Как составить продукты реакции овр

1. Окислители и восстановители
2. Классификация окислительно–восстановительных реакций
3. Основные правила составления ОВР
4. Общие закономерности протекания ОВР
5. Основные схемы ОВР
5.1. Схема восстановления перманганатов
5.2. Схема восстановления хроматов/бихроматов
5.3. Разложение нитратов
5.4. Окислительные свойства азотной кислоты
5.5. Взаимодействие металлов с серной кислотой
5.6. Пероксид водорода

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 ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN⁺⁵O₃, HCl⁺⁷O₄), соли (KN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄), оксиды (S⁺⁶O₃,  Cr⁺⁶O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих  высокие степени окисления: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Au³⁺ 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 (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S⁺⁴O₃)^2–, (НР⁺³O₃)^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 (KMnO₄);

• дихромат калия (K₂Cr₂O₇);

• азотная кислота (HNO₃);

• концентрированная серная кислота (H₂SO₄);

• пероксид водорода (H₂O₂);

• оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO₂, PbO₂);

• расплавленный нитрат калия (KNO₃) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

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.

2Al⁰ + Fe⁺³₂O₃ → Al⁺³₂O₃ + 2Fe⁰,

C⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц) = C⁺⁴O₂ ↑ + 4N⁺⁴O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества:

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇  → N₂⁰ ↑+ Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O,

2 NaN⁺⁵O^-2₃ → 2 NaN⁺³O₂ + O⁰₂↑.

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.

 2H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ = 3S + 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⁺₂S^-2 + 2K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ = 2K⁺₂Mn⁺⁶O^-2₄ + S⁰

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

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S^-2 -2e = S⁰

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! Если 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 Mn²⁺. 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 S⁰.

5 K₂S + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ = 5 S + 2 MnSO₄ + 6 K₂SO₄ + 8 H₂O,

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.

K₂S + 2 KMnO₄ –(KOH)= 2 K₂MnO₄ + 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 из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе⁰ + другие продукты

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

KMnO₄ + Ме⁰ = 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.) = неМе⁰ + другие продукты

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

Хромат/бихромат + Ме⁰ = 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:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂. 

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(NO₃)₂ → 2ZnО + 4NO₂ + O₂.

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:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂.

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 ^оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

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:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

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

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Термическое разложение  нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO₃)₂ = MnO₂ + 2NO₂

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

2Fe(NO₃)₂ → 2FeO + 4NO₂ + O₂ при 60°C
4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂ при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150^оС 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:

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

• 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) NO₂;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O 

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

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

8Na+ 10HNO₃ = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O 

• 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:

NO₂; NO; N₂O; N₂; NH₄NO₃

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:

Fe + H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + H₂

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⁺⁴O₂, 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:

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 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:

8Na⁰ + 5H₂S⁺⁶O_4(конц) → 4Na₂⁺SO₄ + H₂S^—2 + 4H₂O

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:

S⁺⁴O₂ + H₂O₂^-1 → H₂S⁺⁶O₄^-2

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

2KMn⁺⁷O₄ + 5H₂O₂^-1 + 3H₂SO₄ → 5O₂⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

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.

Например:

KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ =

Расставим степени окисления:

K⁺Br^— + K⁺Mn⁺⁷O₄^-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,

2KMnO₄ + 5Na₂O₂ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂↑ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O
SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂↑
PbS + 4O₃ = PbSO₄ + 4O₂↑

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

HNO₂ + HI = NO + I₂ + H₂O

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

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.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций 

(скачать pdf файл)

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.

Правило 1. 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  →  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):

Правило 2. 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

Правило 3. 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

Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. 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

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. 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  → 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.

6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают.

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 — более слабый окислитель чем F2.

Все галогены вытесняют серу из сульфидов:
(NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br.

Правило 6. Сера

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

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.

5) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. 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).

Правило 8. 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.

Правило 9. 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

 Правило 10. 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).

Правило 11. 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.

1. Как определить  окислительно-восстановительную  реакцию?

Существуют различные классификации химических реакций. К одной из них относится такие, при которых вещества, вступающие во взаимодействие друг с другом (или само вещество) меняют степени окисления элементов. 

В качестве примера рассмотрим две реакции:

Zn⁰ + 2Н⁺¹С1^-1 = Zn⁺²Cl₂^-1 + Н₂⁰                             (1)
Н⁺¹Cl^-1 + К⁺¹О^-2Н⁺¹ = К⁺¹Cl^-1 + H₂⁺¹O^-2                  (2)

В реакции (1) участвуют цинк и соляная кислота. Цинк и водород меняют свои степени окисления, хлор оставляет свою степень окисления неизменной:

Zn⁰ — 2е = Zn²⁺
2Н⁺¹ + 2е  = H₂⁰
2Сl^-1 = 2 Сl^-1 

А в реакции (2), (реакция нейтрализации),  хлор,  водород,  калий,    и  кислород  не  меняют свои  степени  окисления:    Сl^-1  =  Cl^-1, H⁺¹ = H⁺¹,  К⁺¹ = К⁺¹,  O^-2 = O^-2; Реакция (1) относится к окислительно-восстановительной, а реакция (2) принадлежит к другому типу.

Химические реакции, которые осуществляются с изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. 

Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степени окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.

В случае реакции (1) элементы Zn и Н меняют свои состояния, теряя или приобретая электроны. Цинк, отдавая 2 электрона, переходит в ионное состояние – становится катионом Zn²⁺. В данном случае происходит процесс восстановления и цинк окисляется. Водород приобретает 2 электрона, проявляет окислительные свойства, сам в процессе реакции восстанавливается.

2. Определение степени окисления элементов.

Степень окисления элементов в его соединениях определяется, исходя из положения, что общий суммарный заряд степеней окисления всех элементов данного соединения равен нулю. Например, в соединении Н₃РО₄ степени окисления у водорода +1, у фосфора +5, у кислорода -2; Составив математическое уравнение определим, что в сумме число частиц (атомов или ионов) составят заряд равный нулю: (+1)x3+(+5)+(-2)х4 = 0   

Но в данном примере уже заданы степени окисления элементов. Каким же образом можно определить степень окисления cеры, например, в соединении тиосульфат натрия Na₂S₂O₃, или марганца в соединении перманганат калия — КMnO₄? Для этого необходимо знать постоянные степени окисления ряда элементов. Они имеют следующие значения:

1) Элементы I группы периодической системы (в том числе водород в соединении с неметаллами) +1;
2) Элементы II группы периодической системы +2;
3) Элементы III группы периодической системы +3;
4) Кислород (кроме в соединении со фтором или в перекисных соединениях) -2;            

Исходя из этих постоянных значений степеней окисления (для натрия и кислорода) определим степень окисления серы в соединении Na₂S₂O₃. Поскольку суммарный заряд всех степеней окисления элементов, состав которых отражает данная формула соединения, равен нулю, то обозначив неизвестный заряд у серы «2Х» (поскольку в формуле два атома серы), составим следующее математическое равенство: 

(+1) х 2 + 2Х + (-2) х 3 = 0

Решая это уравнение относительно 2 х, получим  

2Х=  (-1) х 2 + (+2) х 3  
или 
Х = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Следовательно, степень окисления серы в соединении Na₂S₂O₃ равна (+2). Но неужели всегда будет необходимо пользоваться таким неудобным методом для определения степеней окисления тех или иных элементов в соединениях? Конечно же не всегда. К примеру, для бинарных соединений: оксидов, сульфидов, нитридов и т.д., можно пользоваться для определения степеней окисления так называемым методом «крест-на-крест». Допустим,  дана формула соединения: оксид титана – Ti₂O₃. Используя простой математический анализ, исходя из того, что степень окисления кислорода нам известна и равна (-2): Ti₂O₃, нетрудно установить, что степень окисления у титана будет равна (+3). Или, к примеру, в соединении метан СН₄ известно, что степень окисления водорода равна (+1), тогда не составляет труда определить степень окисления углерода. Она будет соответствовать в  формуле этого соединения (-4). Так же, пользуясь методом «крест-на-крест», не сложно установить, что если дана следующая формула соединения Cr₄Si₃, то степень окисления хрома в неё равна (+3), а кремния (-4).
Для солей так же это не предоставляется затруднительным. Причём не имеет значения, дана или средняя соль или кислая соль.  В данных случаях необходимо исходить из солеобразующей кислоты. К примеру, дана соль нитрат натрия (NaNO₃). Известно, что она является производной азотной кислоты (НNO₃), а в этом соединении степень окисления азота равна (+5), следовательно, и в её соли – нитрате натрия, степень окисления азота так же равна (+5). Гидрокарбонат натрия (NaHCO₃) является кислой солью угольной кислоты (H₂CO₃). Так же, как и в кислоте, степень окисления углерода в этой соли будет равна (+4).

Следует отметить то обстоятельство, что степени окисления в соединениях: металлах и неметаллах (при составлении уравнения электронного баланса) равны нулю: К⁰, Са⁰, Аl⁰ , Н₂⁰, Cl₂⁰,N₂⁰В качестве примера приведём степени окисления наиболее типичных элементов:

Только окислителями являются вещества, имеющие максимальную, как правило положительную, степень окисления, например: КCl⁺⁷O₄, H₂S⁺⁶O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, HN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄. Это легко доказать. Если бы данные соединения могли быть восстановителями, то в данных состояниях они должны были бы отдавать электроны:

Cl⁺⁷– е = Cl⁺⁸
S⁺⁶ – е = S⁺⁷

Но элементы хлор и сера не могут существовать с такими степенями окисления. Аналогичным образом, только восстановителями являются вещества, имеющие минимальную, как правило, отрицательную  степень окисления, например: H₂S^-2, HJ^—, N^-3H_3.  В процессе  окислительно-восстановительных реакций такие соединения не могут быть окислителями, поскольку им пришлось бы присоединять электроны:

S^-2 + е = S^-3 
J^— + е = J^-2

Но для серы и йода ионы с такими степенями окисления не характерны. Элементы с промежуточными степенями окисления, например N⁺¹, N⁺⁴, S⁺⁴, Сl⁺³, С⁺² могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.    

3. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Существует четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.      
Наиболее часто встречающийся тип реакций. При данных реакциях изменяются степени окисления элементов в разных молекулах, например:

2Bi⁺³Сl₃ + 3Sn⁺²Cl₂ = 2Bi⁰ + 3Sn⁺⁴Cl₄

Bi⁺³ — 3е = Bi⁰

Sn⁺² + 2е = Sn⁺⁴

2) Разновидностью межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций является реакция конпропорционирования, в которой окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента: в данной реакции два атома одного элемента различными степенями окисления образуют один атом с иной степенью окисления:

SO₂⁺⁴ + 2H₂S^-2 = 3S⁰ + 2Н₂O

S^-2 — 2е = S⁰

S⁺⁴ + 4е = S⁰

3) Реакции диспропорционирования осуществляются в случае, если окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, или один атом элемента с одной степенью окисления образует соединение с двумя степенями окисления:

N⁺⁴O₂ + NaOH = NaN⁺⁵O₃+ NaN⁺³O₂ + H₂O

N⁺⁴ — е = N⁺⁵

N⁺⁴ + е = N⁺³

4) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции происходят в случаях, когда атом-окислитель и атом — восстановитель находятся в составе одного вещества, например:

N^-3H₄N⁺⁵O₃  = N⁺¹₂O  +  2H₂O

2N^-3 — 8е =2N⁺¹

2N⁺⁵ + 8е = 2N⁺¹

4. Механизм  окислительно-восстановительных  реакций.                            

Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например: 

Al⁰ — 3e = Al ³⁺

2Cl^— — 2e = Cl₂⁰

Fe²⁺ — e = Fe³⁺

В данных примерах Al⁰, Cl^—, Fe²⁺ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl³⁺, Сl₂⁰, Fe³⁺ называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом явля­ется окислителем, например:

Ca²⁺+ 2e = Ca⁰

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^—

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl₂ ,F₂, О₂) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, Fe⁺³). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S^-2, Сl^-1 , N^-3, P^-3);

Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса, либо метод электронно-ионных уравнений (иногда последний называют «метод полуреакций»). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота (H₂SO₄)  вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):

H₂SO₄ (конц.) + HJ → H₂S + J₂ + H₂O

Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:  

J^—→  J⁰₂
S⁺⁶→  S^-2

Чтобы  составить уравнение электронного баланса необходимо учесть, что количество частиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой

2J^—→  J₂⁰
S⁺⁶ →  S^-2

Далее необходимо определить количество электронов, принявших участие в реакции:

2J^— — 2e → J⁰₂
S⁺⁶ + 8e → S^-2

Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:

2J^— — 2e →  J⁰₂             |8
S⁺⁶ + 8e → S^-2           |2                                                                         

 Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:

2J^— — 2e → J⁰₂               |4
S⁺⁶ + 8e → S^-2            |1

Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:

2J^— — 2e →  J⁰₂            |4
S⁺⁶ + 8e → S^-2          |1
____________________ 
8J^— +  S⁺⁶  →  4 J⁰₂  +  S^-2     

После этого необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции. Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + Н₂O

Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента « 4 » перед водой, получим полное уравнение:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + 4Н₂O

Данное уравнение можно составить, используя метод электронно-ионного баланса. В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:

HJ ↔ Н⁺ + J^—                                                  
H₂S ↔ 2Н⁺ + S^2-

J₂ не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н₂О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:

2J^— — 2e → J⁰₂
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:

SO₄^-2  → S^-2

Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:

SO₄^-2  → S^-2 + 4H₂О

Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):

SO₄^2- + 8Н⁺ → S^-2 + 4H₂О

Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций:                             

SO₄^2- + 8Н⁺ + 8е  → S^-2 + 4H₂О

Суммируя  обе  полуреакции, получим  уравнение электронного баланса:

2J^— — 2e → J⁰₂                                           |8  4
SO₄^2- + 8Н⁺ + 8е → S^-2 + 4H₂О     |2  1
_____________________________________
8J^— + SO₄^2- +8Н⁺ → 4J₂⁰ + S⁰ + 4H₂O

Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восста­новительной реакции, чем метод электронного баланса.Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстанови-тельных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса. Некоторые окислительно-восстановительные процессы осу-ществляются при участии щелочной среды, например:

KCrO₂ + Br₂ + KOH → KBr + K₂CrO₄ +H₂O

В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО₂^—), который окисляется до хромат-иона (CrO^-2₄). Окислитель — бром (Br⁰₂)  восстанавливается до бромид-иона (Br^—):
СrO₂^— → CrO₄^2-
Br⁰₂  → 2 Br^—

Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH^—):
CrO₂^— + 4OH^— — 3e = CrO^2-₄ + 2H₂O

Вторую  полуреакцию  составляем  уже  известным  способом:
CrO₂^—   +  4OH^— -3е = CrO₄^2—+ 2H₂O                 |2
 Br⁰₂ + 2e = Br^—                                                             |3
__________________________________________
2CrO₂^— + 3Br₂⁰ + 8OH^— = 2CrO^2-₄ + 6Br^— + 4H₂O

После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного  процесса  примет вид:

2KCrO₂ + 3Br₂ + 8KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 4H₂O.

В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и  недиссоциируемые вещества. Например:

AsH₃ + HNO₃ = H₃AsO₄ + NO₂ + 4H₂O

Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:

AsH₃ + 4H₂O – 8e = AsO₄^3- + 11H⁺                                        |1
NО₃ + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O                                          |8
________________________________________________
 AsH₃ + 8NО₃ + 4H₂O + 2H⁺ = AsO₄^3- + 8NO₂ + 11H⁺O

Молекулярное уравнение примет вид:

AsH₃ + 8HNO₃ = H₃AsO₄ + 8NO₂ + 4H₂O.

Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота:

Cu₂S + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O

D окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:

Cu⁺  →  Cu²⁺
S^2-   →  S⁺⁶
N⁵⁺   →  N⁺²

В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:

2Cu⁺ — 2e → 2Cu^{2+    |}10e
S^2- — 8e → S^{6+
_______________________}
N⁵⁺ + 3e → N^{2+           |}3e

При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:

2Cu⁺ — 2e → 2Cu²⁺     
S^2- — 8e → S^{6+             3 (процессы восстановления)
_______________________}
N⁵⁺ + 3e → N^{2+           10 (процесс окисления)}
_____________________________________

6Cu⁺ + 3S^2- + 10N⁵⁺ → 6Cu²⁺ + 3S⁶⁺ + 10N²⁺

В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:

3Cu₂S + 22HNO₃ = 6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 10NO + 8H₂O.

Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:

C₆H₁₂O₆ +KMnO₄ + H₂SO₄ > CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

При  составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O — 24e = 6CO₂ + 24H⁺

Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:

MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4H₂O

В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O — 24e = 6CO₂ + 24H^{+                                 |}5
MnО₄^— +8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O                                |24
___________________________________________________

5C₆H₁₂O₆ + 30H₂O + 24MnО₄^—  + 192H⁺ = 30CO₂ + 120H⁺ + 24Mn²⁺ + 96H₂O

Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции, получим итоговое молекулярное уравнение:

5C₆H₁₂O₆ + 24KMnO₄ + 36H₂SO₄ = 30CO₂ + 24MnSO₄ + 12K₂SO₄ + 66H₂O

5. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.

В зависимости от среды (избыток H⁺, нейтральной, избыток OH^—) может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Для создания кислой среды обычно используется серная кислота (H₂SO₄), азотная кислота (HNO₃), соляная кислота (HCl), в качестве среды OH^— применяют гидроксид натрия (NaOH) или гидроксид калия (KOH). Например покажем, как среда влияет на переманганат калия (КMnO₄)_. и  продукты его реакции:

Для примера возьмём в качестве восстановителя Na₂SO₃, в качестве окислителя KMnO₄

В кислой среде:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

SO₃^2- + H₂O — 2e → SO₄^2- + 2H⁺          |5
MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O        |2
________________________________________________
5SO₃^2- + 2MnO₄^— + 6H⁺ → 5SO₄^2- + 2Mn²⁺  + 3H₂O

В нейтральной (или слабощелочной):

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

SO₃^2- + H₂O — 2e→ SO₄^2- + 2H⁺            |3
MnO₄^— + 2H₂O + 3e→ MnO₂ + 4OН      |2
_____________________________________
3SO₃^2- + 2 MnO₄^—  + H₂O → 3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OН

В сильно щелочной среде:

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO + H₂O

SO₃^2- + 2 OН^— — 2e → SO₄^2- + H₂O        |1
MnO₄^— + e → MnO₄²                             |2
____________________________________

SO₃^2- + 2 MnO₄^— + 2OH → SO₄^2- + 2MnO₄^2- + H₂O

Пероксид водорода  (Н₂О₂) в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

1)      Кислая среда               (H⁺)            H₂O₂ + 2H⁺ + 2е → 2H₂O

2)      Нейтральная среда       (Н₂О)       H₂O₂ + 2е → 2ОН

3)      Щелочная среда           (ОН^—)        H₂O₂ + 2е→ 2ОН

Пероксид водорода  (Н₂О₂)  выступает как окислитель:

2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O 

Fe²⁺ — е   =   Fe³⁺                  |2
H₂O₂ + 2H⁺ + 2е = 2Н₂О        |1
________________________________
2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ → 2Fe³⁺ + 2 Н₂О

Однако, встречаясь с очень сильными окислителями (KMnO₄) Пероксид водорода  (Н₂О₂) выступает как восстановитель:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

H₂O₂ – 2e → O₂ + 2H⁺                     |5
MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O     |2
_________________________________
5H₂O + 2 MnO₄^— + 6H⁺→ 5O₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

6. Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций. 

В практической части данной темы рассматриваются окислительно-восстановительные процессы с указанием только исходных реагентов. Продукты реакций, как правило, необходимо определить. Например, в реакции участвуют хлорид железа (FeCl₃) и иодид калия (KJ):

FeCl₃ + KJ = A + B + C

требуется установить формулы соединений A, B, C, образующиеся в результате окислительно-восстановительного процесса. 

Исходные степени окисления реагентов следующие: Fe³⁺, Cl^—, K⁺, J^—. Нетрудно предположить, что Fe³⁺, являясь окислителем (имеет максимальную степень окисления), может только снизить свою степень окисления до Fe²⁺:

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Хлорид-ион и ион калия в реакции не изменяют свою степень окисления, а иодид-ион может только повысить свою степень окисления, т.е. перейти в состояние J₂⁰:

2J^— — 2e=   J₂⁰

В результате реакции, помимо окислительно-восстановительного процесса, произойдет реакция обмена  между FeCl₃ и KJ, но с учетом изменения степеней окисления реакция определяется не по данной схеме:

FeCl₃ + KJ = FeJ₃ + KCl,

а примет вид

FeCl₃ + KJ = FeJ₂ + KCl,

где в качестве продукта C обозначается соединение J₂⁰:

FeCl₃ + 6KJ = 2FeJ₂ + 6KJ + J₂

Fe³⁺ + e ═> Fe²⁺                         |2

2J^— — 2e ═> J₂⁰                             |1

________________________________

2Fe⁺³ + 2J^— = 2Fe²⁺ + J₂⁰

В дальнейшем, при определении продуктов окислительно-восстановительного  процесса, можно применять так называемую «систему лифта». Принцип  её заключается в том, что любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить, как движение лифтов в многоэтажном строении в двух взаимно противоположных направлениях. Причём, «этажами» будут являться степени окисления соответствующих элементов. Поскольку любая из двух полуреакций в окислительно-восстановительном  процессе сопровождается либо понижением, либо повышением степени окисления того или иного элемента, то простым рассуждением можно предположить о возможных их степенях окисления в образующихся продуктах реакции.

В качестве примера приведём реакцию, в которой сера реагирует с концентрированным раствором гидроксида натрия (NaOH):

S + NaOH(конц) = (А) + (В) + H₂O

Поскольку в данной реакции изменения будут происходить только со степенями окисления серы, то для наглядности составим диаграмму её возможных состояний:

Соединениями (А) и (В) не могут быть одновременно состояния серы S⁺⁴ и S⁺⁶, поскольку в данном случае процесс происходил бы только с отдачей электронов, т.е. являлся бы восстановительным:

S⁰ — 4е=S⁺⁴

S⁰— 6е  =S⁺⁶

Но это противоречило бы принципу окислительно-восстановительных процессов. Тогда следует полагать, что в одном случае процесс должен проходить с отдачей электронов, а в другом двигаться в противоположном направлении, т.е. быть окислительным: 

S⁰ — 4е  =S⁺⁴

S⁰+ 2е  =S^-2

С другой стороны, насколько вероятно, что процесс восстановления будет осуществляться до состояния S⁺⁴ или до S⁺⁶? Поскольку реакция протекает в щелочной, а не в кислой среде, то окислительная возможность её значительно ниже, поэтому образование соединения S⁺⁴ в этой реакции предпочтительнее, чем S⁺⁶. Следовательно, реакция в окончательном варианте примет вид:

4S + 6NaOH(конц) = Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O 

S⁰ +2e = S^—2                                     | 4 | 2

S⁰ + 6OH^— — 4e = SO₃^2— + 3H₂O          | 2 | 1

3S⁰ + 6OH^— = 2S^—2 + SO₃^2— + 3H₂O

В качестве другого примера разберём следующую реакцию между фосфином и концентрированной азотной кислотой(HNO₃₎:

PH₃ + HNO₃ = (А) + (В) + H₂O

В данном случае  имеем изменяющиеся степени окисления у фосфора и азота. Для наглядности приведём диаграммы состояния их степеней окисления.

Фосфор в состоянии степени окисления (-3) будет проявлять только восстановительные свойства, поэтому в реакции он будет повышать свою степень окисления. Азотная кислота сама по себе является сильным окислителем и создаёт кислую среду, поэтому фосфор от состояния (-3) достигнет своей максимальной степени окисления (+5).

В противоположность этому азот будет понижать свою степень окисления. В реакциях данного типа обычно до состояния (+4).

Далее нетрудно предположить, что фосфор в состоянии (+5), являясь продуктом (А), может быть только ортофосфорной кислотой H₃PO_4, поскольку среда реакции сильнокислая. Азот в таких случаях, обычно принимает степень окисления (+2) или (+4), чаще (+4). Поэтом продуктом (В) будет оксид азота NO₂. Остаётся только решить это уравнение  методом баланса: 

P^—3 – 8e = P⁺⁵        | 1
N+⁵   + e = N⁺⁴      | 8

P^—3 + 8N⁺⁵ = P⁺⁵ + 8N⁺⁴

PH₃ + 8HNO₃ = H₃PO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

 Статья по химии для 11 класс  на
тему «Определение продуктов  в окислительно-восстановительных реакциях».

11
класс (подготовка к ЕГЭ)

учитель
химии МАОУ «Лицей 29» г. Тамбов

Дегтярева
Елена Эдуардовна.

Окислительно-восстановительными (ОВР)
называются реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления
атомов, образующих вещества.

Для того, чтобы определить какое из
веществ  является окислителем, а какое восстановителем необходимо определить
степени окисления атомов в данных веществах.

Соединения  элементы, в которых проявляют
высокие положительные степени окисления, являются окислителями. Примеры
типичных окислителей приведены в таблице 1

Таблица
1

Типичные
окислители

Группа окислителей	Химические элементы	Примеры веществ
Галогены в высших положительных степенях окисления	Cl +7, Br+7, I+7	HClO4, HBrO4, HIO4
Галогены в промежуточных положительных степенях окисления	Cl +1,  Cl +3, Cl +5,  Br+5, I+5	HClO, HClO3, HBrO43
Халькогены и другие неметаллы в положительных степенях окисления	S+6, S+4, N+5	H2SO4, SO2, HNO3
Неметаллы- простые вещества	F0, Cl0, O0, S0, Br0	F2, Cl2, O2, O3, S, Br2
Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления	O-1, N-2	H2O2, BaO2, N2H4
Металлы в высших положительных степенях окисления	Mn+7, Cr+6, Sn+4, Fe+6	KMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7, SnCl4, K2FeO4
Металлы в промежуточных положительных степенях окисления	Fe+2, Cu+1, Sn+2	FeCl2, Cu2Cl2, SnSO4

Соединения, с низшей отрицательной
степенью окисления проявляют только восстановительные свойства. Примеры
типичных окислителей приведены в таблице 2.

Таблица
2

Типичные
восстановители

Группа восстановителей	Химические элементы	Примеры веществ
Металлы – простые вещества	Na0, Ca0, Fe0	Na, Ca, Fe
Неметаллы в низшей отрицательной степени окисления	Cl -1, N -3, Sr-2	HCl, NH3, ZnS
Металлы в промежуточной положительной степени окисления	Fe+2, Cu+1, Сr+2	FeSO4, Cu2Cl2, CrCl2,
Неметаллы- простые вещества	F0, Cl0, O0, S0, Br0	F2, Cl2, O2, O3, S, Br2
Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления	O-1, N-2	H2O2, N2H4
Неметаллы- простые вещества	S0, P0, C0, 0I	KMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7, SnCl4, K2FeO4
неметаллы в промежуточных положительной степени окисления	P+3, S+4, C+2	PCl3, SO2, CO

 Рассматривая типичные окислители и
восстановители, можно заметить, что многие вещества способны проявлять в
зависимости от условий как восстановительные, так и окислительные свойства,
т.е. обладают двойственностью  окислительно-восстановительных свойств. Причин
такой двойственности несколько:

1) в состав вещества могут входить
элементы, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой –
восстановителя.  Например, хлороводород (и его водный раствор соляная кислота)
проявляют окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона
водорода Н⁺  и восстановительные – благодаря наличию атома галогена
в в минимальной степени окисления.

Сa⁰ +2H⁺¹Cl
= Ca⁺²Cl₂ +H₂⁰

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 =
2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

2) вещество может содержать химический
элемент  в промежуточной степени окисления. Этот элемент может выступить в
качестве восстановителя и повысить свою степень окисления, а может проявить и
окислительные свойства – понизить степень окисления.

Например: пероксид
водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в
реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же
участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид
водорода восстанавливается в зависимости от среды:

 H₂⁺¹O₂^-1
– и окислитель, и восстановитель:

H₂O₂
+ 2e^–
→ 2OH^–
(H₂O₂
– окислитель в нейтральной среде)

H₂O₂
+ 2e^–
+ 2H⁺
→ 2H₂O
(H₂O₂
– окислитель в кислой среде)

H₂O₂
– 2e^–
→ O₂↑
+ 2H⁺
(H₂O₂
– восстановитель)

    2KI    +     H₂O₂   =   I₂ + 2KOH – нейтральная среда

восстановитель    
окислитель    

   2FeSO₄   +   H₂O₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O – кислая 
среда

 восстановитель     окислитель      среда

 
5H₂O₂     +   2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂↑
+ 2MnSO₄
+ K₂SO₄ + 8H₂O

восстановитель           
окислитель        среда

2H₂O₂→2
H₂O
₊ O₂↑
— реакция диспропорционирования.

В окислительно-восстановительных реакциях, сложным является,
определить продукт на выходе. Чтобы определить продукты
реакции в ОВР необходимо знать, до какой степени окисления восстанавливается
или окисляется данное соединение.

1). Кислородсодержащие
соединения галогенов при восстановлении переходят в соответствующие галогениды:

NaClO₃
+ восст. → NaCl

KClO
+ восст. → KCl.

Исключение – если в роли восстановителя
выступает соответствующий галогенид-анион, то в ходе реакции выделяется
свободный галоген:

KBr⁺⁵O₃
+ 5KBr^-1 + 3H₂SO₄ → Br₂⁰
+ 3K₂SO₄ +3H₂O

окислит.    
         восст.                среда

 2). Свободные галогены являются сильными
окислителями и в ходе ОВР, как правило, переходят в соответствующие
галогенид-анионы:

2Na₃[Cr(OH)₆]
+ 3Cl₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ + 6NaCl +
8H₂O

3)
KMnO₄
– окислитель, – в зависимости от реакции среды при восстановлении переходит в
различные формы:

Если в ходе ОВР катион остается один, его
соединяют с анионом среды.

Если в ходе ОВР анион остается один, его
соединяют с катионом среды.

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ +
3H₂SO₄ → K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ +2MnSO₄+ 3H₂O

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ +
H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ +
3KOH

2KMnO₄ + Na₂SO₃ 
+2NaOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄+ Na₂MnO₄+
H₂O

4). Соединения серы.

Как сам сероводород, так и сульфиды
проявляют свойства восстановителей, переходя в зависимости от условий, в
соединения  S⁰,
S⁺⁴,
S⁺⁶

H₂S^-2
(и его соли) – 8e^–
+ окислит. → H₂S⁺⁶O₄

[окислители:
H₂O₂,
HNO₃(конц.)
при t°,
Cl₂
в растворе, O₃
в растворе];

H₂S + 4Cl₂
+ 4H₂O = H₂SO₄ +8 HCl

CuS + 8HNO₃(конц.гор.)
=
СuSO₄
+ 8NO₂↑
+4 H₂O

H₂S^-2
(и его соли) – 2e^–
+ окислит. → S⁰↓

[окислители:
KMnO₄,
K₂Cr₂O₇,
HNO₃(разб.),
H₂SO₄(конц.)
холодная и т.д.];

            5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄
= 5S↓ +2MnSO₄+
K₂SO₄+8H₂O

H₂S + H₂SO₄(конц.хол.) = S↓ + SO₂↑ + 2H₂O

H₂S^-2
(и его соли) – 6e^–
+ окислит. → S⁺⁴O₂↑

[окислитель:
H₂SO₄(конц.)
при t°];

H₂S + 3H₂SO₄(конц.кип.) = 4SO₂↑+
4H₂O

SO₂
– и окислитель, и восстановитель:

SO₂ + окислитель
→ SO₄^2–

SO₂ + I₂
+ 2H₂O = H₂SO₄ +2HI

SO₂
+ H₂O₂=
H₂SO₄

SO₂
+ восстановитель → S⁰↓
(в реакции с H₂S)  

SO₂
+2H₂S = 3S↓ +2H₂O

SO₂ + C = S↓
+CO₂

            H₂SO_4(конц.)
– окислитель за счет серы в степени окисления +6

Чем левее в ряду
активности стоит металл, тем более вероятно образование H₂S.

Чем правее стоит
металл, тем более вероятно образование SO₂.

Концентрированная серная кислота не
окисляет фторид- и хлорид-ионы, окисляет только Br^—
и I^—:

1. KF_(тв)
+ H₂SO_4(конц)
=HF­
+  K₂SO₄
(фтор не окисляется концентрированной H₂SO₄)

2. KСl_(тв)
+ H₂SO_4(конц)
=HCl ­+ 
K₂SO₄(хлор
не окисляется концентрированной H₂SO₄)

3. 2KBr
+ 2H₂SO_4(конц)
=Br₂
+ SO₂
+ K₂SO₄
+ 2H₂O
(S⁺⁶
принимает 2 электрона)

4. 8KI
+ 5H₂SO_4(конц)
=4I₂
+ H₂S
+ 4K₂SO₄
+ 4H₂O(S⁺⁶
принимает 8 электрона)

5). Соединения хрома.

Восстановители: Cr⁰,
Cr⁺²,
Cr⁺³;

окислители: K₂Cr₂⁺⁶O₇
(устойчив в кислой среде); K₂Cr⁺⁶O₄
(устойчив в щелочной среде).

            1.  K₂Cr₂O₇ + 3H₂S
+ 4H₂SO₄  =  3S↓ +Cr₂(SO₄)₃+
K₂SO₄+7H₂O

2. 2CrCl_3
+ 3Cl₂ + 16NaOH → 2Na₂CrO₄ + 12NaCl + 8H₂O

   6). Соединения азота.

NH₃
— восстановитель

N^-3H₃
+ окислитель                     N₂⁰

В большинстве реакций окисления азот ( N^-3),
входящий в состав аммиака, выделяется  в виде  простого вещества N₂.

а)
Горение аммиака:

4NH₃ +3О₂
= 2N₂+6H₂O

б) Взаимодействие с
оксидами малоактивных металлов и другими окислителями:

1. 3СuO + 2NH₃ = 3Сu + N₂↑+ 3H₂O

2. 3H₂O₂ + 2NH₃ = N₂↑+ 6H₂O

3. 2KMnO₄  + 2NH₄OH = 2MnO₂↓ + N₂↑ +2 KOH + 4H₂O

в) Исключение: при каталитическом
окислении выделяется NO

 

4NH₃ +5О₂ = 2NO+6H₂O

 

NO₂ – окислитель.

 

1. 2NO₂ + 4Сu
= N₂ + 4СuO

2. 2NO₂
+ SO₂
= NO
+ SO₃

NO₂
подвергается диспропорционированию в холодной воде:

3. 2NO₂
+ 2H₂O
→HNO₂
+ HNO₃

Или
возможно

4. 3NO₂
+ H₂O
= 2HNO₃
+ NO

При
взаимодействии с растворами щелочей образуется смесь двух солей, нитрата и
нитрита:

5.  2NO₂ + 2 NaOH = NaNO₂ + NaNO₃+H₂O

HNO₂
(и ее соли) – и окислитель, и восстановитель:

HN⁺³O₂
(или KNO₂)
+ окислитель → HN⁺⁵O₃
(или KNO₃);

HN⁺³O₂
(или KNO₂)
+ восстановитель → N⁺²O
(иногда N₂⁰);

1. HN⁺³O₂ 
+ Сl₂ +H₂O = HN⁺⁵O₃
+ 2HCl

2. 2KNO₂ + 6FeCl₂
+ 4H₂SO₄ = N₂↑ +4FeCl₃ + 
Fe₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ +4 H₂O

*** KNO₂
+ H⁰
→ NH₃
(атомарный водород H⁰
образуется при взаимодействии с Al или Zn в щелочной среде).

3. 3KNO₂
+ 6Al + 3KOH + 15H₂O→6K[Al(OH)₄] +3NH₃↑

 HNO₃ – окислитель.

Продукты восстановления HNO₃
зависят от 2-х факторов: силы восстановителя и концентрации кислоты. Чем
сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень
окисления имеет азот (N) в продуктах
восстановления HNO₃:

1. Zn⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц.)
= Zn⁺² (NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂↑
+2H₂O

2. Zn⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц.)
= Zn⁺² (NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂↑
+2H₂O

HNO₃
не взаимодействует с Au, Pt,
Ir,
Os.

HNO₃(конц.)
взаимодействует с Al, Cr,
Fe ТОЛЬКО при t°
[см. H₂SO₄(конц.)]

Нитраты выступают в роли окислителей в
реакциях с цинком или алюминием в щелочной среде; при этом азот (+5)
восстанавливается до аммиака (см. выше ***)

 3KNO₃
+8Al + 5KOH + 18H₂O→8K[Al(OH)₄] +3NH₃↑

7)
Железо и его соединения железа.

Fe⁰
и Fe⁺²
– восстановитель.

а) С разбавленными H₂SO₄
и HCl:

Fe⁰+ 2H⁺Сl
→Fe⁺²Cl₂ + H₂↑

б) Fe⁰+
соль→Fe⁺²
+ катион из соли:

 Fe⁰+
CuSO₄ 
→FeSO₄
+ Cu

в)  Fe²⁺
+ окислитель → Fe⁺³;
Fe⁺⁶.

2FeSO₄ + 2KMnO₄ +6 NaOH = 2Fe(OH)₃↓
+ Na₂MnO₄ + 2Na₂SO₄

3FeSO₄ + 2KClO₃ +12KOH =3K₂FeO₄
+ 2KCl + 3K₂SO₄ + 6H₂O

г) Fe³⁺
+ восстановитель → Fe²⁺;

восстановители – металлы, более активные,
чем Fe,
а также I^–,
S^2–
и т.д.

Металлы, более активные, чем Fe,
могут восстанавливать железо до степени окисления либо 0, либо +2:

1.  2FeCl₃
+ 3Mg
(избыток) → 2Fe⁰
+ 3MgCl₂;

2. 2FeCl₃
+ 3Mg
(недостаток) → 2FeCl₂
+ MgCl₂;

3. 2FeCl₃
+ 2HI
=  2FeCl₂
+ I₂
+ 2HCl

Менее активные металлы:

4. 2FeCl₃
+ Сu
→ 2FeCl₂
+ CuCl₂

Алгорит решения задания №30

Пример задания №30: Для выполнения задания
используйте следующий перечень веществ: гипохлорит калия, аммиак, гидроксид
калия, хлорид алюминия, хлорид калия. Допустимо использование водных растворов.
Из предложенного перечня веществ выберите вещества между которыми возможна ОВР.
В ответе запишите уравнение только одной из возможных ОВР реакций.

Алгоритм решения задания №30

• запишем  химические формулы  веществ по
его названию;

КСlO,
NH₃,
KOH,
AlCl₃,KCl

• определим степени окисления элементов в
веществе.

К⁺¹Сl⁺¹O^-2,
N^-3H⁺¹₃, K⁺¹OH^—, A⁺³lCl^—₃,
K⁺Cl^—

• выберим вещества между которыми возможна
ОВР

КСl⁺¹O
(является окислителем)  и  N^-3H₃(является
восстановителем, т.к. атом азота имеет низшую степень окисления)  

• запишем ОВР реакцию (продукты ОВР см.
выше).

КСl⁺¹O
+ N^-3H₃
= N₂⁰
+ КСl^—
+ H₂O

• составляем ОВР баланс

Сl⁺¹
+2е = Сl^-1        
3     окислитель

2N^-3—
6е = N₂⁰          
1     восстановитель

• расставляем коэффициенты

3КСlO
+ 3NH₃
= N₂
+ 3КСl +
3H₂O

Используемая литература:

1. О.С. Габриелян  Химия. Материалы для
подготовки к единому государственному экзамену вступительным экзаменам в вузы /
О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М. Дрофа, 2008. – С. 412- 414.

2. В.Н. Доронькин Химия. Большой
справочник для подготовки к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / В.Н. Доронькин,
А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева. – Ростов н/Д  Легион, 2015.

​Приведены основные окислители и восстановители и продукты их
реакции. Рассмотрены вещества, которые обладают двойственностью окислительно-восстановительных
свойств в зависимости от условий.

Окислительно-восстановительные свойства соединений галогенов,
свободных галогенов, соединений марганца, хрома, азота, серы, железа.   

Рассмотрено  влияние среды, концентрации и катализатора
на продукты в окислительно-восстановительных реакциях.  Приведены примеры ОВР.
Описан алгоритм решения задания № 30 (ЕГЭ). ​