Рассмотрите уравнение как окислительно восстановительную реакцию составьте электронный баланс

Электронный учебник

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I₂⁰. Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S⁰. Сульфид калия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO₃. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl₂⁰, хлористый водород является восстановителем.

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl₂. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО₂:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn²⁺, в нейтральной или слабощелочной — до MnO₂, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO₄^2–. Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr³⁺:

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)₆]^3–:

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Тренировочные задания

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H₂O + KNO₃ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH3↑.

2. KNO₃ + Al → KAlO₂ + Al₂O₃ + N₂.

3. Na₂O₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → O₂↑ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

4. NaCl + H₂SO₄ + MnO₂ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

5. NaCl + H₂SO₄ + KMnO₄ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

6. KNO₂ + H₂SO₄ + MnO₂ → MnSO₄ + KNO + H₂O.

7. KI + H₂SO₄ + KMnO₄ → I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

8. KI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

9. C + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

10. PbO₂ + HNO₃ + KI → Pb(NO₃)₂ + I₂ + KNO₃ + H₂O.

11. PbO₂ + HNO₃ + Mn(NO₃)₂ → Pb(NO₃)₂ + HMnO₄ + H2O.

12. NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → NaNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

13. KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

14. KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

15. KNO₂ + KI + H₂SO₄ → NO + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

16. KNO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ → NO + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

17. Ca₃(PO₄)₂ + C + SiO₂ → CaSiO₃ + P + CO.

18. Sb + HNO₃ → Sb₂O₅ + NO₂ + H₂O.

19. H₂O₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → MnSO₄ + O₂ + H₂O + K₂SO₄.

20. S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O.

21. H₂S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O.

22. H₂S + KMnO₄ → MnO₂ + S + H₂O + KOH.

23. H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

24. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

25. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH.

26. KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

27. K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

28. H₂SO₄ + C → SO₂ + CO₂ + H₂O.

29. H₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + H₂S + H₂O.

30. H₂SO₄ + KBr → SO₂ + Br₂ + KHSO₄ + H₂O.

31. H₂SO₄ + KI → H₂S + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

32. PbO₂ + HCl → PbCl₂ + Cl₂ + H₂O.

33. K₂Cr₂O₇ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O.

34. KMnO₄ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O.

35. KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂ + H₂O.

36. HClO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + HCl + H₂O.

37. NaBrO₃ + NaBr + H₂SO₄ → Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

38. HNO₃ + I₂ → HIO₃ + NO₂ + H₂O.

39. HNO₃ + I₂ → HIO₃ + NO + H₂O.

40. H₂SO₄ + HI → I₂ + H₂S + S + H₂O.

41. Fe₂(SO₄)₃ + HI → FeSO₄ + I₂ + H₂SO₄.

42. HIO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO4)₃ + I₂ + H₂O.

43. NaIO₃ + NaI + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

44. KMnO₄ + Cu₂O + H₂SO₄ → MnSO₄ + CuSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

45. HNO₃ + Cu₂S → CuSO₄ + Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O.

46. H₂SO₄ + Cu₂S → CuSO₄ + SO₂ + H₂O.

47. Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O.

48. Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O.

49. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

50. FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

51. H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

52. Ca₃P₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Ответы

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

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.

Задание № 20480

Нашли ошибку в задании? Выделите фрагмент и нажмите Ctrl + Enter.