Задачник по общей и неорганической химии

2.2. Окислительно-восстановительные реакции

Смотрите задания >>>

Теоретическая часть

К окислительно-восстановительным реакциям относятся химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов. В уравнениях таких реакций подбор коэффициентов проводят составлением электронного баланса . Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO 2 + KCl + CO 2

Cl V ¼ = Cl - I

Mn II ¼ = Mn IV

б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции :

полуреакция восстановления Cl V + 6 e - = Cl - I

полуреакция окисления Mn II - 2 e - = Mn IV

в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления:

Cl V + 6 e - = Cl - I 1

Mn II - 2 e - = Mn IV 3

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + CO 2

д ) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение химической реакции:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl + 3 CO 2

Пример 3 . Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Решение

Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO 2

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

При одновременном окислении (или восстановлении) атомов двух элементов одного вещества расчет ведут на одну формульную единицу этого вещества.

Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции

Fe(S) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Решение

4 Fe(S) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

Fe II - e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - I - 10 e - = 2S IV

O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11

В примерах 3 и 4 функции окислителя и восстановителя разделены между разными веществами, Fe 2 O 3 и O 2 - окислители, СО и Fe (S ) 2 - восстановители ; такие реакции относят к межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.

В случае внутримолекулярного окисления-восстановления, когда в одном и том же веществе атомы одного элемента окисляются, а атомы другого элемента восстанавливаются, расчет ведут на одну формульную единицу вещества.

Пример 5. Подберите коэффициенты в уравнении реакции окисления-восстановления

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 +H 2 O + NH 3

Решение

2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3

Cr VI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N 2 0 1

Для реакций дисмутации (диспропорционирования , самоокисления - самовосстановления), в которых атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются, дополнительные множители проставляют вначале в правую часть уравнения, а затем находят коэффициент для реагента.

Пример 6 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции дисмутации

H 2 O 2 ® H 2 O + O 2

Решение

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

O - I + e - = O - II 2

2O - I - 2 e - = O 2 0 1

Для реакции конмутации (синпропорционирования ), в которых атомы одного и того же элемента разных реагентов в результате их окисления и восстановления получают одинаковую степень окисления, дополнительные множители проставляют вначале в левую часть уравнения.

Пример 7. Подберите коэффициенты в уравнении реакции конмутации :

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Решение

2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2H 2 O

S - II - 2 e - = S 0 2

S IV + 4 e - = S 0 1

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ио нов, используют метод электронно-ионного баланса. Метод подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K 2 Cr 2 O 7 - окислитель, H 2 SO 4 - кислотная среда реакции, H 2 S - восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr 2 O 7 2 - ), среды (Н + - точнее, катиона оксония H 3 O + ) и восстановителя (H 2 S ):

Cr 2 O 7 2 - + H + + H 2 S

в) определяют восстановленную формулу окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III ), а сероводород - в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций :

полуреакция восстановления Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

полуреакция окисления H 2 S - 2 e - = S (т) + 2 H + 3

г) составляют, суммируя уравнения полуреакций , ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr 2 O 7 2 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( т )

д ) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K 2 SO 4 ):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( т ) + K 2 SO 4

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2 - и Cr 3+ ). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + / Н 2 О (для кислотной среды) и ОН - / Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно - окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде - с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде ):

кислотная среда[ O 2 - ] + 2 H + = H 2 O

щелочная среда[ O 2 - ] + H 2 О = 2 ОН -

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще - в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H +

щелочная среда2 ОН - = [ O 2 - ] + H 2 О

Пример 8. Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO 4 - + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5

Пример 9 . Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Решение

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO 4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H 2 О 1

Если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде, то уравнение полуреакции восстановления:

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O

а если в слабощелочной среде, то

MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -

Часто слабокислую и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения следует (после подбора дополнительных множителей) записать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н + и ОН - .

Пример 10 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в нейтральной среде:

KMnO 4 + H 2 О + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + Na 2 SO 4 ¼

Решение

2 KMnO 4 + H 2 О + 3 Na 2 SO 3 = 2 Mn О 2( т ) + 3 Na 2 SO 4 + 2 КОН

MnO 4 - + H 2 О + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + 3 SO 4 2 - + 2 ОН -

MnO 4 - + 2 H 2 О + 3 e - = Mn О 2( т) + 4 ОН -

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H +

8ОН - + 6 Н + = 6 Н 2 О + 2 ОН -

Таким образом, если реакцию из примера 10 проводят простым сливанием водных растворов перманганата калия и сульфита натрия, то она протекает в условно нейтральной (а в действительности, в слабощелочной) среде из-за образования гидроксида калия. Если же раствор перманганата калия немного подкислить, то реакция будет протекать в слабокислотной (условно нейтральной) среде.

Пример 11 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в слабокислотной среде:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn О 2( т ) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2MnО 2( т ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 Mn О 2( т ) + Н 2 О + 3 SO 4 2 -

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - = Mn О 2( т ) + 2 H 2 O2

SO 3 2 - + H 2 O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3

Формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции, т.е. их окисленные и восстановленные формы, называют окислительно-восстановительными парами . Так, из химической практики известно (и это требуется запомнить), что перманганат-ион в кислотной среде образует катион марганца(II ) (пара MnO 4 - + H + / Mn 2+ + H 2 O ), в слабощелочной среде - оксид марганца(IV ) (пара MnO 4 - + H + ¤ Mn О 2(т) + H 2 O или MnO 4 - + H 2 О = Mn О 2(т) + ОН - ). Состав окисленных и восстановленных форм определяется, следовательно, химическими свойствами данного элемента в различных степенях окисления, т.е. неодинаковой устойчивостью конкретных форм в различных средах водного раствора. Все использованные в настоящем разделе окислительно-восстановительные пары приведены в задачах 2.15 и 2.16.

18. Окислительно-восстановительные реакции (продолжение 1)

18.5. ОВР пероксида водорода

В молекулах пероксида водорода H 2 O 2 атомы кислорода находятся в степени окисления –I. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20 % пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.

Пероксид водорода – очень слабая кислота (см. приложение 13), поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются гидропероксид-ионы.

В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными. Уравнения полуреакций для всех этих случаев приведены в таблице 1.

Таблица 1

Уравнения окислительно-восстановительных полуреакций H 2 O 2 в растворах

Реакция среды	H 2 O 2 окислитель	H 2 O 2 восстановитель
Кислотная
Нейтральная	H 2 O 2 + 2e – = 2OH	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O
Щелочная	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH

Рассмотрим примеры ОВР с участием пероксида водорода.

Пример 1. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении раствора йодида калия к раствору пероксида водорода, подкисленному серной кислотой.

1	H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e – = 4H 2 O
1	2I – 2e – = I 2

H 2 O 2 + 2H 3 O +2I = 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4

Пример 2. Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и пероксидом водорода в водном растворе, подкисленном серной кислотой.

2	MnO 4 + 8H 3 O + 5e – = Mn 2 + 12H 2 O
5	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O

2MnO 4 + 6H 3 O+ + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4

Пример 3. Составьте уравнение реакции пероксида водорода с йодидом натрия в растворе в присутствии гидроксида натрия.

3	6	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH
1	2	I + 6OH – 6e – = IO 3 + 3H 2 O

3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3

Без учета реакции нейтрализации между гидроксидом натрия и пероксидом водорода это уравнение часто записывают так:

3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (в присутствии NaOH)

Это же уравнение получится, если сразу (на стадии составления баланса) не принимать во внимание образование гидропероксид-ионов.

Пример 4. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении диоксида свинца к раствору пероксида водорода в присутствии гидроксида калия.

Диоксид свинца PbO 2 – очень сильный окислитель, особенно в кислотной среде. Восстанавливаясь в этих условиях, он образует ионы Pb 2 . В щелочной среде при восстановлении PbO 2 образуются ионы .

1	PbO 2 + 2H 2 O + 2e – = + OH
1	HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O

PbO 2 + H 2 O + HO 2 = + O 2

Без учета образования гидропероксид-ионов уравнение записывается так:

PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O

Если по условию задания добавляемый раствор пероксида водорода был щелочным, то молекулярное уравнение следует записывать так:

PbO 2 + H 2 O + KHO 2 = K + O 2

Если же в реакционную смесь, содержащую щелочь, добавляется нейтральный раствор пероксида водорода, то молекулярное уравнение может быть записано и без учета образования гидропероксида калия:

PbO 2 + KOH + H 2 O 2 = K + O 2

18.6. ОВР дисмутации и внутримолекулярные ОВР

Среди окислительно-восстановительных реакций выделяют реакции дисмутации (диспропорционирования, самоокисления-самовосстановления) .

Примером известной вам реакции дисмутации является реакция хлора с водой:

Cl 2 + H 2 O HCl + HClO

В этой реакции половина атомов хлора(0) окисляется до степени окисления +I, а вторая половина восстанавливается до степени окисления –I:

Составим методом электронно-ионного баланса уравнение аналогичной реакции, протекающей при пропускании хлора через холодный раствор щелочи, например KOH:

1	Cl 2 + 2e – = 2Cl
1	Cl 2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H 2 O

2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O

Все коэффициенты в этом уравнении имеют общий делитель, следовательно:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

Дисмутация хлора в горячем растворе протекает несколько иначе:

5		Cl 2 + 2e – = 2Cl
1		Cl 2 + 12OH – 10e – = 2ClO 3 + 6H 2 O

3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Большое практическое значение имеет дисмутация диоксида азота при его реакции c водой (а ) и с растворами щелочей (б ):

а )		NO 2 + 3H 2 O – e – = NO 3 + 2H 3 O			NO 2 + 2OH – e – = NO 3 + H 2 O
		NO 2 + H 2 O + e – = HNO 2 + OH			NO 2 + e – = NO 2
	2NO 2 + 2H 2 O = NO 3 + H 3 O + HNO 2			2NO 2 + 2OH = NO 3 + NO 2 + H 2 O
	2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2			2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Реакции дисмутации протекают не только в растворах, но и при нагревании твердых веществ, например, хлората калия:

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4

Характерным и очень эффектным примером внутримолекулярной ОВР является реакция термического разложения дихромата аммония (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . В этом веществе атомы азота находятся в своей низшей степени окисления (–III), а атомы хрома – в высшей (+VI). При комнатной температуре это соединение вполне устойчиво, но при нагревании интенсивно разлагается. При этом хром(VI) переходит в хром(III) – наиболее устойчивое состояние хрома, а азот(–III) – в азот(0) – также наиболее устойчивое состояние. С учетом числа атомов в формульной единице уравнения электронного баланса:

	2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III
	2N –III – 6e – = N 2 ,

а само уравнение реакции:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O .

Другой важный пример внутримолекулярной ОВР – термическое разложение перхлората калия KClO 4 . В этой реакции хлор(VII), как и всегда, когда он выступает в роли окислителя, переходит в хлор(–I), окисляя кислород(–II) до простого вещества:

1		Cl +VII + 8e – = Cl –I
2		2O –II – 4e – = O 2

и, следовательно, уравнение реакции

KClO 4 = KCl + 2O 2

Аналогично разлагается при нагревании и хлорат калия KClO 3 , если разложение проводить в присутствии катализатора (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

В отсутствие катализатора протекает реакция дисмутации.
К группе внутримолекулярных ОВР относятся и реакции термического разложения нитратов.
Обычно процессы, протекающие при нагревании нитратов довольно сложны, особенно в случае кристаллогидратов. Если в кристаллогидрате молекулы воды удерживаются слабо, то при слабом нагревании происходит обезвоживание нитрата [например, LiNO 3 . 3H 2 O и Ca(NO 3) 2 4H 2 O обезвоживаются до LiNO 3 и Ca(NO 3) 2 ], если же вода связана прочнее [как, например, в Mg(NO 3) 2 . 6H 2 O и Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O], то происходят своего рода реакции " внутримолекулярного гидролиза" с образованием основных солей – гидроксид-нитратов , которые при дальнейшем нагревании могут переходить в оксид-нитраты { и (NO 3) 6 }, последние при более высокой температуре разлагаются до оксидов.

Безводные нитраты при нагревании могут разлагаться до нитритов (если они существуют и при этой температуре еще устойчивы), а нитриты – до оксидов. Если нагревание проводится до достаточно высокой температуры, или соответствующий оксид малоустойчив (Ag 2 O, HgO), то продуктом термического разложения может быть и металл (Cu, Cd, Ag, Hg).

Несколько упрощенная схема термического разложения нитратов показана на рис. 5.

Примеры последовательных превращений, протекающих при нагревании некоторых нитратов (температуры приведены в градусах Цельсия):

KNO 3 KNO 2 K 2 O;

Ca(NO 3) 2 . 4H 2 O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;

Mg(NO 3) 2 . 6H 2 O Mg(NO 3)(OH) MgO;

Cu(NO 3) 2 . 6H 2 O Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;

Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3)(OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .

Несмотря на сложность происходящих процессов, при ответе на вопрос, что получится при " прокаливании" (то есть при температуре 400 – 500 o С) соответствующего безводного нитрата, обычно руководствуются следующими предельно упрощенными правилами:

1) нитраты наиболее активных металлов (в ряду напряжений – левее магния) разлагаются до нитритов;
2) нитраты менее активных металлов (в ряду напряжений – от магния до меди) разлагаются до оксидов;
3) нитраты наименее активных металлов (в ряду напряжений – правее меди) разлагаются до металла.

Используя эти правила, следует помнить, что в таких условиях
LiNO 3 разлагается до оксида,
Be(NO 3) 2 разлагается до оксида при более высокой температуре,
из Ni(NO 3) 2 помимо NiO может получиться и Ni(NO 2) 2 ,
Mn(NO 3) 2 разлагается до Mn 2 O 3 ,
Fe(NO 3) 2 разлагается до Fe 2 O 3 ;
из Hg(NO 3) 2 кроме ртути может получиться и ее оксид.

Рассмотрим типичные примеры реакций, относящихся к этим трем типам:

KNO 3 KNO 2 + O 2 2 N +V +2e– = N +III 1 2O– II – 4e– = O 2 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2 4Ѕ N +V + e– = N +IV 1Ѕ 2O– II – 4e– = O 2 2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2

AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Окислительно-восстановительные реакции конмутации Эти реакции могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Например, внутримолекулярные ОВР, протекающие при термическом разложении нитрата и нитрита аммония, относятся к реакциям конмутации, так как здесь происходит выравнивание степени окисления атомов азота: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (около 200 o С) NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O (60 – 70 o С) При более высокой температуре (250 – 300 o С) нитрат аммония разлагается до N 2 и NO, а при еще более высокой (выше 300 o С) – до азота и кислорода, и в том и в другом случае образуется вода. Примером межмолекулярной реакции конмутации является реакция, протекающая при сливании горячих растворов нитрита калия и хлорида аммония: NH 4 + NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 = KCl + N 2 + 2H 2 O Если проводить аналогичную реакцию, нагревая смесь кристаллических сульфата аммония и нитрата кальция, то, в зависимости от условий, реакция может протекать по-разному: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t < 250 o C) (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 + O 2 + 4H 2 O + CaSO 4 (t > 250 o С) 7(NH 4) 2 SO 4 + 3Ca(NO 3) 2 = 8N 2 + 18H 2 O + 3CaSO 4 + 4NH 4 HSO 4 (t > 250 o С) Первая и третья из этих реакций – реакции конмутации, вторая – более сложная реакция, включающая как конмутацию атомов азота, так и окисление атомов кислорода. Какая из реакций будет протекать при температуре выше 250 o С, зависит от соотношения реагентов. Реакции конмутации, приводящие к образованию хлора, протекают при обработке соляной кислотой солей кислородсодержащих кислот хлора, например: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Также по реакции конмутации образуется сера из газообразных сероводорода и диоксида серы: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O ОВР конмутации довольно многочисленны и разнообразны – к ним относятся даже некоторые кислотно-основные реакции, например: NaH + H 2 O = NaOH + H 2 . Для составления уравнений ОВР конмутации используется как электронно-ионный, так и электронный баланс, в зависимости от того, в растворе протекает данная реакция или нет. 18.8. Электролиз Изучая главу IX, вы познакомились с электролизом расплавов различных веществ. Так как подвижные ионы присутствуют и в растворах, электролизу могут быть подвергнуты также растворы различных электролитов. Как при электролизе расплавов, так и при электролизе растворов, обычно используют электроды, изготовленные из материала, не вступающего в реакцию (графита, платины и т. п.), но иногда электролиз проводят и с " растворимым" анодом. " Растворимый" анод используют в тех случаях, когда необходимо получить электрохимическим способом соединение элемента, из которого изготовлен анод. При электролизе имеет большое значение разделены анодное и катодное пространство, или электролит в процессе реакции перемешивается – продукты реакции в этих случаях могут оказаться разными. Рассмотрим важнейшие случаи электролиза. 1. Электролиз расплава NaCl. Электроды инертные (графитовые), анодное и катодное пространства разделены. Как вы уже знаете, в этом случае на катоде и на аноде протекают реакции: K: Na + e – = Na A: 2Cl – 2e – = Cl 2 Записав таким образом уравнения реакций, протекающих на электродах, мы получаем полуреакции, с которыми можем поступать точно так же, как в случае использования метода электронно-ионного баланса: 2 Na + e – = Na 1 2Cl – 2e – = Cl 2 Сложив эти уравнения полуреакций, получаем ионное уравнение электролиза 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2­ а затем и молекулярное 2NaCl 2Na + Cl 2­ В этом случае катодное и анодное пространства должны быть разделены для того, чтобы продукты реакции не реагировали между собой. В промышленности эта реакция используется для получения металлического натрия. 2. Электролиз расплава K 2 CO 3 . Электроды инертные (платиновые). Катодное и анодное пространства разделены. 4 K + e – = K 1 2CO 3 2 – 4e – = 2CO 2 + O 2 4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 2K 2 CO 3 4K + 2CO 2 + O 2 3. Электролиз воды (H 2 O). Электроды инертные. 2 2H 3 O + 2e – = H 2 + 2H 2 O 1 4OH – 4e – = O 2 + 2H 2 O 4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 Вода – очень слабый электролит, в ней содержится очень мало ионов, поэтому электролиз чистой воды протекает крайне медленно. 4. Электролиз раствора CuCl 2 . Электроды графитовые. В системе присутствуют катионы Cu 2 и H 3 O , а также анионы Cl и OH . Ионы Cu 2 более сильные окислители, чем ионы H 3 O (см. ряд напряжений), поэтому на катоде прежде всего будут разряжаться ионы меди, и только, когда их останется очень мало, будут разряжаться ионы оксония. Для анионов можно руководствоваться следующим правилом:

Задание №1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …

N +5 + 3e → N +2 │4 реакция восстановления

Si 0 − 4e → Si +4 │3 реакция окисления

N +5 (HNO 3) – окислитель, Si – восстановитель

3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO +8H 2 O

Задание №2

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

N +5 + 1e → N +4 │3 реакция восстановления

B 0 -3e → B +3 │1 реакция окисления

N +5 (HNO 3) – окислитель, B 0 – восстановитель

B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O

Задание №3

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 реакция окисления

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – окислитель, Cl -1 (HCl) – восстановитель

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Задание №4

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 реакция восстановления

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 реакция окисления

Br 2 – окислитель, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – восстановитель

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №5

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция восстановления

2I -1 -2e → l 2 0 │3 реакция окисления

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – окислитель, l -1 (Hl) – восстановитель

K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Задание №6

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

3H 2 S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O

Задание №7

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …

Определите окислитель и восстановитель.

S -2 -2e → S 0 │3 реакция окисления

Mn +7 (HMnO 4) – окислитель, S -2 (H 2 S) – восстановитель

3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O

Задание №8

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl

Определите окислитель и восстановитель.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 реакция восстановления

N +2 -3e → N +5 │8 реакция окисления

Cl +7 (HClO 4) – окислитель, N +2 (NO) – восстановитель

8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl

Задание №9

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

S -2 -2e → S 0 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, S -2 (H 2 S) – восстановитель

2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №10

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция восстановления

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, Br -1 (KBr) – восстановитель

2KMnO 4 + 10KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №11

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

PH 3 + HClO 3 → HCl + …

Определите окислитель и восстановитель.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 реакция восстановления

Cl +5 (HClO 3) – окислитель, P -3 (H 3 PO 4) – восстановитель

3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4

Задание №12

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 реакция восстановления

P -3 − 8e → P +5 │3 реакция окисления

Mn +7 (HMnO 4) – окислитель, P -3 (H 3 PO 4) – восстановитель

3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O

Задание №13

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Определите окислитель и восстановитель.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 реакция восстановления

N +2 − 3e → N +5 │2 реакция окисления

Cl +1 (KClO) – окислитель, N +2 (NO) – восстановитель

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O

Задание №14

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3

Определите окислитель и восстановитель.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 реакция восстановления

P -3 - 8e → P +5 │1 реакция окисления

Ag +1 (AgNO 3) – окислитель, P -3 (PH 3) – восстановитель

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3

Задание №15

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + NO + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 реакция восстановления

2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 реакция окисления

N +3 (KNO 2) – окислитель, I -1 (HI) – восстановитель

2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O

Задание №16

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …

Определите окислитель и восстановитель.

Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 реакция восстановления

Cl 2 0 – окислитель, S +4 (Na 2 SO 3) – восстановитель

Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl

Задание №17

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O→ MnO 2 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция восстановления

Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, Mn +2 (MnSO 4) – восстановитель

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Задание №18

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция восстановления

N +3 − 2e → N +5 │3 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, N +3 (KNO 2) – восстановитель

3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH

Задание №19

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Cr 2 O 3 + … + KOH → KNO 2 +K 2 CrO 4 + …

Определите окислитель и восстановитель.

N +5 + 2e → N +3 │3 реакция восстановления

2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 реакция окисления

N +5 (KNO 3) – окислитель, Cr +3 (Cr 2 O 3) – восстановитель

Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 +2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Задание №20

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

I 2 + K 2 SO 3 + … → K 2 SO 4 +… + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 реакция восстановления

S +4 - 2e → S +6 │1 реакция окисления

I 2 – окислитель, S +4 (K 2 SO 3) – восстановитель

I 2 + K 2 SO 3 +2KOH → K 2 SO 4 +2KI + H 2 O

Задание №21

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция восстановления

2N -3 − 6e → N 2 0 │1 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, N -3 (NH 3) – восстановитель

2KMnO 4 + 2NH 3 → 2MnO 2 +N 2 + 2KOH + 2H 2 O

Задание №22

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

NO 2 + P 2 O 3 + … → NO + K 2 HPO 4 + …

Определите окислитель и восстановитель.

N +4 + 2e → N +2 │2 реакция восстановления

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 реакция окисления

N +4 (NO 2) – окислитель, P +3 (P 2 O 3) – восстановитель

2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O

Задание №23

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

S +6 + 8e → S -2 │1 реакция восстановления

2I -1 − 2e → I 2 0 │4 реакция окисления

S +6 (H 2 SO 4) – окислитель, I -1 (KI) – восстановитель

8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

Задание №24

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

FeSO 4 + … + H 2 SO 4 → … + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция восстановления

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, Fe +2 (FeSO 4) – восстановитель

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №25

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Na 2 SO 3 + … + KOH → K 2 MnO 4 + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 реакция восстановления

S +4 − 2e → S +6 │1 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, S +4 (Na 2 SO 3) – восстановитель

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Задание №26

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

H 2 O 2 + … + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция восстановления

2O -1 − 2e → O 2 0 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, O -1 (H 2 O 2) – восстановитель

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №27

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция восстановления

S -2 − 2e → S 0 │3 реакция окисления

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – окислитель, S -2 (H 2 S) – восстановитель

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O

Задание №28

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция восстановления

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, Cl -1 (HCl) – восстановитель

2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O

Задание №29

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция восстановления

Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 реакция окисления

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – окислитель, Cr +2 (CrCl 2) – восстановитель

6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Задание №30

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + … + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 реакция восстановления

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 реакция окисления

Cr +6 (K 2 CrO 4) – окислитель, Cl -1 (HCl) – восстановитель

2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O

Задание №31

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KI + … + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция восстановления

2l -1 − 2e → l 2 0 │5 реакция окисления

Mn +7 (KMnO 4) – окислитель, l -1 (Kl) – восстановитель

10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задание №32

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 реакция восстановления

Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 реакция окисления

3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O

Задание №33

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 реакция восстановления

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 реакция окисления

Cl +5 (KClO 3) – окислитель, Fe +2 (FeSO 4) – восстановитель

6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O

Задание №34

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции.

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Процессы, протекающие в природе и осуществляемые человеком, в большинстве своём представляют ОВР. Такие важнейшие процессы, как дыхание, обмен веществ, фотосинтез (6CO2+H2O = C6H12O6 + 6O2), - всё это ОВР.

В промышленности с помощью ОВР получают , серную, соляную кислоты и многое другое.

Восстановление металлов из руд - фактически основа всей металлургической промышленности - тоже окислительно-восстановительные процессы. Например, реакция получения железа из гематита: 2Fe2O3 + 3С = 4Fe+3CO2.

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители - окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

Типичные окислители	Типичные восстановители
Простые вещества, состоящие из элементов с высокой электроотрицательностью (неметаллы): йод, фтор, хлор, бром, кислород, озон, сера и т. п.	Простые вещества, состоящие из атомов элементов с низкой электроотрицательностью (металлы или неметаллы): водород H2 , углерод C (графит ), цинк Zn, алюминий Al, кальций Ca, барий Ba, железо Fe, хром Cr и так далее.
Молекулы или ионы, содержащие в составе атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления: оксиды (SO3, CrO3, CuO, Ag2O и др.); кислоты (HClO4, HNO3, HMnO4 и др.); соли (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 и др.).	Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления: водородные соединения (HBr, HI, HF, NH3 и т. д.); соли (бескислородных кислот - K2S, NaI, соли сернистой кислоты, MnSO4 и др.); оксиды (CO, NO и др.); кислоты (HNO2, H2SO3, H3PO3 и др.).
Ионные соединения, содержащие катионы некоторых металлов с высокими СО: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ и другие.	Органические соединения: спирты, кислоты, альдегиды, сахара.

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем - восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

• восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем;

SO2 + H2O2 = H2SO4

О -1 +1е = О -2

• окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O

2О -1 -2е = О2 0

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул);
• внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель);
• диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента);
• репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

• Внутримолекулярные ОВР - это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Межмолекулярные ОВР:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Реакции диспропорционирования:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Реакции репропорционирования:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай - это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах , приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов . Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

1. Записывается уравнение реакции.
2. Определяются СО элементов.
3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

• Уравнение: Al + O2 = Al2О3
• СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3

• Составим полуреакции:

Al 0 -3е = Al +3 ;

O2 0 +4e = 2O -2

• Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al 0 -3е = Al +3 коэффициент 4;

O2 0 +4e = 2O -2 коэффициент 3.

• Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4 Al + 3 O2 = Al2O3

• Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

• Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») - сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2 +1 O -2

Электронный баланс:

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn +7 +5е = Mn +2 множитель два;

2Cl -1 -2е = Cl2 0 множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 +H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O

• Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц.) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 ­ + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Электронный баланс:

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота - снижают с +5 до +4

Cu 0 -2е = Cu +2 множитель один;

N +5 +1е = N +4 множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 ­ + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Cu + 4 HNO3(конц.) = 2 NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2 H2O

• Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2 +1 Сr2 +6 О7 -2 + Н2 +1 S -2 + Н2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Сr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O

S -2 –2e = S 0 коэффициент 3;

2Cr +6 +6e = 2Cr +3 коэффициент 1.

Подставляем:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH <7 кислая среда);
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда);
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O7 2- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:

в кислой среде продуктом будет Cr 3+ ;

в щелочной - CrO2 — , CrO3 3+ ;

в нейтральной - Cr2O3.