В какой реакции оксид проявляет свойства восстановителя
Взаимодействие оксидов с водой
| Правило | Комментарий |
|---|---|
| Основный оксид + H2O → Щелочь | Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2: CaO + H2O → Ca(OH)2 MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим* |
| Амфотерный оксид | Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют |
| Кислотный оксид + H2O → Кислота | Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок): SiO2 + H2O → реакция не идет |
* Источник: [2] “Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки”, стр. 143.
Взаимодействие оксидов друг с другом
1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:
Na2O + CaO → реакция не идет
CO2 + SO3 → реакция не идет
2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):
Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + CO2 → CaCO3
Na2O + ZnO → Na2ZnO2
Взаимодействие оксидов с кислотами
1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H2SiO3 → реакция не идет.
2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO3 + H2S → SO2 + H2O
SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O
С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
Взаимодействие оксидов с основаниями
1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:
а) Реакциях с растворами щелочей:
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
б) Сплавление с твердыми щелочами:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
(кислота: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
(кислота: H2BeO2)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO2)
Взаимодействие оксидов с солями
1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O
SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2
ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2
Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2 (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)
2. Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2
В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.
Это один из способов получения кислых солей.
Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):
1. Реакции с CO, C и H2:
CuO + C → Cu + CO
CuO + CO → Cu + CO2
CuO + H2 → Cu + H2O
ZnO + C → Zn + CO
ZnO + CO → Zn + CO2
ZnO + H2 → Zn + H2O
PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO2
PbO + H2 → Pb + H2O
FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO2
FeO + H2 → Fe + H2O
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CО → 2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
WO3 + 3H2 → W + 3H2O
2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:
CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO
3. Восстановление более активным металлом:
3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.
4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:
2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N2O + C → 2N2 + CO2
SiO2 + 2C → Si + 2CO
Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
SiO2 + H2 → реакция не идет.
В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
Особенности свойств оксидов CO2 и SO2
1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:
CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет
2. Реагируют с углеродом:
CO2 + C → 2CO
SO2 + C → S + CO2
3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
4. Сильные окислители окисляют SO2:
SO2 + Cl2 <=> SO2Cl2
SO2 + Br2 <=> SO2Br2
SO2 + NO2 → SO3 + NO
SO2 + H2O2 → H2SO4
5SO2 + 2KMnO4 +2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH → 2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:
CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)
Особенности свойств оксидов азота (N2O5, NO2, NO, N2O)
1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.
2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO
2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3
N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu2O
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
2N2O + C → 2N2 + CO2
N2O + Mg → N2 + MgO
2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O → 14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO4 + H2SO4 → HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).
Химические свойства CO как сильного восстановителя
1. Реагирует с некоторыми неметаллами:
2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
CO + Cl2 <=> COCl2 (фосген)
2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:
CO + KOH → HCOOK
CO + Na2O2 → Na2CO3
CO + Mg → MgO + C (t)
3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:
CO + CuO → Cu + CO2
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2
2CO + SO2 → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
5CO + I2O5 → I2 + 5CO2
4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2
3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.
Химические свойства SiO2
1. Взаимодействует с активными металлами:
SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si
2. Взаимодействует с углеродом:
SiO2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию “Курс самоподготовки” Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)
3 С водородом SiO2 не взаимодействует.
4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
SiO2 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).
5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.
Свойства оксида P2O5 как сильного водоотнимающего средства
HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3
2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.
Термическое разложение некоторых оксидов
В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu2O + O2 (t)
2HgO → 2Hg + O2 (t)
Кислотные:
2SO3 → 2SO2 + O2 (t)
2N2O → 2N2 + O2 (t)
2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)
Амфотерные:
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).
Особенности оксидов NO2, ClO2 и Fe3O4
1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:
2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O
4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O
2NO2 + Na2CO3 → NaNO3 + NaNO2 + CO2
В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:
4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 (растворение в избытке кислорода)
2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.
Источник
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 13 декабря 2017;
проверки требуют 32 правки.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .
Историческая справка[править | править код]
Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввел Иоганн Бехер), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например
В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — H+, а железо выступает в роли восстановителя.
В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
Описание[править | править код]
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]
Окисление[править | править код]
Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.
При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Восстановление[править | править код]
Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Окислительно-восстановительная пара[править | править код]
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.
В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.
Виды окислительно-восстановительных реакций[править | править код]
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных
веществ, например:
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Примеры[править | править код]
Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
Разделяется на две полу-реакции:
1) Окисление:
2) Восстановление:
Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны, являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.
Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два метода уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений[3].
Примечания[править | править код]
- ↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
- ↑ Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
- ↑ ОВР методом полуреакций (недоступная ссылка). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013). Дата обращения 19 января 2015. Архивировано 19 января 2015 года.
Литература[править | править код]
- Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
- Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
- Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
- Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
- Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.
См. также[править | править код]
- Кислотно-основные реакции
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 + KMnO4 + H2SO4 → KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
14. KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
15. KNO2 + KI + H2SO4 → NO + I2 + K2SO4 + H2O.
16. KNO2 + FeSO4 + H2SO4 → NO + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
17. Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO.
18. Sb + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + H2O.
19. H2O2 +