 |
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 + 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
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
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 (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 -
наиболее вероятный вариант продуктов,
или 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 катионов Fe2+ - восстановителей, а при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливается до соединения железа (II) за счёт катионов Fe3+ - окислителей:
Fe3O4 + 10HNO3 (к) = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O
3Fе3O4 + 28HNO3 (р) = 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 (р) = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
1. Дописать продукты окислительно-восстановительных реакций и уравнять реакции:
1) Cu + H2SO4(конц) ® SO2 +...
2) Ca + H2SO4(конц) ® H2S +...
3) Cu + HNO3(разб) ® NO +...
4) Ag + HNO3(конц) ® NO2 +...
5) Zn + HNO3(конц) ® N2O +...
6) Al + HNO3(разб.) ® NH4NO3 +...
7) KI + NaNO2 + H2SO4® NO + I2 +...
8) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 +...
9) KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 ® NaNO3 +...
10) NaClO + KI + H2SO4 ® I2 + NaCl +...
11) KI + K2Cr2O7 + H2SO4 ® I2 +...
12) H2S + KMnO4 + H2SO4 ® S0¯ +...
13) Br2 + Cl2 + H2O ® HBrO3 +...
14) O3 + KI + H2SO4 ® I2 +...
15) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 ® O2 + MnSO4 +...
16) H2O2 + KI + H2SO4 ® H2O +...
17) H2O2 + HCl ® Cl2 +...
18) K2S + K2SO3 + H2SO4 ® S0¯ +...
19) SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 +...
20) KIO3 + KI + H2SO4 ® I2 +...
21) NaBr(тв) + H2SO4(конц)® SO2 +...
22) KI(тв) + H2SO4(конц) ® H2S +...
23) Al + KOH + H2O ® H2 +...
24) Br2 + KCrO2 + KOH ® K2CrO4 +...
25) MnO2 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl +...
26) MnO2 + NaNO3 + KOH ® K2MnO4 + NaNO2...
27) O3 + MnO2 + NaOH ® O2 + Na2MnO4 +...
28) O3 + CrCl3 + KOH ® K2CrO4 +...
29) Fe2O3 + NaNO3 + NaOH ® Na2FeO4 + NaNO2 +...
30) Cl2 + Ca(OH)2 ® Ca(OCl)2 +...
31) Cl2 + KOH ® KClO3 +...
32) S + KOH ® K2S + K2SO3 +...
|
|
|
33) H2O2 + KMnO4 + KOH ® O2 + K2MnO4 +...
34) H2O2 + KMnO4 + H2O ® O2 + MnO2 +...
35) KMnO4 + MnSO4 + H2O ® MnO2 +...
2. Даны вещества, напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами:
1. Концентрированные бромоводородная кислота и гидроксид натрия, перманганат натрия, сера (3 ОВР).
2. Йод, азотная кислота (концентр.), сероводород и кислород (4 ОВР).
3. Сульфид алюминия, азотная кислота (концентр.), хлороводородная кислота, углерод (3 ОВР).
4. Концентрированная азотная кислота и растворы карбоната натрия, хлорида железа (III), сульфида натрия (2 ОВР).
5. Хлорид меди (II), кислород, серная кислота (конц.) и йодоводородная кислота
(3 ОВР).
6. Сульфид меди (II), кислород, хлор, азотная кислота(конц.), серная кислота(конц.). (4 ОВР)
7. Концентрированные соляная и азотная кислоты, сера и гидроксид железа (II)
(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).
Использованная литература:
· Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии. Под ред. проф. Ф.Я. Кульба, Л., «Химия», 1976г.
· Химия учебник для подготовительных отделений. Г.П. Хомченко М. «Высшая школа», 1981г.
· Задачник по химии 11 класс А.Н. Левкин, Н.Е.Кузнецова М. «Вентана-граф» 2009г.
· Подготовка к ЕГЭ. Основская Г.С.
· Денисова В.Г. Материалы мастер-класса «Химические свойства веществ в заданиях ЕГЭ»
· Н.Е. Кузьменко, В.В.Еремин, В.А. Попков «Начала химии», М. «Экзамен» 2000г.
|
|
|
