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 O3(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.
H2SO4 (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 O4(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 окислительно-восстановительных реакций
» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).
Метод электронного баланса является более простым и учитывает изменение степени окисления элементов в реакциях. Ионно-электронный метод учитывает характер химической связи в молекуле и наличие тех ионов, которые в действительности существуют в растворе, например, MnO4 – , SO4 2- , Cr2O7 2- . При реакциях окисления-восстановления электроны не берутся откуда-то со стороны, а только переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций для того, чтобы правильно написать продукты реакции, необходимо знать свойства реагирующих веществ.
8.3.1.Метод электронного баланса.
Подбор коэффициентов в реакции методом электронного баланса осуществляется по следующей схеме:
1) Составить схему реакции
Разбавленная азотная кислота с а) неактивными металлами (Cu), б) неметаллами (P, As, S) и в) производными этих неметаллов (AsH3, PH3, As2S3) образует оксид азота (II), понижая свою степень окисления:
Атом элемента в своей высшей положительной степени окисления является окислителем, следовательно, окислитель
Атом фосфора проявляет восстановительные свойства в данной реакции, отдавая электроны с последнего энергетического уровня и повышая свою степень окисления до +5.
Следовательно, молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид:
2) Определить величину и знак степени окисления элементов до реакции и после реакции.
3) Составить электронный баланс
4) Подставить найденные коэффициенты в уравнение реакции.
5) Подсчитать количество атомов водорода в правой и левой части равенства и уравнять их за счет добавления молекул воды в ту часть равенства, где их недостаточно.
6) Подсчитать количество атомов кислорода.
При правильно написанном и решенном уравнении количество атомов кислорода в правой и левой части равенства совпадает.
Пример 1. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, подобрав коэффициенты к нему: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Определяем степень окисления элементов до реакции и после реакции.
Составляем уравнения электронного баланса
Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции. Подсчитываем количество групп в правой части уравнения (15+2+1=18), добавляем в левую часть равенства недостающие -группы в виде коэффициента при H2SO4. уравниваем число атомов водорода в правой и левой части равенства.
Правильность написанного уравнения проверяем по числу атомов кислорода в правой и левой части равенства.
8.3.2. Ионно-электронный метод.
При составлении электронно-ионных уравнений следует исходить не из изменения степени окисления элементов в реагирующих веществах, а нужно учитывать действительно существующие ионы в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Например, если реакция происходит с участием перманганата калия, то в реакции окислителем будут ионы MnO4 – , а не ионы Mn 7+ , так как перманганат калия в водном растворе диссоциирует KMnO4↔K + +MnO4 – . При этом вещества неионного характера и недиссоциирующие изображаются в электронных уравнениях в виде молекул: NH3, CO, NO2, SiO2, P.
В окислительно-восстановительных реакциях могут получаться различные продукты реакции в зависимости от характера среды – кислой, щелочной, нейтральной. Для таких реакций в молекулярной схеме необходимо указывать окислитель, восстановитель и вещество, характеризующее реакцию среды (кислоту, щелочь, воду). В этом случае в ионном уравнении необходимо руководствоваться правилами стяжения, указывать ионы, характеризующие реакцию среды: H + , OH – , H2O. Правила стяжения сводятся к следующему:
1. В кислой среде избыток ионов O +2 образует с ионами H + молекулы воды:
2. В нейтральной или щелочной среде избыток ионов O 2- образует с молекулами воды гидроксид – ионы:
3. В щелочной среде недостаток ионов O 2– компенсируется двумя ионами OH – , одновременно образуется одна молекула воды:
Реакция среды | Избыток ионов О 2– | Недостаток ионов О 2– |
окислитель | восстановитель | |
Кислая | Н + Н2О | Н2O 2Н + |
изб. O 2– + 2H + = Н2О | Н2О 2Н + + O 2– | |
Нейтральная | H2O OH – | Н2O 2Н + |
изб. О 2– + Н2О 2OН – | Н2О 2Н + + О 2– | |
Щелочная | Н2O ОН – | 2OН – Н2О |
изб. О 2– + Н2O 2OН – | 2OН – Н2О + О 2– |
Разберем на конкретных примерах.
Пример 1. Составить уравнение реакции, которая протекает при пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO4
При протекании реакции малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы из сероводорода:
В этой схеме число атомов одинаково в левой и правой частях. Для уравнивания зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Эта первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H2S.
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnО – 4 (он имеет малиновую окраску) в ион Mn 2+ (почти бесцветный и лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что можно выразить схемой
Опыт показывает, что в кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO – 4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные – два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO – 4 + 8H + +5e – = Mn 2+ +4H2О
Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя – иона MnO – 4.
Для составления общего (суммарного) уравнения реакции надо уравнение полуреакций почленно суммировать, предварительно уравнять число отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются равенства полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
Сократив на 10 Н + , окончательно получим
Проверяем правильность составленного ионного уравнения. В примере число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов в левой части (2-) + (6+) == 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно.
Методом полуреакций составляется ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
Пример 2. Реакция среды кислая
1. Составить схему реакции
Из опытных данных знаем, что окислителем является КМnO4. Ион MnO4 – восстанавливается в кислой среде до Мn 2+ (фиолетово-малиновая окраска иона MnO4 – становится бесцветной, переходя в Мn 2+ – ион), следовательно, ион SO3 2 – будет являться восстановителем, переходя в ион SO4 2- .
2. Составить электронно-ионные уравнения
а) для окислителя
Из ионной схемы видно, что, ион MnO4 – – превращается в ион Мn 2+ , при этом освобождаются ионы О 2- , которые по правилу стяжения в кислой среде связываются ионами Н + , образуя молекулы Н2O.
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион SO3 2- превращается в ион SO4 2- . Для этого превращения необходимо добавить ион О 2- , который берется из молекулы H2O (реакция протекает в водной среде), при этом освобождаются два иона Н+.
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства, добавляя или уменьшая необходимое число электронов. Алгебраическая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинакова.
MnO4 – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O
4. Найти основные коэффициенты, т. е. коэффициенты при окислителе и восстановителе:
5. Написать суммарное электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
6. Сократить в левой и правой части уравнения 10 Н + и 5Н2O. Получается ионное уравнение:
7. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции:
8. Число ионов и атомов каждого элемента в правой и левой части равенства, должно быть равно.
Пример 3. Реакция среды щелочная.
1. Составить схему реакции
Окислителем в данной реакции является молекула брома, следовательно, восстановителем будет являться метахромит калия, а именно ион СrO2 – .
2. Составить электронно-ионное уравнение
а) для окислителя
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион CrO2 – превращается в ион СгО4 2– . Каждый недостающий ион О 2– берется по правилу стяжения из двух гидроксильных ионов (среда щелочная ОН – ), при этом одновременно образуется одна молекула воды.
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства. Найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
4. Написать суммарное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.
6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левой части уравнения должно быть равно.
Пример 4. Реакция среды нейтральная.
1. Составить схему реакции
Окислителем является КМnO4, так как ион элемента в своей высшей степени окисления не способен более отдавать электроны (Мn +7 ). Восстановителем является сульфит калия K2SO3.
2. Составить электронно-ионное уравнение
а) для окислителя
В нейтральной среде избыток ионов кислорода стягивается с молекулами воды, образуя гидроксид-ионы.
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион SО3 2- превращается в ион SO4 2- , для этого необходимо добавить один ион О 2- , который берется из молекулы Н2O (реакция протекает в водной среде). При этом освобождаются два иона Н + .
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства. Найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
4.Написать электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
Сокращаем левую и правую часть равенства на 6Н20. Получаем окончательное ионное уравнение.
5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.
6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левей части уравнения должно быть равно.
Пример 5. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН3, HNO2, HNO3, H2S, Н2SO3, Н2SО4, MnO2 и КМnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение. Степень окисления азота в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S), соответственно, равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Мn), соответственно, равна: + 4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН3, H2S — только восстановители; HNO3, H2SO4, КMnО4 — только окислители; НNО2, Н2SО3, MnO2 — окислители и восстановители.
Пример 6. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: a) H2S и HI; б) H2S и Н2SО3; в) Н2SО3 и НС1O4?
а) Степень окисления в Н2S n(S) = -2; в HI n(I) = -1. Так как и сера и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H2S n(S) = -2 (низшая), в H2SO3 n(S) = +4 (промежуточная).
Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем, Н2SО3 является окислителем;
в) в Н2SO3 n(s) = +4 (промежуточная); в НС1O4 n(Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, Н2SО3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
Пример 7. Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:
Пример 8. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая максимальное восстановление последней.
Решение. Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительная функция принадлежит сере (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как p-элемента VIA-группы равна -2. Цинк как металл IIВ-группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:
Составляем уравнение реакции:
Перед H2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn 2+ .
Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.
Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.
Метод электронного баланса
В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .
В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
Найдем степень окисления элементов:
Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.
3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления
Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления
Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:
- Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
- Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.
Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:
4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления
Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.
Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.
По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.
В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .
Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:
Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты
6H + + 3O -2 = 3H2O
Окончательный вид уравнения следующий:
Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.
При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).
При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:
H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.
Пример 1.
Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции:
2) Записать уравнение в ионном виде
В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO3 2- + MnO4 — + 2H + = Mn 2+ + SO4 2- + H2O
3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + образует воду:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O
Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H +
4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления
5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4 — + 16H + + 5SO3 2- + 5H2O = 2Mn 2+ + 8H2O + 5SO4 2- + 10H +
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4 — + 5SO3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO4 2- + 3H2O
6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
Пример 2.
Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Пример 3.
Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + e — = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.
Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
http://farmf.ru/lekcii/sostavlenie-uravnenij-okislitelno-vosstanovitelnyh-reaktsij/
http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/metod-elektronnogo-balansa-ionno-elektronnyj-metod-metod-polureakcij.html