Окисление, восстановление. Окислительно-восстановительные реакции. Окисление, восстановление Восстановители отдают электроны
Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя. Очевидно, что очень важно уметь отличать и определять их в различных химических реакциях.
Как определить окислитель и восстановительОсновная сложность в определении окислителя и восстановителя в химических реакциях заключается в том, что одни и те же вещества в разных случаях могут быть как окислителями, так и восстановителями. Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия.
- Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента. В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом окислитель всегда приобретает положительный заряд.
- Восстановлением называют процесс присоединения электронов на внешний электронный слой химического элемента. Восстановителем будет атом, молекула или ион, которые отдают свои электроны и тем самым повышают степень своего окисления, то есть окисляются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом восстановитель всегда приобретает положительный заряд.
- Проще говоря окислитель – это вещество, которое «отбирает» электроны, а восстановитель – вещество, которое отдает их окислителю. Определить кто в окислительно-восстановительной реакции выполняет роль окислителя, кто восстановителя и в каких случаях окислитель становится восстановителем и наоборот можно, зная типичное поведение в химических реакциях отдельных элементов.
- Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Также восстановителями могут быть соединения химических элементов в низшей степени окисления, у которых заполнены все свободные орбитали и которые могут только отдавать электроны, например аммиак NH 3 , сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI, хлороводород HCl.
- Типичными окислителями являются многие неметаллы (F, Cl, I, O, Br). Также окислителями могут выступать металлы, имеющие высокую степень окисления (Fe +3 , Sn +4 , Mn +4), также некоторые соединения элементов в высокой степени окисления: перманганат калия KMnO 4 , серная кислота Н 2 SO 4 , азотная кислота HNO 3 , оксид меди CuO, хлорид железа FeCl 3 .
- Химические соединения в неполных или промежуточных степенях окисления, например одноосновная азотная кислота HNO 2 , пероксид водорода H 2 O 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств участвующего во взаимодействии второго реагента.
Ка следует из данного примера один атом натрия отдает одному атому кислорода свой электрон. Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. При этом натрий окислится полностью, так как отдаст максимально возможное количество электронов, а атом кислорода будет восстановлен не полностью, так как сможет принять еще один электрон от другого атома кислорода.
К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например:
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.
Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:
Например:
Al - 3e - = Al 3+
H 2 - 2e - = 2H +
При окислении степень окисления повышается.
Если отрицательно заряженный ион (заряд -1), например Cl - , отдает 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Если положительно заряженный ион или атом отдает электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:
Fe 2+ - e - = Fe 3+
Восстановление - это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:
Например:
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
S + 2е - = S 2-
Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается:
Fe 3+ + e- = Fe 2+
или он может перейти в нейтральный атом:
Fe 2+ + 2e- = Fe 0
Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
Восстановитель - е - ↔ Окислитель
Окислитель + е - ↔ Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители |
Окислители |
Металлы, водород, уголь Оксид углерода(II) CO Сероводород H 2 S, оксид серы(IV) SO 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl Хлорид олова(II) SnCl 2 , сульфат железа(II) FeSO 4 , сульфат марганца(II) MnSO 4 , сульфат хрома(III) Cr 2 (SO 4) 3 Азотистая кислота HNO 2 , аммиак NH 3 , гидразин N 2 H 4 , оксид азота(II) NO Фосфористая кислота H 3 PO 3 Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе |
Галогены Перманганат калия KMnO 4 , манганат калия K 2 MnO 4 , оксид марганца(IV) MnO 2 Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 , хромат калия K 2 CrO 4 Азотная кислота HNO 3 Кислород O 2 , озон О 3 , пероксид водорода Н 2 О 2 Серная кислота H 2 SO 4 (конц.), селеновая кислота H 2 SeO 4 Оксид меди(II) CuO, оксид серебра(I) Ag 2 O, оксид свинца(IV) PbO 2 Ионы благородных металлов (Ag + , Au 3+ и др.) Хлорид железа(III) FeCl 3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот Анод при электролизе |
Метод электронного баланса.
Для уравнивания ОВР используют несколько способов, из которых мы пока рассмотрим один - метод электронного баланса.
Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:
Al + O 2 = Al 2 O 3
Пусть вас не вводит в заблуждение простота этого уравнения. Наша задача - разобраться в методе, который в будущем позволит вам уравнивать гораздо более сложные реакции.
Итак, в чем заключается метод электронного баланса? Баланс - это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:
Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2
Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород - принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:
Al 0 - 3e- = Al +3
O 2 0 + 4e- = 2O -2
Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе - на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.
Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O 2) - найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al 2 O 3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем окисление алюминия кислородом.
Например, известная всем "марганцовка" – марганцевокислый калий KMnO 4 - является сильным окислителем за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl – отдает ему электрон, превращаясь в атом хлора. Это иногда используют для получения газообразного хлора в лаборатории:
K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Составим схему электронного баланса:
Mn +7 + 5e- = Mn +2
2Cl - - 2e- = Cl 2 0
Двойка и пятерка - главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать все другие коэффициенты. Перед Cl 2 следует поставить коэффициент 5 (или 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO 4 - коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим двум коэффициентам. Это гораздо легче, чем действовать простым перебором чисел.
2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Чтобы уравнять количество атомов К (12 атомов слева), надо перед K 2 SO 4 в правой части уравнения поставить коэффициент 6. Наконец, чтобы уравнять кислород и водород, достаточно перед H 2 SO 4 и H 2 O поставить коэффициент 8. Мы получили уравнение в окончательном виде.
Метод электронного баланса, как мы видим, не исключает и обыкновенного подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, но может заметно облегчить такой подбор.
Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II) . Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:
из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd
Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.
Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.
Переписываем это уравнение в ионной форме:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Рd
И после сокращения одинаковых ионов получим
Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Рd
Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой
(с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:
НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО 2 - окислитель. Составляем электронные уравнения:
![](https://i0.wp.com/examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/ovr/ovr4.png)
и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:
2НСl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО 2 . Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид
4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О
Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.
Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.
Перепишем составленное уравнение в ионной форме:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим
4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О
Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.
Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:
Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SО 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О
Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н 2 S - восстановитель, КМnО 4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:
И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н 2 S и 2 моль КМnО 4 , тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО 4 . Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К 2 SО 4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SО 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SО 4 + 8Н 2 О
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2 4 + 3 4 = 20 и в правой части 2 4 + 4 + 8 = 20.
Переписываем уравнение в ионной форме:
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О
Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.
Классификация ОВР
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
(когда окислитель и восстановитель - разные вещества);
2) Реакции диспропорционирования
(когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);
3) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
(когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая - в роли восстановителя).>
Рассмотрим примеры реакций трех типов.
1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.
Рассмотрим несколько более сложный случай, когда не весь окислитель может быть израсходован в реакции, поскольку часть его участвует в обычной - не окислительно-восстановительной реакции обмена:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Часть частиц NO 3 - участвует в реакции в качестве окислителя, давая оксид азота NO, а часть ионов NO 3 - в неизменном виде переходит в соединение меди Cu(NO 3) 2 . Составим электронный баланс:
Cu 0 - 2e- = Cu +2
N +5 + 3e- = N +2
Поставим найденный для меди коэффициент 3 перед Cu и Cu(NO 3) 2 . А вот коэффициент 2 следует поставить только перед NO, потому что весь имеющийся в нем азот участвовал в окислительно-восстановительной реакции. Было бы ошибкой поставить коэффициент 2 перед HNO 3 , потому что это вещество включает в себя и те атомы азота, которые не участвуют в окислении-восстановлении и входят в состав продукта Cu(NO 3) 2 (частицы NO 3 - здесь иногда называют "ионом-наблюдателем").
Остальные коэффициенты подбираются без труда по уже найденным:
3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O
2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента в промежуточной степени окисления.
Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:
HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O
Эту реакцию можно представить как реакцию между HNO 2 и HNO 2 как окислителем и восстановителем и применить метод электронного баланса:
HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O
N +3 - 2e- = N +5
N +3 + e- = N +2
Получаем уравнение:
2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O
Или, складывая вместе моли HNO 2:
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO 3 при нагревании:
KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0
Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:
Cl +5 + 6e- = Cl -
2O -2 - 2e- = O 2 0
Здесь возникает сложность - какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO 3 - ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель?
В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:
KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Теперь ясно, что перед KClO 3 надо поставить коэффициент 2.
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.
Метод полуреакций
![](https://i1.wp.com/examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/ovr/ovr7.png)
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса.
При пропускании сероводорода Н 2 S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО 4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:
Н 2 S → S + 2H +
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Н 2 S - 2е - = S + 2H +
Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н 2 S.
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO 4 - (он имеет малиновую окраску) в ион Mn 2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой
MnO 4 - → Mn 2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО 4 , вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnO 4 - + 8Н + → Мn 2+ + 4Н 2 О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO 4 - + 8Н + + 5e - = Mn 2+ + 4Н 2 О
Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
![](https://i0.wp.com/examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/ovr/ovr8.png)
И, сократив на 10Н + , окончательно получим
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О
Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.
Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
![](https://i1.wp.com/examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/ovr/ovr9.png)
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.
Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов , а есть ионы .
При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов.
Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.
Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.
Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).
Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?
Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.
Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами
8. Классификация химических реакций. ОВР. Электролиз
8.3. Окислительно-восстановительные реакции: общие положения
Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов. В результате этих реакций одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.
Восстановитель - атом, ион, молекула или ФЕ, отдающий электроны, окислитель - атом, ион, молекула или ФЕ, принимающий электроны:
Процесс отдачи электронов называется окислением , а процесс принятия - восстановлением . В ОВР обязательно должны быть вещество восстановитель и вещество окислитель. Нет процесса окисления без процесса восстановления и нет процесса восстановления без процесса окисления.
Восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель принимает электроны и восстанавливается
Процесс восстановления сопровождается понижением степени окисления атомов, а процесс окисления - повышением степени окисления атомов элементов. Сказанное удобно проиллюстрировать схемой (СО - степень окисления):
Конкретные примеры процессов окисления и восстановления (схемы электронного баланса) приведены в табл. 8.1.
Таблица 8.1
Примеры схем электронного баланса
Схема электронного баланса | Характеристика процесса |
---|---|
Процесс окисления | |
Атом кальция отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем | |
Ион Cr +2 отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем | |
Молекула хлора отдает электроны, атомы хлора повышают степень окисления от 0 до +1, хлор - восстановитель | |
Процесс восстановления | |
Атом углерода принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем | |
Молекула кислорода принимает электроны, атомы кислорода понижают степень окисления от 0 до −2, молекула кислорода является окислителем | |
Ион принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем |
Важнейшие восстановители : простые вещества металлы; водород; углерод в форме кокса; оксид углерода(II); соединения, содержащие атомы в низшей степени окисления (гидриды металлов , , сульфиды , иодиды , аммиак ); самый сильный восстановитель - электрический ток на катоде.
Важнейшие окислители : простые вещества - галогены, кислород, озон; концентрированная серная кислота; азотная кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водорода H 2 O 2 ; наиболее сильный окислитель - электрический ток на аноде.
По периоду окислительные свойства атомов и простых веществ усиливаются: фтор - самый сильный окислитель из всех простых веществ . В каждом периоде галогены образуют простые вещества с наиболее выраженными окислительными свойствами.
В группах А сверху вниз окислительные свойства атомов и простых веществ ослабевают, а восстановительные - усиливаются.
Для однотипных атомов восстановительные свойства усиливаются с увеличением их радиуса; например, восстановительные свойства аниона
I − выражены сильнее, чем аниона Cl − .
Для металлов окислительно-восстановительные свойства простых веществ и ионов в водном растворе определяются положением металла в электрохимическом ряду: слева направо (сверху вниз) восстановительные свойства простых металлов ослабевают: самый сильный восстановитель - литий .
Для ионов металлов в водном растворе слева направо в этом же ряду соответственно окислительные свойства усиливаются: наиболее сильный окислитель - ионы Au 3 + .
Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса .
Суть метода электронного баланса состоит в следующем.
1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.
2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.
3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.
4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).
5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале - водород по воде, а затем - числа атомов кислорода).
Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции
методом электронного баланса.
Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:
Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).
Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O
Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители - в левую или правую?
Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:
По числу атомов Al в левой части:
По числу атомов Al в правой части:
В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:
Если в реакции с участием HNO 3 образуется N 2 O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота .
В некоторых окислительно-восстановительных реакциях одно из веществ может выполнять функцию как окислителя (восстановителя), так и солеобразователя (т.е. участвовать в образовании соли).
Такие реакции характерны, в частности, для взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а также солей-окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) с соляной кислотой (за счет анионов Cl − соляная кислота обладает восстановительными свойствами) и другими кислотами, анион которых - восстановитель.
Составим уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой:
Видим, что часть молекул азотной кислоты расходуется на окисление меди, восстанавливаясь при этом до оксида азота(II), а часть идет на связывание образовавшихся ионов Cu 2+ в соль Cu(NO 3) 2 (в составе соли степень окисления атома азота такая же, как в кислоте, т.е. не изменяется). В таких реакциях дополнительный множитель для элемента-окислителя всегда ставится в правой части перед формулой продукта восстановления, в данном случае - перед формулой NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .
Перед формулой HNO 3 ставим коэффициент 8 (две молекулы HNO 3 расходуются на окисление меди и шесть - на связывание в соль трех ионов Cu 2+), уравниваем числа атомов Н и О и получаем
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
В других случаях кислота, например соляная, может одновременно быть как восстановителем, так и участвовать в образовании соли:
Пример 8.5. Рассчитайте, какая масса HNO 3 расходуется на солеобразование, когда в реакцию, уравнение которой
вступает цинк массой 1,4 г.
Решение. Из уравнения реакции видим, что из 8 моль азотной кислоты только 2 моль пошло на окисление 3 моль цинка (перед формулой продукта восстановления кислоты, NO, стоит коэффициент 2). На солеобразование израсходовалось 6 моль кислоты, что легко определить, умножив коэффициент 3 перед формулой соли Zn(HNO 3) 2 на число кислотных остатков в составе одной формульной единицы соли, т.е. на 2.
n (Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).
x = 0,043 моль;
m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)
Ответ : 2,71 г.
В некоторых ОВР степень окисления изменяют атомы не двух, а трех элементов.
Пример 8.6. Расставьте коэффициенты в ОВР, протекающей по схеме FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , используя метод электронного баланса.
Решение. Видим, что степень окисления изменяют атомы трех элементов: Fe, S и O. В таких случаях числа электронов, отданных атомами разных элементов, суммируются:
Расставив стехиометрические коэффициенты, получаем:
4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Рассмотрим примеры решения других типов экзаменационных заданий на эту тему.
Пример 8.7. Укажите число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю при полном разложении нитрата меди(II), массой 28,2 г.
Решение. Записываем уравнение реакции разложения соли и схему электронного баланса ОВР; M = 188 г/моль.
Видим, что 2 моль O 2 образуется при разложении 4 моль соли. При этом от атомов восстановителя (в данном случае это ионы ) к окислителю (т.е. к ионам ) переходит 4 моль электронов: . Поскольку химическое количество соли n
= 28,2/188 = = 0,15 (моль), имеем:
2 моль соли - 4 моль электронов
0,15 моль - x
n (e ) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),
N (e ) = N A n (e ) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (электронов).
Ответ : 1,806 ⋅ 10 23 .
Пример 8.8. При взаимодействии серной кислоты химическим количеством 0,02 моль с магнием атомы серы присоединили 7,224 ⋅ 10 22 электронов. Найдите формулу продукта восстановления кислоты.
Решение. В общем случае схемы процессов восстановления атомов серы в составе серной кислоты могут быть такими:
т.е. 1 моль атомов серы может принять 2, 6 или 8 моль электронов. Учитывая, что в состав 1 моль кислоты входит 1 моль атомов серы, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имеем:
n (e ) = N (e )/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (моль).
Рассчитываем количество электронов, принятых 1 моль кислоты:
0,02 моль кислоты принимают 0,12 моль электронов
1 моль - х
n (e ) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).
Этот результат соответствует процессу восстановления серной кислоты до серы:
Ответ : сера.
Пример 8.9. В реакции углерода с азотной концентрированной кислотой образуются вода и два солеобразующих оксида. Найдите массу вступившего в реакцию углерода, если атомы окислителя в этом процессе приняли 0,2 моль электронов.
Решение. Взаимодействие веществ протекает согласно схеме реакции
Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления:
Из схем электронного баланса видим, что если атомы окислителя () принимают 4 моль электронов, то в реакцию вступает 1 моль (12 г) углерода. Составляем и решаем пропорцию:
4 моль электронов - 12 г углерода
0,2 - x
x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).
Ответ : 0,6 г.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Различают межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.
В случае межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных веществ и являются атомами разных химических элементов.
В случае внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же вещества. К внутримолекулярным относятся реакции диспропорционирования , в которых окислитель и восстановитель - это атомы одного и того же химического элемента в составе одного и того же вещества. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.
Пример 8.10. Укажите схему ОВР диспропорционирования:
1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2
3) KI + Cl 2 → KCl + I 2
4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O
Решение . Реакции 1)–3) являются межмолекулярными ОВР:
Реакцией диспропорционирования является реакция 4), так как в ней атом хлора и окислитель, и восстановитель:
Ответ : 4).
Качественно оценить окислительно-восстановительные свойства веществ можно на основании анализа степеней окисления атомов в составе вещества:
1) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в высшей степени окисления, то этот атом уже не может отдавать электроны, а может их только принимать. Поэтому в ОВР данное вещество будет проявлять только окислительные свойства . Примеры таких веществ (в формулах указана степень окисления атома, отвечающего за окислительно-восстановительные свойства):
2) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в низшей степени окисления, то данное вещество в ОВР будет проявлять только восстановительные свойства (принимать электроны данный атом уже не может, он может только их отдавать). Примеры таких веществ: , . Поэтому только восстановительные свойства в ОВР проявляют все анионы галогенов (исключение F − , для окисления которого используют электрический ток на аноде), сульфид-ион S 2− , атом азота в молекуле аммиака , гидрид-ион H − . Только восстановительными свойствами обладают металлы (Na, K, Fe);
3) если атом элемента находится в промежуточной степени окисления (степень окисления больше минимальной, но меньше максимальной), то соответствующее вещество (ион) будет в зависимости от условий проявлять двойственные окислительно -восстановительные свойства : более сильные окислители будут эти вещества (ионы) окислять, а более сильные восстановители - восстанавливать. Примеры таких веществ: сера , так как высшая степень окисления атома серы +6, а низшая −2, оксид серы(IV), оксид азота(III) (высшая степень окисления атома азота +5, а низшая −3), пероксид водорода (высшая степень окисления атома кислорода +2, а низшая −2). Двойственные окислительно-восстановительные свойства проявляют ионы металлов в промежуточной степени окисления: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 и др.
Пример 8.11. Не может протекать окислительно-восстановительная реакция, схема которой:
1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O
2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O
3) KClO → KClO 3 + KClO 4
4) KBr + Cl 2 → KCl + Br
Решение. Не может протекать реакция, схема которой указана под номером 3), так как в ней присутствует восстановитель , но нет окислителя:
Ответ : 3).
Для некоторых веществ окислительно-восстановительная двойственность обусловлена наличием в их составе различных атомов как в низшей, так и в высшей степени окисления; например, соляная кислота (HCl) за счет атома водорода (высшая степень окисления, равная +1) - окислитель, а за счет аниона Cl − - восстановитель (низшая степень окисления).
Невозможна ОВР между веществами, проявляющими только окислительные (HNO 3 и H 2 SO 4 , KMnO 4 и K 2 CrO 7) или только восстановительные свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)
ОВР чрезвычайно распространены в природе (обмен веществ в живых организмах, фотосинтез, дыхание, гниение, горение), широко используются человеком в различных целях (получение металлов из руд, кислот, щелочей, аммиака и галогенов, создание химических источников тока, получение тепла и энергии при горении различных веществ). Отметим, что ОВР часто и осложняют нашу жизнь (порча продуктов питания, плодов и овощей, коррозия металлов - все это связано с протеканием различных окислительно-восстановительных процессов).
Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается . Окислители при этом восстанавливаются .
Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается . Восстановители при этом окисляются .
Химические вещества можно разделить на типичные окислители , типичные восстановители , и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства . Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.
К типичным окислителям относят:
- простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F 2 , кислород O 2 , хлор Cl 2);
- ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиды (S +6 O 3 , Cr +6 O 3)
- соединения, содержащие некоторые катионы металлов , имеющих высокие степени окисления : Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.
Типичные восстановители – это, как правило:
- простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
- сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления : бинарные водородные соединения (H 2 S, HBr), соли бескислородных кислот (K 2 S, NaI);
- некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления ;
- соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления .
Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства .
Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.
В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :
перманганат калия (KMnO 4);
дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
азотная кислота (HNO 3);
концентрированная серная кислота (H 2 SO 4);
пероксид водорода (H 2 O 2);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO 2 , PbO 2);
расплавленный нитрат калия (KNO 3) и расплавы некоторых других нитратов.
К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:
- магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
- водород (Н 2) и углерод (С);
- иодид калия (KI);
- сульфид натрия (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
- сульфит натрия (Na 2 SO 3);
- хлорид олова (SnCl 2).
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования .
Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов . При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,
C 0 + 4HN +5 O 3(конц) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.
Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например :
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты :
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент , которыйиз разных реагентов переходит в один продукт . Реакция, обратная диспропорционированию.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O
Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:
Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.
Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.
Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .
В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс : количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.
Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.
Рассмотрим подробно метод электронного баланса .
«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.
Степень окисления меняют атомы марганца и серы:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс . Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!
Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:
Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.
Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций
Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса . Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .
Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — . Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:
- окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO 4 , где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6);
- окислительная активность усиливается в более щелочной среде , и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO 3 , где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3);
- либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.
Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!
Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.
Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO 3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстановливается азот N +5 .
При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.
В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.
Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.
Основные схемы окислительно-восстановительных реакций
Схема восстановления перманганатов
В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.
Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.
В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO 2 — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .
Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO 4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.
Перманганаты окисляют:
- неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5 ;
- неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы стабильной положительной степенью окисления металла.
KMnO 4 + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты
KMnO 4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты
Схема восстановления хроматов/бихроматов
Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K 2 CrO 4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K 2 Cr 2 O 7) — соли, устойчивые в кислой среде .
Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K 3 .
Соединения хрома VI окисляют:
- неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5 ;
- неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты
Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты
Разложение нитратов
Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель . Такой азот может окислять кислород (О -2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O 2 .
В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния ), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .
Например :
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).
Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .
Например , разложение нитрата цинка :
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 и др.).
Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .
Например , разложение нитрата серебра :
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .
Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.
Некоторые исключения!
Разложение нитрата аммония :
В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.
При нагревании нитрат аммония разлагается . При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Это пример реакции контрдиспропорционирования .
Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.
При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
При разложении нитрита аммония NH 4 NO 2 также происходит контрдиспропорционирование.
Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C
Нитрат никеля (II)
разлагается до нитрита при нагревании.
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота HNO 3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.
Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.
Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H 2 O
Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO 2 (N +4); оксид азота (II) NO (N +2); оксид азота (I) N 2 O («веселящий газ»); молекулярный азот N 2 ; нитрат аммония NH 4 NO 3 . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .
Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:
- при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH 4 NO 3 ;
Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;
пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой
- азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;
- при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO 2 ;
Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N 2 O ;
Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой :
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N 2 O, либо молекулярный азот N 2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N 2 .
Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:
NO 2 ; NO; N 2 O; N 2 ; NH 4 NO 3
Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.
Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.
Взаимодействие металлов с серной кислотой
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода . Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H 2 . При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.
Например :
Fe + H 2 SO 4(разб) = FeSO 4 + H 2
взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H 2 SO 4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO 2 , S, H 2 S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O 2 , молекулярная сера S либо сероводород H 2 S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!
Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:
1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;
2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;
3. С неактивными металлами концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).
Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(конц) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H 2 S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(конц) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O
Пероксид водорода
Пероксид водорода H 2 O 2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.
При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O 2 . Например :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O