Какой ион проявляет в этой реакции окислительные свойства
Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам
Сегодня – особенный день. “И что же в нем такого необычного?” – спросите вы. Отвечаю. Я, наконец-то, добралась до моего самого любимого царства-королевства, до моих конфет и пирожных, малинок и клубничек! Окислительно-восстановительные реакции! Вы даже не представляете, насколько это интересно!
Мои ученики в процессе подготовки к экзамену по химии, проходят несколько стадий вызревания. Первое серьезное испытание на прочность – газы! Это из серии “гестапо отдыхает”. Решив огромное количество газовых задач, по сравнению с которыми 28-е задачи ЕГЭ – детский лепет, народ полностью структурирует свой мозг и настраивает мышление на профессиональное восприятие химии по-взрослому.
Вторая ступень химической зрелости и мудрости – окислительно-восстановительные реакции. Они приучают к усидчивости и внимательности. Набравшись опыта в написании ОВР, ребята начинают чувствовать себя ломоносовыми, клапейронами и менделеевыми в одном флаконе. За спиной вырастают крылья и… понеслось! Дальнейшее изучение химии проходит на едином дыхании, профессиональный рост – в геометрической прогрессии. На этой стадии мои ученики уже могут заткнуть за пояс каждого второго школьного преподавателя химии!
Понимая всю серьезность материала статьи, я отключила мобильную связь с внешним миром – с Карлсоном, Алисой (которая из страны Чудес), Сири, Фрекен Бок (тем более, что она работает химичкой в школе, где учится Малыш) и всеми остальными озорниками и хулиганами. Оставила только астральную связь для служебного пользования. Возможно, музы на чаек залетят или еще кто-нибудь забредет. А мы с вами займемся самым интересным делом – будем раскладывать по полочкам все накопленные мною знания по теории и практике окислительно-восстановительных реакций. Долго будем этим заниматься. Пока не надоест. Итак, поехали!
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.
ОВР протекают с участием двух участников – окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:
1) Окисление – процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется – окислитель восстанавливается).
2) Восстановление – процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается – восстановитель окисляется).
Кто же вы, господа окислители и восстановители? Как вас узнать среди огромного количества химических веществ? Сегодня разберем самые общие характеристики участников ОВР (окислителей и восстановителей) на отдельных примерах. После изучения технологии написания ОВР (в следующей статье), поработаем с целыми семействами окислителей и восстановителей, с неорганическими и органическими веществами, проводя реакции в разных средах. А пока – читаем внимательно!
Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).
Окислительная активность – способность атома отбирать электроны у других атомов.
Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу.
Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он – более сильный окислитель
Окислительную активность определяют два фактора:
1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель – фтор, на втором месте – кислород.
2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.
Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы). Почему? Да, потому что у такого атома на внешнем уровне вообще нет валентных электронов. Ни одного. Все валентные электроны он где-то потерял (отдал кому-то) и остался гол, как сокол (в чем мать родила). Больше отдавать нечего, поэтому можно только присоединять.
У вас часто возникает вопрос – почему при дефиците электронов формируется положительная степень окисления или положительный заряд иона (т.е. почему у окислителя валентные электроны в дефиците или отсутствуют, а его заряд +n)? Да, потому что электроны заряжены отрицательно, а протоны (в ядре) – положительно. В электронейтральном атоме протоны и электроны уравновешены (сколько протонов, столько электронов). Если электроны убрать, то проявятся положительные заряды протонов, которые никуда не деваются в химических реакциях (их можно сдвинуть с насиженного места только ядерными реакциями). Теперь понятно? Если все еще “ежик в тумане”, читайте эту и следующие статьи. Я буду рассматривать все тяжело понимаемые моменты с разных сторон. В конце концов, все станет на свои места и туман рассеется.
Давайте, придумаем образ окислителя. Кто вы, мистер-окислитель? Это – захватчик, завоеватель, грабитель, который скачет на коне и, угрожая, копьем и ружьем, отбирает электроны у восстановителей (часто, отбирает все, что есть). Окислитель не только безжалостный разбойник, но еще и жадина – очень проблематично вернуть назад электроны, которые забрал окислитель. Как только окислитель ограбит восстановителя (заберет у него электроны) он тут же падает вниз по градационной шкале степеней окисления (“падает в глазах окружающих”).
Пример сильного окислителя – перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.
Ребята, не слушайте училок-химичек, которые заставляют запоминать продукты ВСЕХ окислительно-восстановительных реакций. Если вы забыли образующиеся вещества и просите помочь, они орут, обзывая вас неучами и и бездельниками. При этом, сами срочно хватают спасательный учебник по химии и пафосно зачитывают вам и всему классу продукты конкретной реакции. Вы задайте этим глупым училкам вопрос – помнят ли они дни рождения всех своих родственников? Что касается меня, то после 16-ти часов работы (такое тоже бывает), я часто забываю номер своего телефона. Но… ЛЮБУЮ ОВР напишу за пару минут (как говорят, темной ночью под кроватью)! Потому, что знаю особые секреты окислительно-восстановительных реакций, которые, между прочим, собираюсь раскрыть моим ученикам и всем моим читателям.
Постепенно, статья за статьей, мы будем изучать технологию написания окислительно-восстановительных реакций, знакомиться с целыми семействами окислителей и восстановителей, их особенностями, характером поведения в разных средах, предполагаемыми продукты. Лукавить не буду, кое-что нам, все-таки, придется запомнить. Совсем немного. Чуть-чуть. Примерно 15 точек, включающих продукты ОВР и основные рекомендации. И вы напишите ЛЮБУЮ окислительно-восстановительную реакцию! В ЛЮБОЙ среде!
Первое задание: запомните три продукта восстановления перманганат-иона (выделено красным цветом) в зависимости от среды протекания окислительно-восстановительной реакции (кислая, нейтральная или щелочная).
Восстановитель – атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).
Восстановительная активность – способность атома отдавать электроны другим атомам.
Восстановительную активность определяют два фактора:
1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).
2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность.
Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна “восемь минус номер группы”. Для металлов – ноль. Как только восстановитель отдаст электроны окислителю, он поднимется вверх по градационной шкале степеней окисления (“растет в глазах окружающих”).
Посмотрите, как ведет себя сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления).
Настало время придумать образ восстановителя. Кто вы, мистер-восстановитель? У меня восстановитель ассоциируется с добрым дедушкой-альтруистом, который одаривает электронами каждого желающего окислителя.
Как же вас различить, господа окислители и восстановители в группе веществ, предложенных для реакций?!
Окислитель можно отыскать по высокой (иногда, максимально высокой) степени окисления, кроме того, мы изучим многие семейные портреты окислителей. Продукты окислителей мы ЗАПОМНИМ (их около 10, не более), кроме того, проведем анализ процесса восстановления окислителя по градационной шкале степеней окисления.
Восстановитель отыщем по низкой (иногда, максимально низкой) степени окисления. Продукт восстановителя будем устанавливать путем анализа с использованием градационных шкал степеней окисления. Хотя… сделаю вам подарок. Читайте мнемоническое стихотворение. Пригодится.
Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7 (903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!
Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова
Источник
Метод полуреакций или метод электронно-ионного баланса(ЭИБ) позволяет предсказать продукты, образующиеся в ходе окислительно-восстановительной реакции. Тип продукта зависит от среды: кислой, нейтральной или шелочной, поэтому важно понимать в какой среде протекает реакция. При подборе коэффициентов методом ЭИБ отпадает необходимость нахождения степеней окисления элементов, легко определяются стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении.
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
При уравнивании ОВР таким способом рекомендуем запомнить поведение типичных окислителей и восстановителей в разных средах. ОВР с перманганат- и дихромат-ионами встречаются часто, поэтому данные об их поведении приведены на следующих схемах:
АЛГОРИТМ ПОДБОРА КОЭФФИЦИЕНТОВ ОВР МЕТОДОМ ПОЛУРЕАКЦИЙ:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
$KMnO_4 + H_2SO_4 + Na_SO_3 rightarrow$
2. Определяют среду, в которой протекает реакция ($H^+$ – кислая; $OH^-$ – щелочная; $H_2O$ – нейтральная). Определяют роль каждого из них: $KMnO_4$ – окислитель, $H_2SO_4$ – среда, $Na_2SO_3$ – восстановитель.
При этом важно помнить,что соединения с элементом в высшей степени окисления проявляют окислительные свойства, а в низшей степени окисления – восстановительные. Роль среды выполняет, как правило, третий компонент реакционной системы, и, как правило это кислота, щелочь или вода.
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции.
а) в двух строчках ниже записывают ионно-молекулярную полуреакцию для окислителя и восстановителя. При записи полуреакций сильные электролиты указываются в виде ионов; слабые электролиты – в виде молекул.
$MnO_4^- hspace{1cm} rightarrow$
$SO_3^{2-} hspace{1cm} rightarrow$
б) Определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано: в рассмотренном примере можно ориентироваться на поведение перманганат-иона в кислой среде (схема выше): он восстанавливается до катиона марганца(II) ($Mn{+2}$). Поскольку сульфит проявляет восстановительные свойства, он будет окисляться до сульфат-иона ($SO_4^{2-}$), в котором сера проявляет высшую степень окисления.
$MnO_4^- +H^+hspace{1cm} rightarrow Mn^{2+}$
$SO_3^{2-} hspace{1cm} rightarrow SO_4^{2-}$
в) Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы $OH^-$ ( в зависимости от типа среды).
Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то избыток атомов кислорода
в кислой среде связывается ионами $H^+$ в молекулы воды;
в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН-
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 как продукта реакции
в щелочных растворах – за счёт ионов $OH^-$
$MnO_4^- +H^+hspace{1cm} rightarrow Mn^{2+} + H_2O$
$SO_3^{2-} + H_2Ohspace{1cm} rightarrow SO_4^{2-}$
Количество атомов каждого элемента должно быть одинаково и в левой и в правой части полуреакции, для чего используют коэффициенты:
$MnO_4^- +8H^+hspace{1cm} rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
$SO_3^{2-} + H_2Ohspace{1cm} rightarrow SO_4^{2-} + 2H^+$
г) в левой части каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный(!) заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций (через наименьшее общее кратное):
$MnO_4^- +8H^+ 5bar{e} rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O hspace{2cm} | 5hspace{0.5cm} 2$
$SO_3^{2-} + H_2O – 2bar{e} rightarrow SO_4^{2-} + 2H^+hspace{2cm} | 2hspace{0.5cm} 5$
4. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения:
$2MnO_4^- +16H^+ 10bar{e} + 5SO_3^{2-} + 5H_2O – 10bar{e} rightarrow 2Mn^{2+} + 8H_2O+ 5SO_4^{2-} + 10H^+5$
Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР:
$2MnO_4^- + underline{16H^+} + 10bar{e} + 5SO_3^{2-} + underline{5H_2O} – 10bar{e} rightarrow 2Mn^{2+} + underline{8H_2O} + 5SO_4^{2-} + underline{10H^+}$
$2MnO_4^- + 6H^+ + 5SO_3^{2-} rightarrow 2Mn^{2+} + 3H_2O + 5SO_4^{2-} $
5. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов :
$2KMnO_4 + 3H2SO_4 + 5Na_2SO_3 rightarrow 2MnSO_4 + 3H_2O + 5Na_2SO_4 +….$
Анионы среды (три сульфат-иона) образовали с катионом марганца сульфат марганца, но на это “ушло” только два сульфат-иона. Еще один сульфат-ион среды остался “неизрасхадованным”, так же как два катиона калия из исходного перманганата калия. Следовательно, еще одним продуктом будет сульфат калия.
$2KMnO_4 + 3H2SO_4 + 5Na_2SO_3 rightarrow 2MnSO_4 + 3H_2O + 5Na_2SO_4 +K_2SO_4$
6. Проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода):
$O: 2cdot4 + 3cdot4 + 5cdot3 = 2cdot4 + 3cdot1 + 5cdot4 + 1cdot4 $
$O: 8 + 12 + 15 = 8+ 3 + 20+ 4 $
$O: 35 = 35$
Пример 1
Составьте уравнение реакции
$KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O rightarrow $
1) Запишем схему реакции:
$KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O rightarrow $
2) Определим роль каждого реагента: $KMnO_4$ – окислитель, $H_2O$ – среда, $Na_2SO_3$ – восстановитель.
3) Составим ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции, учитывая превращение перманганат-иона в нейтральной среде в диоксид марганца (схемы выше).
$MnO_4^- + H_2O rightarrow MnO_2 + OH^-$
$SO_3^{2-} + H_2O rightarrow SO_4^{2-} + H^+$
Расставим коэффициенты в каждой полуреакции и определим количество участвующих в ней электронов:
$MnO_4^- + 2H_2O + 3bar{e}rightarrow MnO_2 + 4OH^-hspace{1.5cm} | 3hspace{0.5cm} 2$
$SO_3^{2-} + H_2O – 2bar{e} rightarrow SO_4^{2-} + 2H^+hspace{2cm} | 2hspace{0.5cm} 3$
4) Суммируем полученные электронно-ионные уравнения:
$2MnO_4^- + underline{4H_2O} + 6bar{e} + 3SO_3^{2-} + underline{3H_2O} – 6bar{e} rightarrow 2MnO_2downarrow + underline{8OH^-} + 3SO_4^{2-} + underline{6H^+}$
Сокращаем подобные члены и получаем ионно-молекулярное уравнение ОВР:
$2MnO_4^- + underline{7H_2O} + 3SO_3^{2-} rightarrow 2MnO_2downarrow + 2OH^- + 3SO_4^{2-} + underline{6H_2O}$
$2MnO_4^- + H_2O + 3SO_3^{2-} rightarrow 2MnO_2downarrow + 2OH^- + 3SO_4^{2-}$
5) По полученному ионно-молекулярному уравнению составляем молекулярное уравнение:
$2KMnO_4 + H_2O + 3Na_2SO_3 rightarrow 2MnO_2downarrow + 2KOH + 3Na_2SO_4$
6) Проверка по кислороду:
$O: 2cdot4 + 1cdot1 + 3cdot3 = 2cdot2 + 2cdot1 + 3cdot4$
$O: 8 + 1 + 9 = 4 + 2 + 12 $
$O: 18 = 18$
Коэффициенты расставлены верно.
Пример 2
Составьте уравнение реакции
$KMnO_4 + Na_2SO_3 + NaOH rightarrow $
1) Запишем схему реакции:
$KMnO_4 + Na_2SO_3 + NaOH rightarrow $
2) Определим роль каждого реагента: $KMnO_4$ – окислитель, $NaOH$ – среда, $Na_2SO_3$ – восстановитель.
3) Составим ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции, учитывая превращение перманганат-иона в щелочной среде в манганат-ион (схема выше).
$MnO_4^- + 1bar{e}rightarrow MnO_4^{2-}$
$SO_3^{2-} + 2OH^- rightarrow SO_4^{2-} + H_2O$
Расставим коэффициенты в каждой полуреакции и определим количество участвующих в ней электронов:
$MnO_4^- + 1bar{e}rightarrow MnO_4^{2-}hspace{4cm} | 1hspace{0.5cm} 2$
$SO_3^{2-} + 2OH^- – 2bar{e}rightarrow O_4^{2-} + H_2Ohspace{2cm} | 2hspace{0.5cm} 1$
4) Суммируем полученные электронно-ионные уравнения:
$2MnO_4^- + 2bar{e} + SO_3^{2-} + 2OH^- – 2bar{e} rightarrow 2MnO_4^{2-} + SO_4^{2-} + H_2O$
Сокращаем подобные члены и получаем ионно-молекулярное уравнение ОВР:
$2MnO_4^- +SO_3^{2-} + 2OH^- rightarrow 2MnO_4^{2-} + SO_4^{2-} + H_2O$
5) По полученному ионно-молекулярному уравнению составляем молекулярное уравнение:
$2KMnO_4 + Na_2SO_3 + 2NaOH rightarrow 2Na_2MnO_4 + K_2SO_4 + H_2O$
6) Проверка по кислороду:
$O: 2cdot4 + 1cdot3 + 2cdot1 = 2cdot4 + 1cdot4 + 1cdot1$
$O: 8 + 3 + 2 = 8 + 4 + 1 $
$O: 13 = 13$
Коэффициенты расставлены верно.
Источник
Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.
Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.
Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)
Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.
Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.
- Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
- Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
- Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
- Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.
Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:
Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:
Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.
Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:
Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.
Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:
Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.
Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:
Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.
Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:
Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.
Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.
Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.
Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.
Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I20. Йодид натрия является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:
Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.
Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.
Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:
Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.
Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.
Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S0. Сульфид калия является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:
Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:
Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.
Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):
Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.
Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:
Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:
Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.
Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:
Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:
Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.
Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.
Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.
Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:
Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:
При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO3. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.
В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:
Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.
Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.
Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl20, хлористый водород является восстановителем.
Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:
При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl2. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:
При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:
Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.
В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.
Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.
Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:
Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:
Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО2:
В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.
Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.
Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:
Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.
Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn2+, в нейтральной или слабощелочной — до MnO2, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO42–. Данные переходы описываются следующими уравнениями
Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:
Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:
Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:
В кислой среде образуются ионы Cr3+:
В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3–:
В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.
Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.
Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.
Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:
Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.
Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:
Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:
Тренировочные задания
Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:
1. Al + H2O + KNO3 + KOH → K[Al(OH)4] + NH3↑.
2. KNO3 + Al → KAlO2 + Al2O3 + N2.
3. Na2O2 + H2SO4 + KMnO4 → O2↑ + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.
4. NaCl + H2SO4 + MnO2 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.
5. NaCl + H2SO4 + KMnO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.
6. KNO2 + H2SO4 + MnO2 → MnSO4 + KNO + H2O.
7. KI + H2SO4 + KMnO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
8. KI + K2Cr2O7 + H2SO4 → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
9. C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
10. PbO2 + HNO3 + KI → Pb(NO3)2 + I2 + KNO3 + H2O.
11. PbO2 + HNO3 + Mn(NO3)2 → Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O.
12. NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
13. KNO2