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:
- магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
- водород (Н2) и углерод (С);
- иодид калия (KI);
- сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
- сульфит натрия (Na2SO3);
- хлорид олова (SnCl2).
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.
Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.
2Al0 + Fe+32O3 → Al+32O3 + 2Fe0,
C0 + 4HN+5O3(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 150оС 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 + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2
Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S+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+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:
8Na0 + 5H2S+6O4(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
Реакции
диспропорционирования (или
самоокисления–самовосстановления)
отличаются тем, что в них степень
окисления меняют атомы
одного и того же элемента:
часть их окисляется, отдавая электроны,
а другая часть — восстанавливается,
присоединяя эти электроны.
Очевидно,
что такая возможность имеется только
для атомов элементов, имеющих
промежуточную
степень окисления, например:
— 0
+
а)
Cl
Cl
Cl,
или
в ионно–молекулярной форме:
Cl–
Cl2
HClO
– в кислой и нейтральной среде,
Cl–
Cl2
ClO–
– в щелочной среде
+4
+6
+7
б)
Mn
Mn
Mn
или
в ионно–молекулярной форме:
MnO2
MnO42–
MnO4–
– в нейтральной среде,
Mn2+
MnO42–
MnO4–
– в кислой среде.
Как
и для других окислительно–восстановительных
реакций, при диспропорционировании
должно выполняться условие: реакция
преимущественно протекает в направлении,
для которого ЭДС >0 (см. раздел 5).
Проверим
выполнение этого условия для приведенных
примеров.
а)
нейтральная
среда:
Cl2
2Cl–
Е0ок
= +1,35 B,
Cl2
+ 2H2O
2HClO
+ 2H+
+ 2e–
Е0восст=
+1,63 B,
ЭДС
= Е0ок
— Е0восст
= 1,35 —1,63 = — 0,28 B;
щелочная
среда:
Cl2
2Cl–
Е0ок
= +1,35 B,
Cl2
+ 4OH–
2ClO–
+ 2H2O
+ 2e–,
Е0восст=
+0,40 B,
ЭДС
= Е0ок
— Е0восст
= 1,35 — 0,40 = + 0,95 B
Из
полученных данных следует, что хлор —
простое вещество в водных растворах в
нейтральной и особенно в кислой среде
существует преимущественно в виде
молекул Cl2
(гидратированных), а в щелочной среде
практически полностью диспропорционирует.
Выполнив
аналогичные расчеты для других неметаллов
– простых веществ – легко убедиться,
что диспропорционирование
в щелочных растворах в заметной степени
свойственно всем галогенам
(кроме фтора), халькогенам и фосфору.
б)
нейтральная
среда:
MnO42–+
2H2O
MnO2 +
4OH–
+ 2e–
Е0ок
= +0,6 B,
MnO42–
MnO4–
+ e–
Е0восст
= +0,56 B
ЭДС
= Е0ок
— Е0восст
= 0,6 —0,56 =
+ 0,04 B.
кислая
среда:
MnO42–+
8H+
Mn2+
+ 4H2O
+ 2e–
Е0ок
= +1,51 B,
MnO42–
MnO4–
+ e–
Е0восст
= +0,56 B
ЭДС
= Е0ок
— Е0восст
= 1,51 —0,56 =
+ 0,95 B.
Таким
образом, манганат–ионы практически не
существуют в кислой среде (и заметно
диспропорционируют в нейтральной и
слабощелочной средах).
10 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
В
настоящее время применяют два основных
приёма составления баланса в уравнениях
окислительно–восстановительных
реакций:
метод электронного баланса (он
является основным в курсе химии средней
школы) и
ионно–электронный метод или
“метод полуреакций”.
Первый из них гораздо более простой в
составлении электронного
баланса (если определение степеней
окисления элементов не вызывает
затруднений), но менее продуктивен при
составлении на его базе баланса
материального; в последнем проявляются
основные преимущества ионно-электронного
метода.
Применяя
ионно-электронный метод, исходные
вещества (окислители, восстановители)
и продукты их превращений (восстановленные
и окисленные формы) записывают в
соответствии с правилами написания
ионных
уравнений:
сильные, хорошо растворимые электролиты
пишут в виде соответствующих ионов, а
слабые и малорастворимые — в
недиссоциированной форме. Например, в
реакциях
а)
KBiO3
+ MnO2
+ HNO3
Bi(NO3)3
+ HMnO4
+ KNO3
+
H2O
ок–ль
в–ль восст.
окисл.
форма
форма
висмутат
калия и его восстановленная форма,
Bi(NO3)3 ,
—сильные, хорошо растворимые электролиты;
восстановитель, диоксид MnO2,
– малорастворимое вещество, а его
окисленная форма — HMnO4
—
сильный электролит. С учетом этого
составим схему превращения окислителя
и восстановителя:
BiO3–
Bi3+
MnO2
MnO4–
б)
K2Cr2O7
+ H2C2O4 +
HNO3
Cr(NO3)3
+ CO2
+ H2O
ок–ль
вос–ль
восст. окисл.
форма
форма
Среди
веществ, участвующих в реакции, H2C2O4
–
слабая кислота, а CO2
–
неэлектролит; с учетом этого полуреакции
запишем так:
Cr2O72–
Cr3+
H2C2O4
CO2
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
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-3H3. 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+ + SO42-
Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:
HJ ↔ Н+ + J—
H2S ↔ 2Н+ + S2-
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):
SO42- + 8Н+ → S-2 + 4H2О
Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций:
SO42- + 8Н+ + 8е → S-2 + 4H2О
Суммируя обе полуреакции, получим уравнение электронного баланса:
2J— — 2e → J02 |8 4
SO42- + 8Н+ + 8е → S-2 + 4H2О |2 1
_____________________________________
8J— + SO42- +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— → CrO42-
Br02 → 2 Br—
Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH—):
CrO2— + 4OH— — 3e = CrO2-4 + 2H2O
Вторую полуреакцию составляем уже известным способом:
CrO2— + 4OH— -3е = CrO42—+ 2H2O |2
Br02 + 2e = Br— |3
__________________________________________
2CrO2— + 3Br20 + 8OH— = 2CrO2-4 + 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 = AsO43- + 11H+ |1
NО3 + 2H+ + e = NO2 + H2O |8
________________________________________________
AsH3 + 8NО3 + 4H2O + 2H+ = AsO43- + 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+
S2- → S+6
N5+ → N+2
В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:
2Cu+ — 2e → 2Cu2+ |10e
S2- — 8e → S6+
_______________________
N5+ + 3e → N2+ |3e
При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:
2Cu+ — 2e → 2Cu2+
S2- — 8e → S6+ 3 (процессы восстановления)
_______________________
N5+ + 3e → N2+ 10 (процесс окисления)
_____________________________________
6Cu+ + 3S2- + 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
SO32- + H2O — 2e → SO42- + 2H+ |5
MnO4—+ 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O |2
________________________________________________
5SO32- + 2MnO4— + 6H+ → 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O
В нейтральной (или слабощелочной):
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
SO32- + H2O — 2e→ SO42- + 2H+ |3
MnO4— + 2H2O + 3e→ MnO2 + 4OН |2
_____________________________________
3SO32- + 2 MnO4— + H2O → 3SO42- + 2MnO2 + 2OН
В сильно щелочной среде:
Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO + H2O
SO32- + 2 OН— — 2e → SO42- + H2O |1
MnO4— + e → MnO42 |2
____________________________________
SO32- + 2 MnO4— + 2OH → SO42- + 2MnO42- + 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 = SO32— + 3H2O | 2 | 1
3S0 + 6OH— = 2S—2 + SO32— + 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 H3PO4, 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.