Дихромат и хромат калия как окислители

K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители → всегда получается Cr^+3
кислая среда Cr2O7^2- + H^+→ Cr^3+ CrO4^2- + H^+→ Cr^3+	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: CrCl3, Cr2(SO4)3	Cr(OH)3	K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в расплаве
К2Сг2О7 + 3K2SО3 + 4H2SО4 → Cr2 (SО4)3 + 4K2SO4 + 4Н2О	2K2CrO4 + 8H2O + 6KI → 2Cr(OH)3 +3I2 + 10KOH K2Cr2O7 + 3К2SO3 +4H2O→ 3К2SO4+ 2Cr(OH)3+2KOH	K2Cr2O7 + 2KOH →2K2CrO4 + H2O

Схема 3. Поведение хрома +6 в ОВР

Приведем примеры:

K₂Cr₂O₇ + К₂SO₃ + H₂SO₄®

Окислитель восстановитель создает кислую среду

Следовательно, дихромат превратится в сульфат хрома (III), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся сульфат-ионами, ионы водорода превратятся в воду.

K₂Cr₂O₇ + 3К₂SO₃ + 4H₂SO₄= 4К₂SO₄+ Cr₂(SO₄)₃+ 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + К₂SO₃ + H₂O®

Окислитель восстановитель среда близка к нейтральной (слабо щелочная из-за гидролиза сульфита), следовательно дихромат превратится в гидроксид хрома (III), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся с гидроксид-ионами.

K₂Cr₂O₇ + 3К₂SO₃ + 4H₂O = 3К₂SO₄+ 2Cr(OH)₃+2KOH

K₂CrO₄ + К₂SO₃ + KOH ®

Окислитель восстановитель создает щелочную среду

Следовательно, хромат превратится в гексагидроксохромат (III) калия, сульфит окислится до сульфата, побочный продукт - вода, при расстановке коэффициентов оказывается, что воду нужно перенести в левую часть уравнения:

2K₂CrO₄ + 3К₂SO₃ + 2KOH + 5H₂O = 3К₂SO₄+ 2K₃[Cr(OH)₆]

K₂CrO₄ + К₂S + H₂O ®

Окислитель восстановитель за счет гидролиза создает щелочную среду

Следовательно. хромат превратится в гексагидроксохромат (III) калия, сульфид окислится до серы, побочный продукт - вода:

2K₂CrO₄ + 3К₂S + 8H₂O = 3S+ 2K₃[Cr(OH)₆] + 4KOH

Cr^+3(Cr(OH)3, соли) Cr^+3 + очень сильные окислители → Cr^+6 (всегда независимо от среды!)
кислая среда	щелочная среда
образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7	образуется хромат K2CrO4
2CrCl3 + HClO3 + 4H2O → H2Cr2O7 + 7HCl кислая среда	2CrCl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2CrO4 Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

Соответственно, все соединения хрома (III) можно окислить в кислой среде до дихромата, в щелочной – до хромата.

Наример:

2Cr(OH)₃ +3Cl₂ + 10KOH = 2K₂CrO₄ + 6КCl + 8H₂O

восстановитель окислитель щелочная среда продукт окисления

2CrCl₃ + HClO₃ + 4H₂O = H₂Cr₂O₇ + 7HCl

восстановитель окислитель кислая среда продукт окисления

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)

Схема 4. Поведение концентрированной азотной кислоты в ОВР

Cхема 5. Поведение разбавленной азотной кислоты в ОВР

Особенно часто в ЕГЭ встречаются уравнения реакций окисления сульфидов азотной кислотой. Концентрированная азотная кислота окисляет соединения серы до сульфатов, разбавленная – окисляет сульфиды до свободной серы.

Рассмотрим примеры:

CuS + 8HNO₃ (конц.) = Cu SO₄ + 8 NO₂ + 4H₂O

3H₂S + 2HNO₃ (разб.) = 3 S + 2 NO + 4H₂O

СЕРНАЯ КИСЛОТА

Схема 6. Поведение концентрированной серной кислоты в ОВР

Приведем примеры:

H₂SO₄ + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O (бромоводород – слабый восстановитель)

H₂SO₄ + 8HI = 4I₂ + H₂ S+ 4H₂O (йододород – сильный восстановитель)

Галогены и их кислородные соединения восстанавливаются до галогенид-анионов:

KClO₃ +3KNO₂ = KCl + 3KNO₃

Ферраты восстанавливаются до солей железа (III):

2K₂FeO₄ + 16HCl = 3Cl₂ + 2FeCl₃ + 4KCl + 8H₂O

Наиболее часто встречающиеся в ЕГЭ восстановители: сероводород, сульфиды, сульфиты, нитриты, галогениды, аммиак, невысшие оксиды (марганца, фосфора, серы), соли железа (II), марганца (II), хрома (II) и (III), металлы.

Наибольшее разнообразие продуктов дают соединения серы:

Схема 7. Окисление соединений серы

С остальными восстановителями всё достаточно однозначно:

Нитриты окисляются до нитратов, галогениды окисляются до свободных галогенов (в случае очень сильных окислителей – до галогенат-анионов ГалО₃ ^–).

Аммиак окисляется, как правило, до азота.

Невысшие оксиды фосфора и серы в безводной среде – до высших оксидов, в нейтральной и кислой среде – до высших кислот, в щелочной среде – до солей высших кислот.

Оксид марганца (IV) – до манганата в щелочной среде, перманганата – в кислой среде.

Соли железа (II) – до солей железа (III) в кислой среде, до гидроксида железа (III) – в нейтральной и щелочной среде, очень сильные окислители в щелочной среде приводят к окислению до феррата.

Соли марганца (II) – в нейтральной среде до оксид марганца (IV), в щелочной среде – до манганата, в кислой в присутствии очень сильного окислителя – до перманганата.

Соли хрома (II) окисляются до солей хрома (III), соли хрома (III) - в щелочной среде до хроматов, в кислой – до дихроматов.

ЗАДАНИЕ

Дата добавления: 2014-12-27