ОВР - теория к 30 заданию ЕГЭ 2018
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс) на тему

Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии.

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.

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 + 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.