+, Cu+ |
|
|
13. Перманганаты, MnO4 — |
Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O |
|
|
14. Пероксид водорода, Н2О2 |
Н2О ОН — |
|
|
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.
✱ 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
✱ 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 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 S2- 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
✱ 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.
- 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.
Предложите, как улучшить StudyLib
(Для жалоб на нарушения авторских прав, используйте
другую форму
)
Ваш е-мэйл
Заполните, если хотите получить ответ
Оцените наш проект
1
2
3
4
5
Смотреть видео:
#химия #химияпросто #неорганика #егэпохимии #эксперименты #химик #егэхимия #неорганическая_химия #огэхимия
Свежая информация для ЕГЭ и ОГЭ по Химии (листай):
С этим видео ученики смотрят следующие ролики:
Окислительно-восстановительные реакции ОВР Диспропорционирование Пермангат Хромат ЕГЭ ХИМИЯ 2019
Репетитор химии
Окислительно-восстановительные реакции. Химия 8 класс
Elena Tarasova
Химия. ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции
Уроки химии
Окислительно-восстановительные реакции | ХИМИЯ ЕГЭ | Юлия Неон
Лия Менделеева — ЕГЭ химия
Облегчи жизнь другим ученикам — поделись! (плюс тебе в карму):
22.04.2022
Окислительно-восстановительные реакции
I. ОВР в неорганической химии.
Перекись водорода.
|
4H2O2 + PbS → PbSO4 + 4H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + K2SO4 +2MnSO4 + 8H2O 5H2O2 + 2HIO3 → 5 O2 + I2 + 6H2O 3H2O2 + 2AuCl3 → 3 O2 + 6HCl + 2Au H2O2 + H2S → S + 2H2O H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O 3H2O2 + 2CrCl3 + 10 KOH → 2K2CrO4 + 8H2O + 6KCl H2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2H2O MnO2 2H2O2 → 2H2O + O2 H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2 H2O2 + 2FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH H2O2 + SO2 → H2SO4 |
Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2H2O → H2O2 + 2NaOH Na2O2 + 2Na → 2Na2O Na2O2 + H2SO4 → H2O2 + Na2SO4 Na2O2 + H2SO4 + 2KI → I2 + Na2SO4 +K2SO4 + 2H2O KO2+ H2SO4→H2O2+K2SO4+O2 надперекись калия 2KO2 + 2H2O → 2KOH +H2O2+ O2 BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2 BaO2 + CO2 + H2O → H2O2 + BaCO3 800oC 2BaO2 → 2BaO + O2 SnO2 + 2H2SO4 →Sn(SO4)2 + 2H2O |
Железо.
|
to сильное 2Fe + 6H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O to Fe + 6HNO3(к) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O |
10Fe + 6HNO3(сильно разб.) → Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O С растворами щелочей в присутствии сильных окислителей to Fe + KClO3 + 2KOH → KCl + H2O + K2FeO4 феррат калия |
Соединения Fe2+.
|
to 2FeO + 4H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O to FeO + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O to 3FeO + 10HNO3(р) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O to Fe(OH)2 + 4HNO3(к) → Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O to 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O 10FeS + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 6MnSO4 + + 3K2SO4 + 24H2O 2FeI2 + 6H2SO4 (к) → Fe2(SO4)3 + 2I2 +3SO2 + 6H2O |
to 4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2 4FeCl2 + O2 + 8NaOH + 2H2O → Fe(OH)3 + 8NaCl to 4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO3)3 + 2H2O 10 FeSO4 + 2KIO3 + 6H2SO4 → I2 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + + 6H2O 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + + K2SO4 + 8H2O to 4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 |
Соединения Fe3+.
|
to Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe В присутствии сильных окислителей со щелочами Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 → 2K2FeO4 + 3 KNO2 +2H2O to Fe2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2FeO4 + KCl + 2H2O Fe2O3 + 6Hl → 2FeI2 + I2 + 3H2O NaFeO2+2H2O→ Fe(OH)3+NaOH 2Fe(OH)3 + 6HI → FeI2 +I2+ 6H2O |
to 2Fe(OH)3 +10NaOH+3Br2 → 2Na2FeO4 + 6NaBr +8H2O 2FeCl3 + 2KI → FeCI2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + H2S → FeCI2 + S + 2HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4(NH4)2S → 3FeS + S + 8NH4Cl to 2FeCl3 +3Br2+16NaOH →2Na2FeO4 + 6NaBr ++6NaCl+8H2Oферрат натрия |
Fe3O4.
|
Fe3O4 + 8HCl → FeCI2 + 2FeCl3 + 4H2O (не ОВР) Fe3O4+8Hl→3FeI2+I2+4H2O Fe3O4+10HNO3(к) →3Fe(NO3)3+ NO2 + 5H2O 3Fe3O4 + 28 HNO3 (р) → 9Fe(NO3)3 + NO+14H2O |
2Fe3O4+10H2SO4(к)→3Fe2(SO4)3 +SO2+10H2O Fe3O4 + 4H2SO4 (р) → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8H2O to Fe3O4 + Fe → 4FeO |
Соединения марганца.
Оксиды:
MnO Mn2O3 Mn3O4 Mn2O7 MnO3 MnO2
основные кислотные амфотерный
|
Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 +2H2O to Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2 |
to Mn(NO3)2 +PbO2 →MnO2+ Pb(NO3)2 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 +2H2SO4 |
MnO2
↙OH— ↘ H+
-2 +2
MnO4 Mn
манганат
|
2MnO2 +2H2SO4 (к) → 2MnSO4 + 2H2O+ O2 MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2+ 2H2O |
2MnO2 + 4HNO3 (к) → 2Mn(NO3)2 + 2H2O +O2 |
MnO2 проявляет кислотные свойства при сплавлении со щелочами или оксидами активных металлов без доступа воздуха.
|
MnO2 + 2KOH → K2MnO3 + H2O (не ОВР) |
Mn(OH)4 + BaO → BaMnO3 + 2H2O (не ОВР) |
В зависимости от условий реакции MnO2 проявляет либо окислительные, либо восстановительные свойства.
В кислой среде:
|
MnO2 +2FeSO4 +2H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O |
2MnO2+3PbO2+6HNO3→ 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2H2O |
В щелочной среде:
to
3MnO2 + KClO3 + 6NaOH → 3Na2MnO4 +KCl + 3H2O
твёрдые сплавление
MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O
_
MnO4
↙H+ ↓H2O ↘OH—
+2 2-
Mn +4 MnO4
MnO2 ↓ манганат
оксид марганца (IV)
В кислой среде:
|
2KMnO4+5K2SO3 +3H2SO4→2MnSO4+6K2SO4+3H2O 2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4→2MnSO4+5Na2SO4+ K2SO4 +3H2O 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 5S + MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 2KMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 → 5H3PO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 5N2O + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10NO + 3H2O 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 → 5NaNO3 +2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O 8KMnO4 + 5PH3 + 24HCl → 5H3PO4 + 8MnCl2 + 8KCl + 12H2O 2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O 10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O В нейтральной среде: 2KMnO4+5SO2+ 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 |
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
2KMnO4 + (NH4)2SO4 → 2MnO2 + N2 + K2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
В щелочной среде:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
Другие реакции:
to
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2HMnO4 + 3H2S → 3S + 2MnO2 + 4H2O
8HMnO4 + 3PH3 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O
K2MnO4 + K2S + 2H2O → S + MnO2 + 4KOH
K2MnO4 + Cl2 → 2KCl + 2KMnO4
MnSO4 + NaClO + 2NaOH → MnO2 + NaCl + Na2SO4 + H2O
Соединения хрома.
Соединения хрома (III).
Cr2O3 – оксид хрома (III), порошок тёмно-зелёного цвета, по твёрдости близок к корунду. Поэтому его вводят в состав полирующих средств. Он нерастворим в воде, имеет аморфный характер, однако в кислотах и щелочах плохо растворим.
Химические свойства.
1. Сплавление со щелочами:
t0 t0
Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O Cr2O3 + Ba(OH)2 → Ba(CrO2)2 + H2O
хромит калия хромит бария
2. Сплавление с карбонатами щелочных металлов:
t0
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
хромит натрия
3. Сплавление с оксидами щелочных и щелочно-земельных металлов:
t0
Cr2O3 + Na2O → 2NaCrO2
4. С концентрированными растворами кислот и щелочей реагирует с трудом:
Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O
t0
Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]
гексагидроксохромит натрия
5. Взаимодействует со щелочными расплавами окислителей:
t0 +6
Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O
хромат калия
Получение Cr2O3.
1. В лаборатории. 2. В промышленности.
t0 t0
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O 2K2Cr2O7+3С→2Cr2O3+
2K2СO3 + СO2
t0
K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + K2SO4
Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III), серо-зелёного цвета, нерастворим в воде, амфотерный.
Получение Cr(OH)3.
CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3 + 3NaCl
студенистый серо-зелёный осадок
Химические свойства.
Cr(OH)3 легко взаимодействует с кислотами и со щелочами.
1. Взаимодействие с кислотами:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O
2. Взаимодействие со щелочами:
Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]
гексагидроксохромат (III) натрия
(изумрудно-зелёный раствор)
3. Разложение при нагревании.
t0
2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
Соли – хромиты и другие — (III).
Химические свойства.
1. С кислотами легко реагируют:
а) недостаток кислоты:
NaCrO2 + HCl + H2O → Cr(OH)3 + NaCl
б) избыток кислоты:
NaCrO2 + 4HCl → CrCl3 + NaCl + 2H2O
2. С кислотными оксидами:
Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 → Cr(OH)3 + 3NaHCO3
3. В растворе подвергаются гидролизу:
NaCrO2 + 2H2O → Cr(OH)3↓ + NaOH
Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
4. Окислительные свойства соединений хрома (III):
+3 0 +2 +1
Cr2(SO4)3 + H2 (Zn + H2SO4) → 2CrSO4 + H2SO4
5. Восстановительные свойства соединений хрома (III):
+3 0 +6 -1
2К3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
+3 -1 +6 -2
3CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCL + 8H2O
-3e—↗ Cr+6 (окисление)
Cr+3
+1e—↘ Cr+2 (восстановление)
Соединения хрома (III):
а) при окислении в щелочной среде образуют хроматы:
to
Cr2O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + KCl + 2H2O
спекание хромат калия
б) при окислении в кислой среде образуют дихроматы:
Cr2(SO4)3 + 2K2FeO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
дихромат калия
Соединения хрома (VI).
CrO3 – оксид хрома (VI) – кристаллы тёмно-красного цвета, хорошо растворимые в воде, сильно ядовит (действует на почки; 0,6 г – смертельная доза). Кислотный оксид, которому соответствуют кислоты Н2CrO4 и Н2Cr2O7.
Получение CrO3.
K2Cr2O7 + 2H2SO4 → K2SO4 + 2CrO3 + H2O
Химические свойства.
1. Взаимодействие с водой.
OH— H+
CrO3 + H2O → Н2CrO4 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
Формула получающейся кислоты зависит от среды.
CrO3 – сильнейший окислитель.
2. Взаимодействие с углеродом:
4CrO3 + 3C → 3CO2↑ + 2Cr2O3
3. Взаимодействие с серой:
4CrO3 + 3S → 3SO2 + 2Cr2O3
4. Взаимодействие с органическими веществами:
C2H5OH + 4CrO3 → 2CO2↑ + 2Cr2O3 + 3H2O
+6 +3 +4 H C2H5OH + 4CrO3 + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2CO2↑ + 9H2O H ↘ ↓
Реакция сопровождается воспламенением. H→C-С→O←H
H↗ ↑
H
5. Соли хромовой и дихромовой кислот – сильнейшие окислители.
Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O (не ОВР)
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (не ОВР)
6. Хроматы при нагревании устойчивы, дихроматы при нагревании неустойчивы:
t0
4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3 O2↑
7. Взаимодействие с солями:
а) в нейтральной среде
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 6NH3↑ + 4KOH
б) в щелочной среде
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3S↓ + 6NH3↑
в) в кислой среде:
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O
Cr(OH)3 — серо—зелёный осадок
K2CrO4 (CrO4)2— H2O ↗
}—-OH—— → [Cr(OH)6]3- — р-р изумрудно-зелёного цвета
K2Cr2O7 (Cr2O7)2 ______H+__
↘
Cr3+ — р-р сине-фиолетового цвета
Окисление органических соединений бихроматом калия.
+6 -2 +2 +3
2K2Cr2O7 + 3CH3OH + 8H2SO4 → HCOOH + 2Cr2(SO4)3 +2K2SO4 + 11H2O
+3 +4
K2Cr2O7 + 3HOOC-COOH + 4H2SO4 → 6CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Соли в кислой среде:
K2Cr2O7 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2CrO3 + H2O (не ОВР)
Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O (не ОВР)
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 2NO → 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3H2O
2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3C → 3CO2 + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 8H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI → 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O
2K2CrO4 + 16HCl → 3Cl2 + 4KCL + 2CrCl3 + 8H2O
2K2CrO4 + 10HNO3 + 3H2S → 4KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 3S + 8H2O
Соли в щелочной среде:
Na2Cr2O7 + 2CsOH → Na2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O (не ОВР)
K2Cr2O7 + 2RbOH → Rb2CrO4 + K2CrO4 + H2O (не ОВР)
Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH → Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O
Соли в нейтральной (или слабокислой) среде:
2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH
(гор.)
K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 8H2O + 2KOH
K3[Cr(OH)6] + 3SO2 → Cr(OH)3 + 3KHSO3 (не ОВР)
K3[Cr(OH)6] + FeCl3 → Cr(OH)3 + Fe(OH)3 + 3KCl (не ОВР)
2K2CrO4 + 3K2SO3 + 5H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3K2SO4 + 4KOH
Разложение солей:
to
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O (вулкан)
Основания:
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O
Оксиды:
2CrO3 + 2NH3 + H2O → (NH4)2Cr2O7 (не ОВР)
Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O
+3 +1 -1 +6
Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O
+3 +5 t0 +6 +4
Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2
+3 +1 -1 +6
Cr2O3 + 3Ca(OCl)Cl + 4NaOH → 3CaCl2 + 2Na2CrO4 + 2H2O
+3 +5 t0 +6 +4
Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 → 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2
t0
2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4 + 4CO2
t0
2Cr2O3 +3O2 +4Na2CO3 → 4Na2CrO4 + 4CO2
Написать уравнения 4-х возможных реакций:
1) р-ры CrSO4; NaOH; Na2CrO4; H2SO4:
3CrSO4 + Na2CrO4 + 16NaOH + 4H2O → 4Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4
2Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
CrSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cr(OH)2
2) р-ры SO2; CsOH; K2Cr2O7; H2SO4:
K2Cr2O7 + 2CsOH → K2CrO4 + Cs2CrO4 + H2O
2CsOH + H2SO4 → Cs2SO4 + 2H2O
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2CsOH + SO2 → Cs2SO3 + H2O
3) Cr(NO3)3; Na2SO3; Cl2; NaOH:
Cr(NO3)3 + Na2SO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + SO2 + 6NaNO3
6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Cr(NO3)3 + 3NaOH → Cr(OH)3 + 3NaNO3
Галогены.
t0
3Cl2 + 6KOH (гор.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Cl2 + 2KOH (хол.) → KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 8NH3 → 6NH4Cl + N2
Cl2 + NaHS → S + NaCl + HCl
t0
3Br2 + 6KOH (гор.) → 5KBr + KBrO3 + 3H2O
Br2 + 2KOH (хол.) → KBr + KBrO + H2O
6Br2 + 6Ba(OH)2 → Ba(BrO3)2 + 5BaBr2 + 6H2O
чистый горячий
Br2 + H2S → 2HI + S
I2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + HI
Соединения галогенов.
KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O
KClO + HI → Kl + l2 + H2O
Соединения серы.
Концентрированная H2SO4.
to
5H2SO4 + 8KIтв. → 4 I2 + 3H2S ↑+ 4K2SO4 + 4H2O
3H2SO4 + KIO3 + 5KI → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2↑ + S↓ + H2O
2H2SO4 + Hg → HgSO4 + SO2 + 2H2O
2H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O
Оксид серы (IV).
SO2 + I2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + H2O2 → H2SO4
Сера.
S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 (к.) → 3SO2 + 2H2O
S + 3H2SO4 (к.) → 4SO2 + 4H2O
Соединения фосфора.
Фосфор.
|
to |
|||
|
6P + 5HClO3 + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4 |
2P + 5NaNO3 → 5NaNO2 + P2O5 |
||
|
P + KMnO4 + H2SO4 →KH2PO4 + MnSO4 |
|||
|
4P + 3KOH(k.) + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3 |
P + 5HNO3 (к.) → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O |
Фосфин.
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3
5PH3 + 8HBrO3 → 5H3PO4 + 4Br2 + 4H2O
3PH3 + 4HClO3 → 3H3PO4 + 4HCl
3PH3 + 8HMnO4 → 3H3PO4 + 8MnO2 + 4H2O
Фосфаты.
Сa3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO3 + 2P + 5CO
3Сa3(PO4)2 + 16Al → 3Сa3P2 + 8Al2O3
Соединения азота.
Оксид азота (IV).
2NO2 + 2KOH → KNO2 + KNO3 + H2O
to
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO
Азотная кислота.
H2S + 8HNO3 (к.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
H2S + 2HNO3 (к., хол.) → S + 2NO2 + 2H2O
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O → 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4
S + 6HNO3 (к.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
5HNO3 (к.) + P → H3PO4 + 5NO2 + 5H2O
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
8HNO3 (к.) + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Нитраты.
4Zn + KNO3 + 7KOH → NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O
(тв.)
Аммиак.
NH3 + Ca(OCl)2 → N2 + H2O + CaCl2
Кремний.
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
Si + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2↑
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
Кислород.
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
2NO2 + O2 + 2KOH → 2KNO3 + H2O
Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания,
берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта
готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием
сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом
администрации сайта через форму обратной связи.
Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта
и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы
принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без
письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой
зрения авторов.
1. Окислители и восстановители
2. Классификация окислительно–восстановительных реакций
3. Основные правила составления ОВР
4. Общие закономерности протекания ОВР
5. Основные схемы ОВР
5.1. Схема восстановления перманганатов
5.2. Схема восстановления хроматов/бихроматов
5.3. Разложение нитратов
5.4. Окислительные свойства азотной кислоты
5.5. Взаимодействие металлов с серной кислотой
5.6. Пероксид водорода
Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.
Окислители и восстановители
Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.
Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.
Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.
К типичным окислителям относят:
- простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F2, кислород O2, хлор Cl2);
- сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN+5O3, HCl+7O4), соли (KN+5O3, KMn+7O4), оксиды (S+6O3, Cr+6O3)
- соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.
Типичные восстановители – это, как правило:
- простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
- сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H2S, HBr), соли бескислородных кислот (K2S, NaI);
- некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
- соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S+4O3)2–, (НР+3O3)2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.
Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.
В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:
-
перманганат калия (KMnO4);
-
дихромат калия (K2Cr2O7);
-
азотная кислота (HNO3);
-
концентрированная серная кислота (H2SO4);
-
пероксид водорода (H2O2);
-
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO2, PbO2);
-
расплавленный нитрат калия (KNO3) и расплавы некоторых других нитратов .
К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:
- магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
- водород (Н2) и углерод (С);
- иодид калия (KI);
- сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
- сульфит натрия (Na2SO3);
- хлорид олова (SnCl2).
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.
Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.
2Al0 + Fe+32O3 → Al+32O3 + 2Fe0,
C0 + 4HN+5O3(конц) = C+4O2 ↑ + 4N+4O2 ↑+ 2H2O.
Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:
(N-3H4)2Cr+62O7 → N20 ↑+ Cr+32O3 + 4 H2O,
2 NaN+5O-23 → 2 NaN+3O2 + O02↑.
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:
3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,
Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.
2H2S-2 + S+4O2 = 3S + 2H2O
Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:
Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.
Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.
Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.
Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.
Рассмотрим подробно метод электронного баланса.
«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:
K+2S-2 + 2K+Mn+7O-24 = 2K+2Mn+6O-24 + S0
Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.
Степень окисления меняют атомы марганца и серы:
S-2 -2e = S0
Mn+7 + 1e = Mn+6
Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!
Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:
Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.
Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций
Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.
Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:
- окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO4, где Mn+7 в кислой среде восстанавливается до Mn+2, а в щелочной — до Mn+6);
- окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO3, где N+5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N-3);
- либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.
Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!
Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.
Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N+5.
При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.
В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.
Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.
Основные схемы окислительно-восстановительных реакций
Схема восстановления перманганатов
В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.
Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.
В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn2+. Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны. В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4, с образованием амфотерного оксида MnO2 — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6. Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.
Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S0.
5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 S + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O,
3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O = 2 MnO2↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.
K2S + 2 KMnO4 –(KOH)= 2 K2MnO4 + S↓
При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.
Перманганаты окисляют:
- неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5;
- неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
KMnO4 + неМе (низшая с.о.) = неМе0 + другие продукты
KMnO4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
KMnO4 + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
KMnO4 + P-3, As-3= P+5, As+5 + др. продукты
Схема восстановления хроматов/бихроматов
Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде.
Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr+3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)3, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].
Соединения хрома VI окисляют:
- неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5;
- неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 + другие продукты
Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As+5 + другие продукты
Разложение нитратов
Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О-2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O2.
В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород.
Например:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.
Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).
Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития.
Например, разложение нитрата цинка:
2Zn(NO3)2 → 2ZnО + 4NO2 + O2.
Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.).
Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N+5, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород.
Например, разложение нитрата серебра:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.
Некоторые исключения!
Разложение нитрата аммония:
В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.
При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Это пример реакции контрдиспропорционирования.
Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.
При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород:
2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
При разложении нитрита аммония NH4NO2 также происходит контрдиспропорционирование.
Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N+3 и восстановителя N-3
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:
Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2
Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:
2Fe(NO3)2 → 2FeO + 4NO2 + O2 при 60°C
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 при >60°C
Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150оС под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот.
Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.
Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H2O
Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2 (N+4); оксид азота (II) NO (N+2); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2; нитрат аммония NH4NO3. Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются.
Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:
- при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH4NO3;
Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
- концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;
пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой
- азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;
- при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO2;
Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:
Cu+ 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
- при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N2O;
Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:
8Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO;
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N2O, либо молекулярный азот N2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N2.
Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:
NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3
Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.
Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.
Взаимодействие металлов с серной кислотой
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H+, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.
Например:
Fe + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2
Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S+4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!
Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:
1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;
2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием;
3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).
Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:
Cu0 + 2H2S+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:
8Na0 + 5H2S+6O4(конц) → 4Na2+SO4 + H2S—2 + 4H2O
Пероксид водорода
Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.
При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:
S+4O2 + H2O2-1 → H2S+6O4-2
При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например:
2KMn+7O4 + 5H2O2-1 + 3H2SO4 → 5O20 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O