Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе лежит следующее правило : общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO 4 — восстанавливается до Mn 2+ ():

1. Далее определим какие из соединений являются ; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем . Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем .

1. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе .

S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO 4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO 3 2- → 5SO 4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO 4 2- — 5SO 4 2- = 3SO 4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H 2 O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде , а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления , а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда , OH — — щелочная среда и H 2 O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1. Сначала необходимо составить схему реакции : записать вещества в начале и конце реакции:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Запишем уравнение в ионном виде , сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO 3 2- + MnO 4 — + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O

1. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO 4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O

Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO 4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO 3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H +

1. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя , учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления

1. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции , предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO 4 — + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO 4 — + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO 4 — , а восстановителем SO 3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO 4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО 2 . SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnО 2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO 3 2- + MnO 4 — + OH — = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

В щелочной среде окислитель MnO 4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО 4 2- . Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO 4 — + e — = MnО 2 ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения , учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно (хотя и не со стопроцентной гарантией) предсказать состав продуктов взаимодействия.

Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Рассмотрим эти приемы.

В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:

1. Записать схему ОВР (исходные вещества и продукты реакции).

2. Определить элементы, степень окисления которых меняется в процессе реакции.

3. Составить схемы процессов окисления и восстановления.

4. Найти множители, уравнивающие число электронов, присоединенных атомами окислителя и потерянных атомами восстановителя (балансирующие множители). Для этого найти наименьшее общее кратное для электронов, присоединенных одним атомом окислителя и отданных одним атомом восстановителя; балансирующие множители будут равны наименьшему общему кратному, деленному на число присоединенных электронов (для окислителя) и отданных электронов (для восстановителя).

5. Определить и ввести в уравнение коэффициенты при веществах, содержащих элементы, степень окисления которых изменяется (опорные коэффициенты), путем деления балансирующих множителей на число атомов окислителя или восстановителя в формульной единице вещества. Если частное от деления не является целочисленным, балансирующие множители следует увеличить в необходимое число раз.

6. Найти и расставить дополнительные коэффициенты, уравнивающие число атомов, не изменивших степень окисления (кроме водорода и кислорода); при этом, если среда кислая, сначала уравнять атомы металлов, а затем анионы кислот, если среда щелочная или нейтральная - наоборот.

7. Уравнять число атомов водорода, дописывая в случае необходимости воду в правую или левую часть уравнения.

8. Проверить, правильно ли подобраны коэффициенты, по кислороду.

Рассмотрим в качестве примера составление уравнения взаимодействия перманганата калия с сульфатом железа(II) в сернокислой среде по стадиям предложенного алгоритма:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (восстановление)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Опорные коэффициенты: при KMnO 4 - 2:1=2, при FeSO 4 - 10:1=10, при MnSO 4 - 2:1=2, при Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

6. Среда кислая, поэтому уравниваем вначале атомы калия, потом - сульфат-ионы.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

7. Поскольку левая часть уравнения содержит 10 атомов водорода, дописываем в правую часть 5 молекул воды:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5Н 2 О

8. Число атомов кислорода (не считая кислород, входящий в сульфат-ионы) в правой и левой частях уравнения равно 8. Коэффициенты подобраны правильно.

При протекании ОВР возможны случаи, когда окислитель или восстановитель в частично расходуется на связывание продуктов окисления или восстановления без изменения степени окисления соответствующего элемента. В этом случае коэффициент при веществе с двойной функцией равен сумме опорного и дополнительного коэффициента и вводится в уравнение после того, как будет найден дополнительный коэффициент. Так, реакция между цинком и очень разбавленной азотной кислотой протекает по уравнению

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 +3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

Как следует из схем окисления-восстановления, на окисление четырех атомов цинка необходима одна молекула азотной кислоты (опорный коэффициент при HNO 3 - 1); однако на образование четырех молекул нитрата цинка и одной молекулы нитрата аммония требуется еще девять молекул HNO 3 , вступающих в реакцию без изменения степени окисления азота (дополнительный коэффициент при HNO 3 - 9). Соответственно коэффициент при азотной кислоте в уравнении реакции будет равен 10, а в правую часть уравнения следует ввести 3 молекулы воды.

Если одно из веществ выполняет одновременно функцию и окислителя, и восстановителя (реакции диспропорционирования) или является продуктом как окисления, так и восстановления (реакции контрдиспропорционирования), то коэффициент при этом веществе равен сумме опорных коэффициентов при окислителе и восстановителе. Например, в уравнении реакции диспропорционирования серы в щелочной среде коэффициент при сере равен трем.

3S 0 + 6NaOH = Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Иногда при протекании ОВР наблюдается изменение степени окисления более чем двух элементов; в этом случае коэффициенты уравнения могут быть определены однозначно, если все окислители или все восстановители входят в состав одной молекулы. При этом расчет отданных или присоединенных электронов рационально проводить для формульной единицы вещества, содержащего эти окислители или восстановители. В качестве примера рассмотрим взаимодействие сульфида мышьяка(III) с азотной кислотой по стадиям приведенного алгоритма.

1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

В реакции участвуют два восстановителя (As +3 и S -2) и один окислитель (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

As 2 S 3 - 28e - = 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Наименьшее общее кратное - 84, балансирующие множители - 28 и 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

6. Дополнительных коэффициентов нет.

7. В левую часть уравнения следует ввести молекулы воды:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4Н 2 О = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

8. Число атомов кислорода как в левой, так и в правой части уравнения равно 88. Коэффициенты подобраны правильно.

Если в ОВР участвуют органические вещества, то для них степени окисления не определяют, так как в этом случае каждый атом может иметь свое значение степени окисления, причем зачастую не целочисленное. При составлении схем окисления-восстановления для таких реакций следует руководствоваться следующими правилами:

1. присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;

2. потеря атома кислорода тождественна присоединению двух электронов;

3. присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;

4. потеря атома водорода тождественна потере одного электрона.

Ниже в качестве примера приведено уравнение реакции окисления этилового спирта дихроматом калия:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

C 2 H 5 OH + [O] - 2[H] - 4e - = 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Превращение этилового спирта в уксусную кислоту требует присоединения атома кислорода и потери двух атомов водорода, чему соответствует потеря четырех электронов.

Метод электронного баланса является универсальным методом, применимым к любым ОВР, протекающим в газовой фазе, конденсированных системах и в растворах. Недостатком метода является то, что прием этот формален и оперирует с не существующими реально частицами (Mn +7 , N +5 и т. д.).

Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:

0 0 +2 -2

2Mg + O 2  2MgO,

5 -2 -1 0

2KClO 3 2KCl + 3O 2 .

Напомним, что степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев значение степени окисления элемента не совпадает с его валентностью.

Для нахождения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, следует иметь в виду следующие правила:

1. Степень окисления атомов элементов в молекулах простых веществ равна нулю.

Например:

Mg 0 , Cu 0 .

2. Степень окисления атомов водорода в соединениях обычно равна +1.

Например: +1 +1

HCl, H 2 S

Исключения: в гидридах (соединениях водорода с металлами) cтепень окисления атомов водорода равна –1.

Например:

NaH –1 .

3. Степень окисления атомов кислорода в соединениях обычно равна –2.

Например:

Н 2 О –2 , СаО –2 .

Исключения:

 степень окисления кислорода во фториде кислорода (OF 2 ) равна +2.

 степень окисления кислорода в пероксидах (Н 2 О 2 , Na 2 O 2 ), содержащих группу –O–O–, равна –1.

4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Например: +2

СuSO 4 .

5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

Например: –1 +1

HCl, HClO.

6. Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

– 2ē  2H + процесс окисления,

Fe +2 – ē  Fe +3 процесс окисления,

2J – – 2ē  процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

+ 4ē  2O –2 процесс восстановления,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 процесс восстановления,

Cu +2 +2ē  Cu 0 процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

 некоторые простые вещества:

Металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

Неметаллы: например, H 2 , C, S;

 некоторые сложные вещества: например, сероводород (H 2 S) и сульфиды (Na 2 S), сульфиты (Na 2 SO 3 ), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH 3 );

 катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 ;

 катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

 некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F 2 , CI 2 , Br 2 , I 2 ), халькогены (О 2 , О 3 , S);

 некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO 3 ),серная кислота (H 2 SO 4 конц. ), прерманганат калия (K 2 MnO 4 ), бихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 ), хромат калия (K 2 CrO 4 ), оксид марганца (IV) (MnO 2 ), оксид свинца (IV) (PbO 2 ), хлорат калия (KCIO 3 ), пероксид водорода (H 2 O 2 );

 анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций) .

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1. Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

1. Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

7 + 4 + 2 + 6

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

5 S +4 – 2 e- → S +6 процесс окисления, восстановитель

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процесс восстановления, окислитель.

2KMnO 4 +5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ .

Например:

0 +3 0 +3

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ,

Al 0 – 3e – → Al +3 окисление, восстановитель,

Fe +3 +3e – → Fe 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe +3 ) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

5 –1 0

2 KClO 3 = KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 восстановление, окислитель

3 2O –2 – 4е – → окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O –2 ) и окислитель (CI +5 ) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

3 +3 0

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 восстановление, окислитель

N +3 + 3e – → N 0 окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования .

Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает, и понижает свою степень окисления.

Например: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O = HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.

Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно-восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть и окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).

Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх.

Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.

Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов (см. табл. 9 приложения ).

Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, могут реагировать с водой, вытесняя из нее водород.

Например:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли .

Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO 4 ):

Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

Fe 0 – 2e – = Fe +2 окисление, восстановитель

Cu +2 + 2e – = Cu 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.

Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.

Ag + ZnCl 2 ≠

Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливать его:

Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2

Zn 0 – 2e – = Zn +2 окисление, восстановитель

2H + + 2e – → восстановление, окислитель.

Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.

Cu + HCI ≠

Чтобы определить, может ли быть окислителем или восстановителем сложное вещество, необходимо найти степень окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления , могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями .

Например, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 в окислительно-восстановитель-ных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N +5 ), марганца (Mn +7 ) и серы (S +6 ) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).

Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя .

Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH 3 , H 2 S, НCI) будут только восстановителями, так как степени окисления азота (N –3 ), серы (S –2 ) и хлора (Cl –1 ) являются для этих элементов низшими.

Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями , в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H 2 O 2 ), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других - восстановительные.

Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SО 4 и сера S в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления –2, +4, +6 и 0. Сера относится к элементам р -электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем s - и р -подуровнях (...3 s 3 р ). У атома серы со степенью окисления – 2 валентные подуровни полностью укомплектованы. Поэтому, атом серы с минимальной степенью окисления (–2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и в данном состоянии может только принимать электроны (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.

Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0, +4) могут и терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.

Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств атомов других элементов .

На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N +5 ) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.

4HNO 3(конц.) + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3(c. разб.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Существенное влияние на протекание окислительно-восстановительных процессов оказывает реакция среды.

Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO 4 ), то в зависимости от реакции среды раствора, Mn +7 будет восстанавливаться по-разному:

в кислой среде (до Mn +2 ) продуктом восстановления будет соль, например, MnSO 4 ,

в нейтральной среде (до Mn +4 ) продуктом восстановления будет MnO 2 или MnO(OH) 2 ,

в щелочной среде (до Mn +6 ) продуктом восстановления будет манганат, например, К 2 MnO 4 .

Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:

кислая среда –

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +H 2 O

нейтральная среда –

2KMnO 4 + 3Na 2 SО 3 + H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

щелочная среда –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Температура системы также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.

При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:

0 -1 +1

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Если взять горячий концентрированный раствор КОН , то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:

0 t ° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 окисление, восстановитель.

Вопросы для самоконтроля по теме

«Окислительно-восстановительные реакции»

1. Какие реакции называются окислительно-восстановитель-ными?

2. Что такое степень окисления атома? Как она определяется?

3. Чему равна степень окисления атомов в простых веществах?

4. Чему равна сумма степеней окисления всех атомов в молекуле?

5. Какой процесс называется процессом окисления?

6. Какие вещества называются окислителями?

7. Как меняется степень окисления окислителя в окислительно-восстановительных реакциях?

8. Приведите примеры веществ, являющихся в окислительно-восстановительных реакциях только окислителями.

9. Какой процесс называется процессом восстановления?

10. Дайте определение понятию «восстановитель».

11. Как меняется степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях?

12. Какие вещества могут быть только восстановителями?

13. Какой элемент является окислителем в реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с металлами?

14. Какой элемент является окислителем при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами?

15. Какую функцию выполняет азотная кислота в окислительно-восстановительных реакциях?

16. Какие соединения могут образоваться в результате восстановления азотной кислоты в реакциях с металлами?

17. Какой элемент является окислителем в концентрированной, разбавленной и очень разбавленной азотной кислоте?

18. Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях может выполнять пероксид водорода?

19. Как классифицируются все окислительно-восстановительные реакции?

Тесты для самоконтроля знаний теории по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Вариант № 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2 ,

3) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

4) FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

2. Руководствуясь строением атомов, определите, под каким номером указана формула иона, который может быть только окислителем:

1) Mn , 2) NO 3– , 3) Br – , 4) S 2– , 5) NO 2– ?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным восстановителем, из числа приведенных ниже:

1) NO 3– , 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Под каким номером указано количество вещества KMnO 4 , в молях, которое взаимодействует с 10 моль Na 2 SO 3 в реакции, представленной следующей схемой:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Под каким номером приведена реакция диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,

3) 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .

4) 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2 ,

5) 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Вариант № 2

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,

2) CaCO 3 = CaO + CO 2 ,

3) CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3 ,

4) CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3 .

2. Под каким номером приведена формула вещества, которое может быть только восстановителем:

1) SO 2 , 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2 , 5) Na 2 SO 3 ?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным окислителем, из числа приведенных:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?

4. Под каким номером приведен объем водорода в литрах при нормальных условиях, который можно получить из 9 г Al в результате следующей окислительно-восстановительной реакции:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Под каким номером приведена схема окислительно-восстано-вительной реакции, которая протекает при рН > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + … → I 2 + Fe(SO 4 ) 3 + …,

3) KMnO 4 + NaNO 2 + … → MnSO 4 + …,

4) KMnO 4 + NaNO 2 + … → K 2 MnO 4 + …,

5) CrCl 3 + KMnO 4 + … → K 2 Cr 2 O 7 + MnO(OH) 2 + … .

Вариант № 3

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2 ,

2) CuSO 4 + 2NaOH →Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,

3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4 ,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 ,

5) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

2. Руководствуясь строением атома, определите, под каким номером приведена формула иона, который может быть восстановителем:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. Под каким номером приведен процесс восстановления?

1) NO 2– → NO 3– , 2) S 2– → S 0 , 3) Mn 2+ → MnO 2 ,

4) 2I – → I 2 , 5) → 2Cl – .

4. Под каким номером приведена масса прореагировавшего железа, если в результате реакции, представленной следующей схемой:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + NO + H 2 O

образовалось 11,2 л NO (н.у.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Под каким номером приведена схема реакции самоокисления-самовосстановления (дисмутации)?

1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2 ,

3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,

4) KClO 3 → KCl + O 2 ,

5) Hg(NO 3 ) 2 → HgO + NO 2 + O 2 .

Ответы на задания тестов см. на стр.

Вопросы и упражнения для самостоятельной

работы по изучению темы.

1. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы окислительно-восстановительных реакций:

1) MgCO 3 + HCl  MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5 ,

4) H 2 O 2  H2O + O 2 , 8) KOH + CO 2  KHCO 3 .

2. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены окислительно-восстановительные процессы:

1) электролиз раствора хлорида натрия,

2) обжиг пирита,

3) гидролиз раствора карбоната натрия,

4) гашение извести.

3. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены названия групп веществ, характеризующихся возрастанием окислительных свойств:

1) хлор, бром, фтор,

2) углерод, азот кислород,

3) водород, сера, кислород,

4) бром, фтор, хлор.

4. Какое из веществ – хлор, сера, алюминий, кислород – является более сильным восстановителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.

5. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только окислители:

1) K 2 MnO 4 , 2) KMnO 4 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 ,

16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) K 2 SO 3 .

6. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, обладающих окислительно-восстановительной двойственностью:

1) KI, 2) H 2 O 2 , 4) Al, 8) SO 2 , 16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) H 2 .

7. Какое из соединений – оксид железа (III), оксид хрома (III), оксид серы (IV), оксид азота (II), оксид азота (V) – может быть только окислителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.

8. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, которые имеют степень окисления кислорода – 2:

1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3 , Fe 2 O 3 , SO 3 ,

4) OF 2 , Ba(OH) 2 , Al 2 O 3 , 8) BaO 2 , Fe 3 O 4 , SiO 2 .

9. Какое из указанных соединений может быть только окислителем: нитрит натрия, сернистая кислота, сероводород, азотная кислота ? В ответе укажите значение молярной массу выбранного соединения.

10. Какое из приведенных соединений азота – NH 3 ; HNO 3 ; HNO 2 ; NO 2 – может быть только окислителем? В ответе запишите значение относительной молекулярной массы выбранного соединения.

11. Под каким номером, среди перечисленных ниже названий веществ, указан наиболее сильный окислитель?

1) концентрированная азотная кислота,

2) кислород,

3) электрический ток на аноде при электролизе,

4) фтор.

12. Какое из приведенных соединений азота – HNO 3 ; NH 3 ; HNO 2 ; NO – может быть только восстановителем? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.

13. Какое из соединений – Na 2 S; K 2 Cr 2 O 7 ; KMnO 4 ; NaNO 2 ; KClO 4 – может быть и окислителем и восстановителем, в зависимости от условий протекания реакции? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.

14. Укажите номер или сумму условных номеров, где указаны ионы, которые могут быть восстановителями:

1) (MnO 4 ) 2– , 2) (CrO 4 ) –2 , 4) Fe +2 , 8) Sn +4 , 16) (ClO 4 ) – .

15. Укажите номер или сумму условных номеров, под которым расположены только окислители:

1) K 2 MnO 4 , 2) HNO 3 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 , 16) K 2 CrO 4 , 32) H 2 O 2 .

16. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только названия веществ, между которыми не возможно протекание окислительно-восстановительных реакций:

1) углерод и серная кислота,

2) серная кислота и сульфат натрия,

4) сероводород и иодоводород,

8) оксид серы (IV) и сероводород.

17. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы окисления:

1) S +6  S –2 , 2) Mn +2  Mn +7 , 4) S –2  S +4 ,

8) Mn +6  Mn +4 , 16) О 2  2О –2 , 32) S +4  S +6 .

18. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) 2I –1  I 2 , 2) 2N +3  N 2 , 4) S –2  S +4 ,

8) Mn +6  Mn +2 , 16) Fe +3  Fe 0 , 32) S 0  S +6 .

19. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) С 0  CО 2 , 2) Fe +2  Fe +3 ,

4) (SO 3 ) 2–  (SO 4 ) 2– , 8) MnO 2  Mn +2 .

20. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:

1) Mn +2  MnO 2 , 2) (IO 3 ) –  (IO 4 ) – ,

4) (NO 2 ) –  (NO 3 ) – , 8) MnO 2  Mn +2 .

21. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены ионы, являющиеся восстановителями.

1) Ca +2 , 2) Al +3 , 4) K + , 8) S –2 , 16) Zn +2 , 32) (SO 3 ) 2– .

22. Под каким номером приведена формула вещества, при взаимодействии с которым водород выполняет роль окислителя?

1) O 2 , 2) Na , 3) S, 4) FeO.

23. Под каким номером приведено уравнение реакции, в которой проявляются восстановительные свойства хлорид-иона?

1) MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 О,

2) CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

4) AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 .

24. При взаимодействии с каким из указанных веществ – O 2 , NaOH, H 2 S – оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя? Напишите уравнение соответствующей реакции и в ответе укажите сумму коэффициентов у исходных веществ.

25. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы реакций диспропорционирования:

1) NH 4 NO 3  N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2  N 2 + H 2 O,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2 .

26. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия участвует в реакции c десятью моль оксида серы (IV). Реакция протекает по схеме:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3 .

27. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сульфида калия взаимодействует с шестью моль перманганата калия в реакции:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия взаимодействует с десятью молями сульфата железа (II) в реакции:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества хромита калия (KCrO 2 ) взаимодействует с шестью моль брома в реакции:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества оксида марганца (IV) взаимодействует с шестью моль оксида свинца (IV) в реакции:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O.

31. Составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

33. Составьте уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl конц.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

34. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества нитрита натрия (NaNO 2 ) взаимодействует с четырьмя моль перманганата калия в реакции:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сероводорода взаимодействуют с шестью моль перманганата калия в реакции:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Какое количество вещества железа в молях окислится кислородом объемом 33,6 л (н.у.) в реакции, протекающей по нижеприведенной схеме?

Fe + H 2 O + O 2  Fe(OH) 3 .

37. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в разбавленной серной кислоте? В ответе укажите значение относительной атомной массы этого металла.

38. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в концентрированной серной кислоте? В ответе укажите порядковый номер элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

39. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены металлы, пассивирующиеся в концентрированных растворах кислот-окислителей.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены химические знаки металлов, не вытесняющих водород из разбавленного раствора серной кислоты, но вытесняющих ртуть из растворов солей Hg 2+ :

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Под каким номером указаны химические знаки металлов, каждый из которых не реагируют с азотной кислотой?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Под каким номером указан способ получения хлора в промышленности?

1) электролизом раствора хлорида натрия;

2) действием оксида марганца (1V) на соляную кислоту;

3) термическим разложением природных соединений хлора;

4) действием фтора на хлориды.

43. Под каким номером расположена химическая формула газа, преимущественно выделяющегося при действии концентрированного раствора азотной кислоты на медь?

1) N 2 , 2) NO 2 , 3) NO, 4) H 2 .

44. Под каким номером указаны формулы продуктов реакции горения сероводорода на воздухе при недостатке кислорода?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2 .

Укажите номер правильного ответа.

45. Составьте уравнение реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью. В ответе укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции.

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).

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + - кислая; ОН - - щелочная; Н 2 О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

1. Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН - .
2. Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то

• избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
• в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН -
  

1. Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН - .

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.

Пример :

1 . Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O

SO 3 2- → SO 4 2-

MnO 4 - → Mn 2+

2 . Среда кислая – Н +

3 .

MnO 4 - + 8 H + →Mn 2+ + 4 H 2 O

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē →Mn 2+ + 4 H 2 O│ х 2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х 5

5 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O

5SO 3 2- + 5H 2 O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O →2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 6 H + + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H 2 O + 5SO 4 2-

6 . 5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O

Памятка!