Овр металлов с водой

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­
Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (аналогично для Br₂, I₂)

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (при нагревании, аналогично для Br₂, I₂)

2.1) Металлы ( стоящие в ряду активности металлов до H₂) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂
H₂SO₄(р) + Fe → FeSO₄ + H₂

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H₂SO₄(к) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O
6H₂SO₄(к) + 2Fe&nbsp → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO₃, KNO₃ в расплавленном состоянии):

C + 2KNO₃ (расплав) → CO₂ + 2KNO₂

S + 2KNO₃ (расплав) → SO₂ + 2KNO₂

Важная реакция получения фосфора:

5) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I₂ с HNO₃(к):

C + H₂SO₄(конц.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O (t)

S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O (t)

2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O (t)

C + 4HNO₃(конц.) → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

P + 5HNO₃(конц.)&nbsp → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

I₂ + 10HNO₃(к) → 2HIO₃ + 10NO₂+ 4H₂O (t, другие галогены с кислотами не реагируют)

Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P₂O₅ или фосфат-иона):

Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N₂:

8NH₃ + 3KBrO₄ → 3KBr + 4N₂ + 12H₂O

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂­ + 6H₂O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N₂ (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂­­ + NaCl + 2H₂O (по сути, идет разложение нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O)

Ca(NO₂)₂ + (NH₄)₂SO₄ → 2N₂­­ + CaSO₄ + 4H₂O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe +2 и др.:

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO­­ + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

HNO₂ + 2HI → 2NO­­ + I₂ + 2H₂O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы могут восстанавливаться до нитрит-ионов (соединениями Cr, Mn, Fe, сплавление в щелочной среде):

6) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO₃ + 8Al + 5NaOH +18H₂O → 3NH₃ + 8Na[Al(OH)₄]

NaNO₃ + 4Zn + 7NaOH + 6H₂O → NH₃ + 4Na₂[Zn(OH)₄]

KNO₃ + 4Mg + 6H₂O → NH₃ + 4Mg(OH)₂ + KOH

Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O₂ типичными окислителями:
KMnO₄, K₂Cr₂O₇, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO₃) и некоторыми другими.

5H₂O₂ + KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

3H₂O₂ + 2KNO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2NO + 3O₂­ + 4H₂O

2) Перекись водорода восстанавливается до H₂O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K₂SO₃ (SO₂, сульфиты), KNO₂ (нитриты), PbS (H₂S, сульфиды), соединения Cr +3 в щелочной среде, соединения Fe +2 , NH₃ и некоторыми другими.

Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (аналогично для Br₂, I₂)

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (при нагревании, аналогично для Br₂, I₂)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

KClO₃ + 6Fe(OH)₂ + 18HCl → 6FeCl₃ + KCl + 15H₂O

2Br₂ + CrCl₂ + 8NaOH → Na₂CrO₄ + 2NaCl + 4NaBr + 4H₂O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I₂, а не до йодид-иона
KIO₃ + 5KI + 3H₂SO₄ → 3I₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O.

3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl₂, Br₂, I₂:

14HCl + K₂Cr₂O₇ → 3Cl₂ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O
16HCl + 2KMnO₄&nbsp → 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO₂, тогда как йодиды активных металлов до H₂S:

5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO₂, во втором H₂S.

Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br₂, I₂, растворами солей K₂Cr₂O₇, KMnO₄ и др.:
3Na₂S + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + 7H₂O
5Na₂S + 2KMnO₄ + 16HCl → 5S + 2MnCl₂ + 10NaCl + 2KCl + 8H₂O
H₂S + Br₂ → S + 2HBr
H₂S + H₂O₂ → S + 2H₂O (образование H₂SO₄ возможно, зависит от условий задания)

2) С H₂SO₄(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO₂, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O (t)
H₂S + 3H₂SO₄(конц.) → 4SO₂ + 4H₂O (t)

K₂S + 4H₂SO₄(конц.) → K₂SO₄ + 4SO₂ + 4H₂O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO₂: S –2 -6e → S +4 .
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO₂ и часть остается для образования соли K₂SO₄.

3) Окисление H₂S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl₂ в воде, H₂O₂, HNO₃(конц.) при нагревании:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
H₂S + 8HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:
3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 2MnO₂ + 2Na₂SO₄ + 2KOH

Медь

1) Соединения Cu +2 окисляют соединения S +4 и I – (восстанавливаясь до Cu +1 ):

2CuCl₂ + SO₂ + 2H₂O → 2CuCl + 2HCl + H₂SO₄
2Cu(NO₃)₂ + 4KI → 2CuI + I₂ + 4KNO₃

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH₃ → N₂ + 3Cu + 3H₂O

2) Йодиды меди реагируют с H₂SO₄(к) с образованием SO₂, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H₂S:

3) Медь по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl₂ → CuCl₂
Cu + Br₂ → CuBr₂
2Cu + I₂ → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu₂O (t)
CuCl₂ + Cu → 2CuCl (t).

Железо

1) Соединения Fe +3 окисляют соединения S –2 , S +4 , I – и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe +2 ):

Fe₂O₃ + 6HI → 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

2FeCl₃ + Cu → CuCl₂ + 2FeCl₂ (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe +2 окисляются такими окислителями, как KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄(к) и др. до солей Fe +3 :

3) Железо по-разному реагирует с галогенами:

4) Соединения Fe +2 , Fe +3 также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na₂FeO₄) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO₄ + 2NaClO₃ + 12NaOH → 3Na₂FeO₄ + 2NaCl + 3Na₂SO₄ + 6H₂O.

Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn +2 :
K₂MnO₄ + 8HBr → MnBr₂ + 2Br₂ + 2KBr + 4H₂O
2KMnO₄ + 5SO₂ + 2H₂O → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO₄ 2– (зеленого цвета):
MnSO₄ + 2Br₂ + 8KOH → K₂MnO₄ + 4KBr + Na₂SO₄ + 4H₂O
2KMnO₄ + 2FeSO₄ + 6NaOH → K₂MnO₄ + 2Fe(OH)₃ + Na₂MnO₄ + 2Na₂SO₄

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO₂:
3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄
2KMnO₄ + 3K₂S + 4H₂O → 2MnO₂ + 3S + 8KOH
K₂MnO₄ + Na₂S + 2H₂O → S + MnO₂ + 2NaOH + 2KOH

Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :
Na₂Cr₂O₇ + 6NaI + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4Na₂SO₄ + 7H₂O
K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O
K₂Cr₂O₇ + 3KNO₂ + 8HNO₃ → 2Cr(NO₃)₃ + 5KNO₃ + 4H₂O

2) Окисление соединений Cr +2 в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :

3) Окисление соединений Cr +3 очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO₃, Cl₂, KClO₃, H₂O₂ и др. в щел. среде):

4) Соединения Cr +6 в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na₂CrO₄.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na₂Cr₂O₇.

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na₂Cr₂O₇ + 2NaOH → 2Na₂CrO₄ + H₂O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Среда раствора

1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции:

2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO₂ в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора:

Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

Источник