Ученики на Учителя.com


Подготовка к ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции

Подготовка к ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции
Цель: помощь учителям и учащимся при подготовке к ЕГЭ по
химии.
При выполнении задания 30 (уравнение ОВР ) в тестах ЕГЭ важно уметь находить среди
реагирующих веществ окислитель и восстановитель.
Восстановители в окислительно-восстановительной реакции отдают электроны, при этом
степень окисления повышается. К ним относятся:
1.Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные
металлы, некоторые неметаллы, например, водород и углерод, кремний.
2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая
электроны, могут повышать свою степень окисления.
3. Вещества, которые , так же , содержат элемент в низшей степени окисления , например:
H2S, CO, NH3, PH3, HCl, HBr, HI и их соли.
4. 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, K2SO3 и другие.
Cильные восстановители
Щелочные и щелочно-земельные металлы
Mg, Al, H2
HI и йодиды
HBr и бромиды
H2S и сульфиды
NH3, PH3, H3PO3
C, CO
Соединения Fe2+, Cr2+, SnCl2
Слабые восстановители
Малоактивные металлы (Pb, Cu, Ag, Hg)
HCl
SO2
HNO2
Альдегиды, спирты, муравьиная кислота,
щавелевая кислота, глюкоза
Окислители – это вещества, которые содержат элемент в максимальной степени окисления. В
окислительно – восстановительной реакции окислитель принимает электроны, при этом
степень окисления понижается. Это:
1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью - элементы
главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых
веществ самый сильный окислитель – фтор.
2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb4+,
Fe3+, Au3+ и др.
3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в
высоких положительных степенях окисления.Элемент в высшей степени окисления уже отдал
все электроны, и может только их принимать, т.е. может быть только окислителем.
Типичные окислители: H2SO4, HNO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, SO3, O2, F2, O3, Cl2, CrO3
Сильные окислители
F2, O2, O3, H2O2, Cl2
HClO, HClO3, H2SO4, HNO3
Царская водка
NO2
KMnO4, MnO2
K2Cr2O7, CrO3
PbO2
Слабые окислители
I2, Br2,
SO2
HNO2
Соединения Fe3+
1. Окислительно-восстановительные реакции с участием перманганата калия.
МnO
4
-
Ок-ль
Кислая среда
2 КМnО4 +10 КВг + 8 Н2SO4 = 2 МпSO4 + 6 К2SO4 + 5 Вr2 + 8 Н2О
K2MnO4 +8 НСl = 2 КСl + 2МnСl2 + 2 Cl2 + 4 Н2О
2 КМnО4 +5Н2 S+3Н2SО4 = 5S + К2SO4 + 2MnSO4+ 8Н2 O
2 КМnО4 +5Н2О2 +3Н2SО4 = 5О2 + К2SO4 + 2MnSO4+ 8Н2 O
Нейтральная среда
2 КМnО4 + 3 МnSO4 + 2 Н2О = 5 МnО2 + К2SО4 + 2 Н2SО4
КМnО4 + С6Н5СН3 = КОН + МnО2 + С6Н5СООК (нейтр.среда)
2 КМnО4 + 5SO2 + 2 Н2О = 2MnSO4 + 2 К2SO4 +2 Н2 SO4
3Н2 S +2 КМnО4 = 3S + 2 MnO2+2Н2 O + 2 КОН
Щелочная среда
2 КМnО4 + К2SO3 + 2 КОН = К2SO4 + 2 К2МnO4 + Н2О
8КМnО4 + NН3 + 9 КОН = КNО3 + 8 К2МnO4 +8 Н2О
Мn
2+,
+4
оксиды,
гидроксид,
соли
(в-ль)
Щелочная среда + очень сильные окислители :
КNО3, КClО4,КClО3, КClО2, КClО (в расплаве)
МnО2 + КNО3 + 2 КОН = К2МпО4 + КNО2 + Н2О ( или аммиак выделяется)
3 MnO2 +К ClО3 + 6KOH =3K2MnO4 + KCl + 3H2O.
Mn(OH)2 + 2NaOCl + 2NaOН= Na2MnO4 + 2NaCl +2 H2O.
МnSO4 + 2NaOCl + 4 NaОН = Na2SO4 + Na2MnO4 + 2NaCl + 2H2O
Нейтральная среда
Мn(ОH)2 + Н2O2 = МnО2 +2 Н2О
Возможны в растворах р-ции
Mn(OH)2 + Cl2 +2KOH = MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + NaOCl = MnO2 + NaCl + H2O.
Мn2+
соли
Кислая среда + очень сильные окислители (КВгО3, оксид свинца+ 4 и др.)
2МnSO4 + 10NaOCl + 6НNО3 = 2Na2SO4 +2 НMnO4 + 5Cl2 + 2H2O+6
NaNO3
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 2PbSO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O
2.Окислительно-восстановительные реакции с участием соединений хрома.
K2Cr2O7
Ок-ль
Кислая среда
К2Сr2О7 +3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О
6 FeSO4 +K2Cr2O7 +7 H2SO4 = 3 Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3
+K2SO4 +7 H2O
6KI + K2Cr2O7 + 7 H2SO4 = 3 I2 + Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 7
H2O.
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2O2 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4
+7H2O
2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3HCOH = 3CO2 + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4
+ 11H2O.
Cr+3
Р-р сине-
фиолет.
Образуются соли
той кислоты,
которая
участвует в
реакции.
K2Cr2O7
Ок-ль
Нейтральная среда
K
2
Cr
2
O
7
+ 3К
2
SO
3
+4H
2
O→ 3К
2
SO
4
+2Cr(OH)
3
+2KOH
Cr(OH)3
Серо-зелен.
осадок
K2CrO4
Ок-ль
Щелочная среда
2K2CrO4 + 2KOH + 3K2SO3 + 5H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3K2SO4
2K
2
CrO
4
+ 3К
2
SO
3
+ 2KOH + 5H
2
O = 3К
2
SO
4
+ 2K
3
[Cr(OH)
6
]
K
2
CrO
4
+ 8H
2
O + 6KI → 2Cr(OH)
3
+3I
2
+ 10KOH
В р-ре
K3[Cr(OH)6];
В расплаве
K3CrO3;
KCrO2;
Р-р зелен.
Cr2O3,
Cr(OH)3
K3[Cr(OH)6],
Щелочная среда + очень сильные окислители :
КNО3, КClО4,КClО3, КClО2, КClО
CrCl
3
+ 16NaOH + 3Br
2
→ 6NaBr + 6NaCl + 8H
2
O + 2Na
2
CrO
4
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3Br
2
+ 16NaOH → 2Na
2
CrO
4
+ 6NaBr + 3Na
2
SO
4
+
8H
2
O
2K3[Cr(OH)6] +4 KOH + 2Br2 = 6KBr + 2K2CrO4 + 8H2О
2KCrO2 + 8KOH + 3Br2 = 6KBr +2 K2CrO4 + 4H2О
K2CrO4
Желтый р-р
Cr(OH)3,
соли Cr+3
Кислая среда + очень сильные окислители (КВгО3, оксид
свинца+ 4 и др.
CrCl
3
+ HClO
3
+ 4H
2
O → H
2
Cr
2
O
7
+ 7HCl
K2Cr2O7
Или
Н2Cr2O7
Оранжевый
р-р
3 .Окислительно-восстановительные реакции с участием кислот.
Серная кислота концентрированная и азотная кислота в любом виде 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.
Серная кислота
H2SO4 разбавленная реагирует с металлами до водорода с выделением водорода
H2SO4 концентр.
не реагирует
с Au, Pt и
некоторыми
металлами
не
реагирует
на холоде
с Fe, Al, Cr
восстанавливается
до SO2
с неактивными
металлами
(правее железа) и
неметаллами
Восстанавливается
до S со
щелочно-
земельными
металлами
Восстанавливается
H2S
со щелочными
металлами и
цинком
С неметаллами образует SO2, кислоту или оксид неметалла
Cu + H2SO4 концентр. = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2H2SO4 концентр.= ZnSO4 +SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 концентр. = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 концентр. = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
C + 2H2SO4 концентр. = CO2 + 2H2O + 2SO2
2P + 5H2SO4 концентр. = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
S +2H2SO4 концентр. = 3SO2 +2H2O
Азотная кислота.
HNO3 концентрированная -не реагирует с металлами правее серебра - Au, Pt; не
реагирует на холоде с Fe, Al, Cr
Конц . HNO3
С металлами после
водорода (до Au, Pt)
Образует NO2, соль, воду
Конц . HNO3
С металлами
правее цинка и до водорода
не реагирует
Конц . HNO3
С металлами цинк и
левее(активные)
Образует NO, соль, воду
разб . HNO3 С металлами
после водорода до Au, Pt
Образует NO, соль, воду
разб . HNO3 С металлами
правее цинка и до водорода
образует NО2, NO, N2O,
разб . HNO3
С металлами цинк и
левее(активные)
Образует N2O, N2 ; очень
разбавленная - NH3. NH4NO3
Концентрированная HNO3 в любом виде окисляет неметаллы - восстановители - углерод,
фосфор, серу - до соответствующих кислот.
Cu + 4HNO3 к. = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 р.. = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
Al + 4HNO3 р. = Al (NO3)3 + NO + 2H2O
8Al + 30HNO3 р. = 8Al (NO3)3 + 3N2O + 15H2O
10Al + 36HNO3 р. = 10Al (NO3)3 + 3N2 + 18H2O
C + 4HNO3 к. = CO2 + 2H2O + 4NO2
3C + 4HNO3 р. = 3CO2 + 2H2O + 4NO
P + 5HNO3 к. = H3PO4 + 5NO2 + H2O
3P + 5HNO3 р. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
S +6HNO3 к. = H2SO4 + 6NO3 + 2H2O
S + 2HNO3 р. = H2SO4 + 2NO
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 азотная кислота окисляет йод до йодноватой кислоты:
I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
4. Особые случаи ОВР.
Сложные вещества, которые проявляют сильные восстановительные и окислительные
свойства, при взаимодействии друг с другом дают только ОВР, а не реакции обмена.
1. Окислители – соединения железа (III), восстановители – сульфиды, йодиды. При
этом ион Fe3+восстанавливается до иона Fe2+, а сульфид ион окисляется до серы S,
а йодид ион 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 ион
Cu2+ восстанавливается до иона Cu+, а иодид – ион 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 ион S2- окисляется до серы S
или сульфат иона SO4 2-, йодид ион – до йода I2, a сульфит ион SO3 2- до
сульфат иона SO4 2-:
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 + 2H2O
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 ион Fe2+ окисляется до иона 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
5. Окислитель – серная кислота концентрированная, восстановитель – сульфиды,
йодиды и бромиды. При этом серная кислота восстанавливается до SO2, S или
H2S; сульфид ион S2-окисляется до серы S, SO2 или H2SO4; йодид ион до
йода I2, бромид ион до брома Br2 :
CuS + 4H2SO4 к. = CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
H2S + H2SO4 к. = S↓ + SO2+ 2H2O
или H2S + H2SO4 к. = 4SO2 + 4H2O
8HI + H2SO4 к. = 4I2↓ + H2S + 4H2O
или 6HI + H2SO4 к.= 3I2↓ + S↓ + 4H2O
2HI + H2SO4 к. = I2↓ + SO2 + 2H2O
8KI + 9H2SO4 к. = I2↓ + H2S + 8KHSO4 + 4H2O
6KI + 2H2SO4 к. = 3I2↓ + H2S + 3K2SO4 +
4H2O
2HBr + H2SO4 к. = Br2 + SO2 + 2H2O
2KBr + 2H2SO4 к. = Br2 + SO2 + K2SO4 +
2H2O
6KBr + 2H2SO4 к. = 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 ионов Fe2+- восстановителей, а при взаимодействии с сильными
восстановителями восстанавливается до соединения железа (II) за счёт ионов
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
5. Реакции диспропорционирования неметаллов- серы, фосфора, галогенов ( кроме
фтора.)
Сера +щелочь
(при кипячении)
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S+ 3H2O.
S + K2SO3= K2S2O3
Фосфор + щелочь
(при кипячении)
4P + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2
4H3PO3 = 3H3PO4+ PH3
Хлор, бром, иод
+щелочь
Cl2 + KOH = KClO + KCl (на холоде);
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании).
Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С,
гипоиодит-ион в растворах не существует.
Хлор, бром, иод +
вода (н.у)
Cl2 + H2О = НClO + НCl
бром, иод + вода
(при нагревании)
Br2 + H2О = НBrO3 + НBr
Оксид азота
NO2
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2,
При температуре выше 0 °С реакция протекает так:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
4NO2 + 2H2O + О2 = 4HNO3.
2NO2 + 2КOН = КNO3 + КNO2+ H2O
4NO2 + 4КOН + О2 = 4КNO3 + 2 H2O
K2SO4 при
нагревании
4K2SO3= K2S+ 3K2SO4
KClO3
3KClO3 = KCl+ 2KClO3 (при нагревании)
KClO3 (при
нагревании с
катализатором -
оксид марганца 4
4KClO3 = KCl+ 3KClO4 (при нагревании с катализатором -оксид
марганца 4)
NH
4
NO
3
= N
2
O + 2H
2
O (около 200
o
С)
NH
4
NO
2
= N
2
+ 2H
2
O (60 – 70
o
С)
7. Вещества с двойственной природой.
1. Перекись водорода.
Окислитель:
H
2
O
2
+2H
+
+2e = 2H
2
O
Кислая среда
H
2
O
2
+2e = 2OH
–
Нейтральная среда
H
2
O
2
+2e = 2OH
–
Щелочная среда
Восстановитель
H
2
O
2
–2e = O
2
+ 2H
+
Кислая среда
H
2
O
2
–2e = O
2
+ 2H
+
Нейтральная среда
H
2
O
2
+ 2OH
–
–2e = O
2
+ 2H
2
O
Щелочная среда
2KMnO
4
+ 3H
2
O
2
= 2MnO
2
+ 3O
2
+ 2KOH + 2H
2
O.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4+K2SO4+5O2 + 8H2O
2AgNO3 + H2O2 = 2Ag+O2+8H2O
Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 + H2O
Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2 + 2H2O
Н2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O
H
2
O
2
+ Ag
2
O = 2Ag + O
2
+ H
2
O
2. Нитриты щелочных металлов .
Нитриты могут выступать как окислителями, так и восстановителями:
KNО2 - восстановитель: KNО2 + Н2О2 = KNО3 + Н2O
3KNО2 + 2КМпO4 + Н2O = 3KNО3 + 2MnО2↓ + 2КОН
2KMnO
4
+ 5KNO
2
+ 3H
2
SO
4
= 2MnSO
4
+ 5KNO
3
+ K
2
SO
4
+ 3H
2
O,
KNО
2
- окислитель: 2KNО
2
+ 2KI + 2H
2
SO
4
= 2NO + I
2
+ 2K
2
SO
4
+ 2Н
2
O
8.Некоторые важнейшие восстановители и продукты их окисления
Восстановители
Преимущественно образующиеся продукты восстановления
HI, KI
I
2
H
2
S, Na
2
S, ZnS
S, SO
2
, SO
4
2-
(в зависимости от силы окислителя и условий реакции)
NH
3
N
2
, NO (в зависимости от условий реакции)
PH
3
PO
4
3-
Fe
2+
, FeO
Fe
3+
, Fe
2
O
3
(в зависимости от условий реакции)
Cu
2
O, Cu
2
S
Cu
2+
, CuO (в зависимости от условий реакции)
KNO
2
KNO
3
K
2
SO
3
K
2
SO
4
Скачать материал

Химия - еще материалы к урокам: