Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии
 Скачать 203.53 Kb.
|
| Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии. Эта тема является одной из самых сложных при подготовке к сдаче ЕГЭ по химии. Данная статья предназначена для тех, кто уже умеет находить коэффициенты методом баланса, поэтому все уравнения приведены с расставленными коэффициентами. Самое сложное при написании ОВР – это правильно определить продукты реакции. Для этого нужны глубокие химические знания, а помочь в их систематизации и определении продуктов взаимодействия может составление таблицы 1.
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, содеожащие 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.
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. Задания для самостоятельной работы. Даны вещества, напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами:
(3 ОВР).
(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). | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||