Окислительно-восстановительные реакции. Классификация окислительно-восстановительных реакций
В данном разделе собраны задачи по теме . Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.
Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH 3 , CO, SO 2 , K 2 MnO 4 , Сl 2 , HNO 2 . Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Решение.
Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только . Из простых веществ только окислителем может быть фтор F 2 , атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность . В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами .
Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.
Наиболее сильный окислитель из них – Cl 2 , но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.
N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Сl 0 2 , HN +3 O 2
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Составим электронные уравнения :
N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель
S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель
Сложим два уравнения
8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение :
8HNO 3 +3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.
Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO 2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO 4 . Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?
Решение.
HN +3 O 2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.
а) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3
N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель
Br 2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель
N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br —
б) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O
N +3 + e = N +2 | 1 окислитель
2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель
N +3 + 2I — = N +2 + I 2
в) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель
Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель
5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2
Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl 2 , HClO 2 , HClO 3 , Cl 2 O 7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7 .
высшей степени окисления , могут быть только окислителями , т.е. могут только принимать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления , могут быть только восстановителями , т.е. могут только отдавать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления , могут быть как восстановителями, так и окислителями , т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.
H +1 Сl -1 , Cl 0 2 , H +1 Cl +3 O 2 -2 , H +1 Cl +5 O 3 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2
Таким образом, в данном ряду
Только окислитель — Cl 2 O 7
Только восстановитель – HСl
Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl 2 , HClO 2 , HClO 3
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Составим электронные уравнения
Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель
Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель
Расставим коэффициенты
4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7
4КСlO 3 → КС1 + 3КСlO 4 .
Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
а) KNO 3 = KNO 2 + O 2 ;
б) Mq+ N 2 = Mq 3 N 2 ;
Решение.
Решение.
Решение.
NO 2 — + H 2 O — 2e — = NO 3 — + 2H + | 5 восстановитель
Сложим две полуреакции , умножив каждую на соответствующий коэффициент:
2MnO 4 — + 16H + + 5NO 2 — + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 — + 10H +
После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение :
2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O
Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O
Zn + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O
Решение.
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель
N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель
4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-
Zn + 2H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель
S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель
Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4
Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F — -2e — = F 2 , E 0 = 2,85 В
б) 2Сl — -2e — = Cl 2 , E 0 = 1,36 В
в) 2Br — -2e — = Br 2 , E 0 = 1,06 В
г) 2I — -2e — = I 2 , E 0 = 0,54 В
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен E 0 =1,33 В
Решение.
Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти
ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст
Если найденная величина ЭДС > 0 , то данная реакция возможна .
Итак, определим, можно ли K 2 Cr 2 O 7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:
F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В
Cl 2 |Cl — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В
Br 2 |Br — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В
I 2 |I — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В
Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:
2Br — -2e — = Br 2 и 2I — -2e — = I
Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O
Если С(MnO 4 —)=10 -5 М, С(Mn 2+)=10 -2 М, С(H +)=0,2 М.
Решение.
Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста :
E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)
В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO 4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:
E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 В
Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:
2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Решение.
Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:
lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059
Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 окислитель
Br — + H 2 O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель
Общее число электронов , принимающих участие в ОВР n = 10
E 1 0 (окислителя) = 1,51 В
E 2 0 (восстановителя) = 1,33 В
Подставим данные в соотношение для К :
lgK = (1,51 — 1,33)10/0,059
K = 3,22*10 30
Категории , 1. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:Cl2+H20 -> HCL+O2
2. При взаимодействии (при н.у) хлора с водородом образовалось 11,2 л хлороводорода. Вычислите массу и число молей веществ,вступивших в реакцию
3. Запишите уравнения соответствующих реакций:
C -> CO2 -> Na2CO3 -> CO2 -> CaCO3
4. Рассчитайте массовую долю раствора поваренной соли (NaCl), если в 200 г раствора содержится 16 г соли.
5. Запишите уравнения соответствующих реакций:
P->P2O5->H3PO4->Ca(PO4)2->Ca(OH)2
6. Какой объем кислорода (н.у) необходим для полного сжигания 5 м3 метана CH4?
7. Запишите уравнения соответствующих реакций:
Fe->Fe2O3->FeCl3->Fe(OH)3->Fe(SO4)3
8. При взаимодействии хлора с водородом при н.у образовалась 8,96 л хлороводорода.Вычислите массы и количества веществ (моль), вступивших в реакцию.
9. Найдите коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в уравнении:
MnO2+HCl->Cl2+MnCl2+H2O
10. Рассчитайте массовые доли (%) элементов,входящих в состав гидроксида алюминия.
11. Вычислите массу и число молей вещества, образовавшегося при взаимодействии Ca с 16 г кислорода.
12. Составить электронную и графическую формулу элемента № 28. Охарактеризовать элемент и его соединения
13. При взаимодействии кальция с 32 г кислорода получилось 100 г оксида кальция. Вычислите выход продукта реакции.
14. Запишите уравнения, описывающие основные типы химических реакций
15. Вычислите объем, который занимают 64 г кислорода при н.у
2.Дайте характеристику реакции:
CO₂+C<>2CO-Q по всем изученным признакам классификации. Рассмотрите условия смещения химического равновесия вправо.
3.В схеме ОВР расставьте коэффициенты методом электронного баланса,укажите окислитель и восстановитель:
Zn+H₂So₄(конц)>ZnSo₄+H₂S+H₂O.
Определите количетсво вещества сульфата калия,Полученного при сливании растворов,содержащих 2 моль серной кислоты и 5 моль гидроксида калия.
1) Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно - востановительными? Укажите окислитель ивосстановитель.
а) Cu + Cl2 = CuCl2
б) CuCl2 + 2KOH = Cu (OH)2 + 2KCl
в) Cu SO4 + Fe = FeSO4 + Cu
г) CuO + H2 = Cu + H2O
д) CuO + 2HCl = CuCl + H2O
2) Укажите окислитель и востановитель и определите, к какому типу относятся окислительно - восстановительные реакции:
а) 2Al + 6HCl = 2AlCl + 3H2
б) 2K ClO3 = 2KCl + O2
в) 2FeO3 + CO = 2Fe3O4 + CO2
г) NH4NO3 = N2O + 2H2O
д) 3S + 6 KOH = 2K2S + KSO3 + 3H2O
1)Дайте краткую характеристику элемента серы.Положение в периодической системе;электронная конфигурация атомов;валентные возможности;возможные степениокисления(с примерами веществ);высший оксид,его характер;водородное соединение.
2)Даны следующие вещества: F2,NaF,HF.Напишите названия этих веществ и определите тип химической связи.Покажите направление смещения электронной плотности (электроотрицательности),если она смещена;ответ мотивируйте. Составьте электронные формулы для этих веществ.
3) Над стрелками укажите количество электронов, отданных или принятых атомами химических элементов. В каждом случае укажите является химический элемент окислителем или восстановителем,S(0)=S(+4),O (-1) = O (-2), Cr(+6)=Cr(+3),N(+2)=N(+5),Mn(+7)=Mn(+4).
4)Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций, составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель:
NH3 + O2 = NO + H2O
K + HNO3 = KNO3 + H2
Вариант 1
Mg + HNO 3 = NH 4 NO 3 + Mg(NO 3) 2 + H 2 O
H 2 S + H 2 O 2 = H 2 SO 4 + H 2 O
2. Из четырех металлов Ag, Cu, Al, Sn выберите те пары, которые дают наименьшую и наибольшую ЭДС в составленных из них гальванических элементов.
3. Рассчитайте чему равен потенциал цинкового электрода, опущенного в раствор с концентрацией сульфата цинка 0,01 моль/л при температуре 25 градусов.
Контрольная работа №3
Вариант 2
1. С помощью метода полуреакций подберите коээфициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель.
H 2 MnO 4 = HMnO 4 + H 2 O
AgNO 3 = Ag + NO 2 + O 2
2. На основании схем двух гальванических элементов Ni | Ni 2+ || 2H + | H 2 (Pt) и Bi | Bi 3+ || 2H + | H 2 (Pt) напишите уравнения химических реакций, на основе которых они работают. Рассчитайте ЭДС этих элементов.
3. Вычислить ЭДС гальванического элемента Ni| Ni 2+ || Co 2+ | Co, если = 0.001 моль/л, а = 0,1 моль/л
Контрольная работа №3
Вариант 3
S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NO + H 2 O
H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = O 2 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O
2. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из алюминия и меди. Напишите принцип его работы и рассчитайте ЭДС при концентрациях растворов 1 моль/л и температуре 298 К.
3. Вычислить ЭДС концентрационного элемента, составленного из двух водородных электродов, погруженных в растворы кислот с рН = 2 и рН = 4
Контрольная работа №3
Вариант 4
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
HClO + H 2 O 2 = HCl + O 2 + H 2 O
CrO 3 + HCl = Cl 2 + CrCl 3 + H 2 O
2. На основании схем гальванических элементов напишите уравнения химических реакций, на основе которых они работают. Рассчитайте ЭДС.
Li | Li + || Ag + | Ag ; Co| Co 2+ || Au 3+ | Au
3. Вычислить значение электродного потенциала водорода в воде, в 0,05 молярном растворе серной кислоты и 0,05 молярном растворе гидроксида калия.
Контрольная работа №3
Вариант 5
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
PH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O = MnO 2 + KOH + H 2 SO 4
2. Можно ли сконструировать гальванический элемент, если а) оба различных металла опустить в раствор одной и той же соли; б) оба одинаковых металла опустить в раствор одной и той же соли. Ответ обоснуйте.
3. Какой концентрации необходимо взять раствор сульфата кадмия, для того, чтобы электродный потенциал кадмия стал равным стандартному электродному потенциалу железа
Контрольная работа №3
Вариант 6
1. С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
Ca(OH) 2 + I 2 = Ca(IO 3) 2 + CaI 2 + H 2 O
MgI 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + I 2 + H 2 O
2. Составить ионные и молекулярные уравнения химических реакций отвечающие окислительно-восстановительным цепям: Zn| Zn 2+ || Cu 2+ | Cu ;
(Pt) H 2 |2H + || Hg 2+ | Hg ; Sn | Sn 2+ || 2H + | H 2 (Pt); Mg | Mg 2+ || Ni 2+ | Ni
3. Вычислить ЭДС гальванического элемента при 298 К, состоящего их водородного и хлорсеребрянного электродов, опущенных в раствор содержащий по 0,3 г. уксусной кислоты и ацетата натрия в 0,5 л раствора. Стандартный потенциал хлорсеребрянного электрода = 0,238 В
Контрольная работа №3
Вариант 7
С помощью метода полуреакций подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель
NaBr + NaBrO 3 + H 2 SO 4 = Br 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Ni(OH) 3 + HCl = Cl 2 + NiCl 2 + H 2 O
2. Используя значения стандартных электродных потенциалов, оценить в каком направлении будут протекать следующие окислительно-восстановительные реакции:
Fe + CdSO 4 = Cd + FeSO 4 Zn + CdSO 4 = ZnSO 4 + Cd
3. Для измерения рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и каломельного (насыщенного) электродов. Измеренная при 30градусах ЭДС составила 0,7 В. Вычислите рН сока поджелудочной железы если стандартный потенциал каломельного электрода = 0,241 В.
Контрольная работа №3
Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя. Очевидно, что очень важно уметь отличать и определять их в различных химических реакциях.
Как определить окислитель и восстановительОсновная сложность в определении окислителя и восстановителя в химических реакциях заключается в том, что одни и те же вещества в разных случаях могут быть как окислителями, так и восстановителями. Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия.
- Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента. В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом окислитель всегда приобретает положительный заряд.
- Восстановлением называют процесс присоединения электронов на внешний электронный слой химического элемента. Восстановителем будет атом, молекула или ион, которые отдают свои электроны и тем самым повышают степень своего окисления, то есть окисляются . После химической реакции взаимодействия с другим веществом восстановитель всегда приобретает положительный заряд.
- Проще говоря окислитель – это вещество, которое «отбирает» электроны, а восстановитель – вещество, которое отдает их окислителю. Определить кто в окислительно-восстановительной реакции выполняет роль окислителя, кто восстановителя и в каких случаях окислитель становится восстановителем и наоборот можно, зная типичное поведение в химических реакциях отдельных элементов.
- Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Также восстановителями могут быть соединения химических элементов в низшей степени окисления, у которых заполнены все свободные орбитали и которые могут только отдавать электроны, например аммиак NH 3 , сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI, хлороводород HCl.
- Типичными окислителями являются многие неметаллы (F, Cl, I, O, Br). Также окислителями могут выступать металлы, имеющие высокую степень окисления (Fe +3 , Sn +4 , Mn +4), также некоторые соединения элементов в высокой степени окисления: перманганат калия KMnO 4 , серная кислота Н 2 SO 4 , азотная кислота HNO 3 , оксид меди CuO, хлорид железа FeCl 3 .
- Химические соединения в неполных или промежуточных степенях окисления, например одноосновная азотная кислота HNO 2 , пероксид водорода H 2 O 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств участвующего во взаимодействии второго реагента.
Ка следует из данного примера один атом натрия отдает одному атому кислорода свой электрон. Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. При этом натрий окислится полностью, так как отдаст максимально возможное количество электронов, а атом кислорода будет восстановлен не полностью, так как сможет принять еще один электрон от другого атома кислорода.
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 F 2 , кислород O 2 , хлор Cl 2);
- ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиды (S +6 O 3 , Cr +6 O 3)
- 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 (H 2 S, HBr), соли бескислородных кислот (K 2 S, 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 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 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 :
перманганат калия (KMnO 4);
дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
азотная кислота (HNO 3);
концентрированная серная кислота (H 2 SO 4);
пероксид водорода (H 2 O 2);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO 2 , PbO 2);
расплавленный нитрат калия (KNO 3) и расплавы некоторых других нитратов.
К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:
- магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
- водород (Н 2) и углерод (С);
- иодид калия (KI);
- сульфид натрия (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
- сульфит натрия (Na 2 SO 3);
- хлорид олова (SnCl 2).
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 .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,
C 0 + 4HN +5 O 3(конц) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.
Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например :
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + 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 :
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент , которыйиз разных реагентов переходит в один продукт . Реакция, обратная диспропорционированию.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O
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 — . 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, KMnO 4 , 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 KNO 3 , 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 HNO 3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстановливается 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 MnO 2 — 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 KMnO 4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 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.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
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 стабильной положительной степенью окисления металла.
KMnO 4 + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты
KMnO 4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + 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, K 2 CrO 4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K 2 Cr 2 O 7) — 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 K 3 .
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 O 2 .
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 :
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
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 :
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 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 :
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .
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:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
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 :
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
При разложении нитрита аммония NH 4 NO 2 также происходит контрдиспропорционирование.
Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C
Нитрат никеля (II)
разлагается до нитрита при нагревании.
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота HNO 3 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 + H 2 O
Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO 2 (N +4); оксид азота (II) NO (N +2); оксид азота (I) N 2 O («веселящий газ»); молекулярный азот N 2 ; нитрат аммония NH 4 NO 3 . 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 NH 4 NO 3 ;
Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- 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 и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO 2 ;
Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N 2 O ;
Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой :
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- 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 N 2 O, либо молекулярный азот N 2 — 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 N 2 .
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:
NO 2 ; NO; N 2 O; N 2 ; NH 4 NO 3
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 H 2 . При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.
Например :
Fe + H 2 SO 4(разб) = FeSO 4 + H 2
взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H 2 SO 4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO 2 , S, H 2 S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O 2 , молекулярная сера S либо сероводород H 2 S -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 концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).
Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(конц) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H 2 S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(конц) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O
Пероксид водорода
Пероксид водорода H 2 O 2 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:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O 2 . Например :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O