Правила составления окислительно восстановительных уравнений

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

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

Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2­
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2.1) Металлы ( стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe&nbsp → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

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

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

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

5) Важная реакция получения фосфора:

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

6) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)
S + 2H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
P + 5HNO3(конц.)&nbsp → H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

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

Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

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

Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2­ + 6H2O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

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

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

NaNO2 + NH4Cl → N2­­ + NaCl + 2H2O
Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 → 2N2­­ + CaSO4 + 4H2O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe +2 и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO­­ + I2 + 2K2SO4 + 2H2O
HNO2 + 2HI → 2NO­­ + I2 + 2H2O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов):

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

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

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

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

7) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]
KNO3 + 4Mg + 6H2O → NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O2 типичными окислителями:
KMnO4, K2Cr2O7, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO3) и некоторыми другими.

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 → K2SO4 + 2NO + 3O2­ + 4H2O

2) Перекись водорода восстанавливается до H2O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K2SO3 (SO2, сульфиты), KNO2 (нитриты), PbS (H2S, сульфиды), соединения Cr +3 в щелочной среде, соединения Fe +2 , NH3 и некоторыми другими.

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

Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

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

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

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

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

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

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

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

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

Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br2, I2, растворами солей K2Cr2O7, KMnO4 и др.:

3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
5Na2S + 2KMnO4 + 16HCl → 5S + 2MnCl2 + 10NaCl + 2KCl + 8H2O

H2S + Br2 → S + 2HBr
H2S + H2O2 → S + 2H2O (образование H2SO4 возможно, зависит от условий задания)

2) С H2SO4(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)

K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S –2 -6e → S +4 .
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.

3) Окисление H2S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl2 в воде, H2O2, HNO3(конц.) при нагревании:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2S + 8HNO3(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH
3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH.

Медь

1) Соединения Cu +2 окисляют соединения S +4 и I – (восстанавливаясь до Cu +1 ):

2CuCl2 + SO2 + 2H2O → 2CuCl + 2HCl + H2SO4
2Cu(NO3)2 + 4KI → 2CuI + I2 + 4KNO3

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + 3H2O

2) Йодиды меди реагируют с H2SO4(к) с образованием SO2, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H2S:

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

3) Медь по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl2 → CuCl2
Cu + Br2 → CuBr2
2Cu + I2 → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu2O (t)
CuCl2 + Cu → 2CuCl (t).

Железо

1) Соединения Fe +3 окисляют соединения S –2 , S +4 , I – и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe +2 ):

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
2FeCl3 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

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

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

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

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

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

4) Железо по-разному реагирует с галогенами:

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

5) Соединения Fe +2 , Fe +3 также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na2FeO4) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO4 + 2NaClO3 + 12NaOH → 3Na2FeO4 + 2NaCl + 3Na2SO4 + 6H2O.

Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn +2 :
K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO4 2– (зеленого цвета):
MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO2:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O → 2MnO2 + 3S + 8KOH
K2MnO4 + Na2S + 2H2O → S + MnO2 + 2NaOH + 2KOH

Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

2) Окисление соединений Cr +2 в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :

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

3) Окисление соединений Cr +3 очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO3, Cl2, KClO3, H2O2 и др. в щел. среде):

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

4) Соединения Cr +6 в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na2CrO4.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Среда раствора

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

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

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

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

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

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

• простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
• сложные вещества, в составе которых есть ионыметаллов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (H N +5 O₃, H Cl +7 O₄), соли (K N +5 O₃, K Mn +7 O₄), оксиды ( S +6 O₃, Cr +6 O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

• простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
• сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H₂S, HBr), соли бескислородных кислот (K₂S, NaI);
• некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O₃) 2– , (НР +3 O₃) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
• водород (Н₂) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na₂S) и сероводород (H₂S);
• сульфит натрия (Na₂SO₃);
• хлорид олова (SnCl₂).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .

2 Al 0 + Fe +3 ₂O₃ → Al +3 ₂O₃ + 2 Fe 0 ,

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

2 Na N +5 O -2 ₃ → 2 Na N +3 O₂ + O 0 ₂↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

2H₂ S -2 + S +4 O₂ = 3 S + 2H₂O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса .

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K + ₂ S -2 + 2K + Mn +7 O -2 ₄ = 2K + ₂ Mn +6 O -2 ₄ + S 0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6 );
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3 );
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO₃ с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N +5 .

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO₂ — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO₄ с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

• неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5 ;
• неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K₂CrO₄) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K₂Cr₂O₇) — соли, устойчивые в кислой среде .

Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆] .

Соединения хрома VI окисляют:

• неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5 ;
• неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О -2 ). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O₂ .

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .

Например , разложение нитрата цинка:

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .

Например , разложение нитрата серебра:

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Это пример реакции контрдиспропорционирования .

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150 о С под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO₃ при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO₂ (N +4 ); оксид азота (II) NO (N +2 ); оксид азота (I) N₂O («веселящий газ»); молекулярный азот N₂; нитрат аммония NH₄NO₃ . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

• при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH₄NO₃;

Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

• концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

• азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

• при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами иметаллами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV)NO₂ ;

Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:

• при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота(I) N₂O ;

Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N₂O, либо молекулярный азот N₂ — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N₂.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H₂. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O₂, молекулярная сера S либо сероводород H₂S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :

Пероксид водорода

Пероксид водорода H₂O₂ содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например :

Составление уравнений реакций окисления-восстановления

Для протекания окислительно-восстановительных реакций (ОВР) необходимо одновременное присутствие веществ, взаимно противоположных по своей способности отдавать или присоединять электроны. Кроме этого, протекание некоторых реакций окисления-восстановления возможно лишь при определенных условиях (реакция среды, температура, катализатор, концентрация веществ и др).

Чтобы определить вероятность протекания ОВР обычно пользуются значениями ионизационных потенциалов, сродства к электрону и электроотрицательностей. При количественном определении направления окислительно-восстановительных реакций удобно пользоваться стандартными значениями энергии Гиббса образования исходных или конечных веществ, а также изменением энергии Гиббса или Гельмгольца реакции.
Мерой интенсивности реакций окисления-восстановления являются стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

Алгоритм cоставления уравнений реакций окисления-восстановления

При составлении уравнений реакций окисления-восстановления необходимо придерживаться определенной последовательности:

• Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель
• Записать продукты реакции
• Подобрать коэффициенты

1. Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель

Для этого прежде всего необходимо расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.

Расставим степени окисления:

K + Br — + K + Mn +7 O₄ -2

В кислой среде Br — окисляется до Br₂, т.е. отдает 2 электрона и является восстановителем, а Mn +7 восстанавливается до Mn +2 и является окислителем.

2. Записать продукты реакции

Правильно определить продукты реакции помогут ваши знания о строении атомов элементов, их свойствах и свойствах их соединений.

Важно помнить, что в реакциях межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления, свободный кислород, как правило, не выделяется.

Выделение кислорода

Выделение кислорода происходит при взаимодействии пероксидов с сильными окислителями, а также в некоторых реакциях с участием озона и фтора. Например,

В других случаях атомы кислорода, входящие в состав молекул окислителя (или восстановителя) связываются в молекулы воды при участии ионов водорода H + , например

Характер среды

Кислая среда

При написании продуктов реакции необходимо учитывать характер среды. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов – хлориды, бромиды, сульфаты, нитраты.

Для создания кислой среды, как правило используют разбавленную серную кислоту. Соляная и азотная кислоты для подкисления используются реже, т.к. азотная кислота сама является окислителем, а соляная кислота в присутствии сильных окислителей обладает восстановительными свойствами.

Щелочная среда

Щелочную среду создают, как правило, растворами KOH или NaOH. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.

Чтобы не ошибиться при написании продуктов реакций, вначале следует написать продукты окисления и восстановления, а потом только другие вещества, степень окисления которых не изменяется в процессе реакции.

Итак, образуемые в результате реакции продукты, определяются условиями проведения реакции и природой окислителя и восстановителя. Ниже представлены схемы окислительно-восстановительных реакций соединений марганца и хрома в различных средах, а также азотной и серной кислот.

Азотная кислота

В результате реакции азотной кислоты с металлами, в зависимости от ее концентрации и активности металла, образуются нитраты, вода и различные продукты восстановления кислоты, указанные в таблице ниже. См. также химические свойства азотной кислоты

Серная кислота

Разбавленная серная кислота не является окислителем и реагирует с металлами, как обычная кислота. Если металл стоит в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода, то при его взаимодействии с кислотой происходит выделение водорода. Если металл находится после водорода в этом ряду, то взаимодействия не происходит.
Концентрированная серная кислота активными металлами (до Zn) восстанавливается до S и H₂S, а менее активными (расположенные после водорода и в непосредственной близости от него в ряду напряжения металлов) до SO₂. См. также химические свойства серной кислоты

Благородные металлы — золото Au и платина Pt не окисляются даже концентрированной серной кислотой.

А такие достаточно активные металлы, как Al, Fe, Cr при обычных условиях пассивируются и не взаимодействуют с концентрированной H₂SO₄, однако при нагревании реакции становятся возможными.

3. Подобрать коэффициенты

Коэффициенты в ОВР подбирают, учитывая число отданных и принятых электронов. Следует помнить, что общее число электронов, отданных восстановителем, должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем.

Существует несколько методов подбора коэффициентов, из которых чаще всего используют Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). В соответствующих разделах, а также в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции приведены примеры составления окислительно-восстановительных реакций.