prosdo.ru
добавить свой файл
1 2 3




Окислители

Продукты восстановления

Среда

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



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)63-

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

14. Манганат ион MnO4 2-

Mn2+ + H2O

MnO2 + щелочь




14. Пероксид водорода, Н2О2

Н2О

ОН -

  • кислая среда,

  • нейтральная и щелочная среда

15. H2SO4 (конц.), HNO3

рассмотрены отдельно



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.
АЗОТНАЯ КИСЛОТА В ОВР

Азотная кислота может окислять металлы, неметаллы, сложные вещества. При окислении неметаллов и сложных веществ концентрированная азотная кислота, как правило восстанавливается до оксида азота (IV), разбавленная – до оксида азота (II)



В очень концентрированных растворах азотной кислоты (больше 80% ) пассивируются следующие металлы: Al, Mn, Cr, Fe,Co, Pb,Bi.
Cu + 4HNO3 концентр. = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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
Поведение концентрированной серной кислоты в ОВР

Cu + 2H2SO4 концентр. = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4 концентр.= ZnSO4 +SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 концентр. = 3ZnSO4 + S + 4H2O


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
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
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 С2, 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 + CO2на 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
Особо обратим внимание на те случаи, когда образуется соль, которая в таблице растворимости показана прочерком. Здесь возможны 2 варианта:

1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется.

2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного окисления-восстановления, таким солям относятся Fe2S3, FeI3, CuI2. Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe2S3 = 2FeS+ S; 2FeI3 = 2FeI2 +I2; 2CuI2 = 2CuI + I2

Например; FeCl3 + 3KI = FeI3 + 3KCl (1),


но вместо FeI3 нужно записать продукты его разложения: FeI2 +I2.

Тогда получится: 2FeCl3 + 6KI = 2FeI2 +I2 + 6KCl

Это не единственный вариант записи данной реакции, если йодид был в недостатке, то может получиться йод и хлорид железа (II):

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 +I2 + 2KCl

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 (к) + CuS = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

или 4HNO3 (к) + CuS = S + 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

8HNO3(р)+ 3CuS = 3S + 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O

4HNO3(к)+ Na2S = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2

24HNO3 (к)+ Al2S3 = Al2(SO4)3 + 24NO2 + 12H2O

2HNO3 (р)+ H2S = 3S + 2NO + 4H2O

8HNO3 (к) + H2S = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

или 2HNO3 (к) + H2S = S + 2NO2 + 2H2O

2HNO3 (р)+ 3K2SO3 = 3K2SO4 + 2NO + H2O

6HNO3 (к)+ HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3 (к)+ 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 (к) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O

FeO + 4HNO3 (к) = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

3Fe(NO3)2 + 4НNO3 (р) = 3Fe(NO3)2 + NO + 2H2O

2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (к) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O


<< предыдущая страница   следующая страница >>