ЕГЭ. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Правила составления окислительно-восстановительных реакций
Основные правила составления ОВР Основные окислители и восстановители Подробные правила с примерами: Галогены Сера Азот Фосфор Железо Хром Марганец Свойства пероксида водорода Реакции без изменения степени окисления: Алюминий Расставляем коэффициенты: Электронный баланс. Базовые знания NEW! Реакции сопропорционирования NEW! ОВР с кислыми солями в продуктах NEW! Проверь себя! Другие темы: Двойной гидролиз Электролиз расплавов Электролиз растворов Метод полуреакций (правило) Метод полуреакций (пример)	Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций (скачать pdf файл) Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматриваются на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка. Правило 1. 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: 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия) Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2 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 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu 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): 6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl 2P + 5KNO3 (расплав) → P2O5 + 5KNO2 C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2 S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2 5) Важная реакция получения фосфора: 5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3 6) 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.) → H3PO4 + 5NO2 + H2O S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O I2 + 10HNO3(конц.) → 2HIO3 + 10NO2+ 4H2O (t, другие галогены с кислотами не реагируют) Правило 2. 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): PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO Правило 3. 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 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH 3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях сопропорционирования с солями аммония: NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 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 являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов): 3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2 2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O 2KNO3(расплав) + C → 2KNO2 + CO2 2KNO3(расплав) + S → 2KNO2 + SO2 6) Нитрат-ионы являются сильными окислителями в кислотной среде: 2KNO3 + Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O 7) 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 8) Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами Правило 4. 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 5H2O2 + 2NaMnO4 + 6HCl → 2MnCl2 + 2NaCl + 5O2 + 8H2O. 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. H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O 3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O Свойства пероксида водорода с примерами Правило 5. 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: 5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4 KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O 2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O 2Br2 + CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O. Исключением являются реакции сопропорционирования, в которых галогены в положительной степени окисления восстанавливаются до простых веществ, а не до галогенид-ионов: KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O KBrO4 + 8HBr → KBr + 4Br2 + 4H2O KClO + 2HCl → KCl + Cl2 + H2O. 3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl2, Br2, I2: 14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O 16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O. 4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов до H2S: 2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O 8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O. 5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO2, во втором H2S. 2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O 8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O. 6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают. Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 - более слабый окислитель чем F2. Все галогены вытесняют серу из сульфидов: (NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br. Правило 6. 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 3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH. Соединения Fe⁺³ также окисляют сульфиты до сульфатов (эти реакции встречаются в вариантах Ю.Н. Медведева): K2SO3 + 2FeCl3 + H2O → K2SO4 + 2FeCl2 + 2HCl 6) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами Правило 7. 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: 2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O 8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O 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). Правило 8. 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 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl 2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2) Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2) 2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2) 2) В кислой среде соединения Fe⁺² окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, Na2O2, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe⁺³: 6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O 2FeSO4 + Na2O2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O 3) В щелочной среде образуется гидроксид железа (III): FeCl2 + KMnO4 + 3KOH → K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl 2FeSO4 + 2KMnO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4 4) Железо по-разному реагирует с галогенами: 2Fe + 3F2 → 2FeF3 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2) 5) 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. Правило 9. 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 водном растворе манганаты диспропорционируют (зеленый раствор становится фиолетовым и выпадает бурый осадок): 3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH 4) 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 Правило 10. 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: 6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O 2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O 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): Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2 Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O 2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O 2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O 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. CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O 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). Правило 11. Среда раствора 1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции: Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2 MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2 2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO2 в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора: 2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4. Правило 12. Большое количество реакций разложения также являются окислительно-восстановительными Реакции разложения Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

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

Правило 1. 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:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
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 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

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

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

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):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
2P + 5KNO3 (расплав) → P2O5 + 5KNO2
C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2
S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

5) Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6) 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.) → H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

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

Правило 2. 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):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

Правило 3. 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 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

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

NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 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 являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

2KNO3(расплав) + C → 2KNO2 + CO2
2KNO3(расплав) + S → 2KNO2 + SO2

6) Нитрат-ионы являются сильными окислителями в кислотной среде:

2KNO3 + Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O

7) 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

8) Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. 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
5H2O2 + 2NaMnO4 + 6HCl → 2MnCl2 + 2NaCl + 5O2 + 8H2O.

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.

H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O
H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O
3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. 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:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4
KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O
2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O
2Br2 + CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O.

Исключением являются реакции сопропорционирования, в которых галогены в положительной степени окисления восстанавливаются до простых веществ, а не до галогенид-ионов:
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O
KBrO4 + 8HBr → KBr + 4Br2 + 4H2O
KClO + 2HCl → KCl + Cl2 + H2O.

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

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

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

2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O.

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

2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O.

6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают.

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 - более слабый окислитель чем F2.

Все галогены вытесняют серу из сульфидов:
(NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br.

Правило 6. 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
3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH.

Соединения Fe⁺³ также окисляют сульфиты до сульфатов (эти реакции встречаются в вариантах Ю.Н. Медведева):

K2SO3 + 2FeCl3 + H2O → K2SO4 + 2FeCl2 + 2HCl

6) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. 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:

2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

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).

Правило 8. 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 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2)
Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2)
2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe⁺² окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, Na2O2, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe⁺³:

6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O
2FeSO4 + Na2O2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

3) В щелочной среде образуется гидроксид железа (III):

FeCl2 + KMnO4 + 3KOH → K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl
2FeSO4 + 2KMnO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

4) Железо по-разному реагирует с галогенами:

2Fe + 3F2 → 2FeF3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2)

5) 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.

Правило 9. 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 водном растворе манганаты диспропорционируют (зеленый раствор становится фиолетовым и выпадает бурый осадок):
3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

4) 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

Правило 10. 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:

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

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):

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

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.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

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).

Правило 11. Среда раствора

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

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2

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

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4.

Правило 12. Большое количество реакций разложения также являются окислительно-восстановительными

Реакции разложения

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

Правила составления окислительно-восстановительных реакций