Окислительно-восстановительные реакции

HNO 3 , соли HNO 3

только окислители

Соединения с промежуточными степенями окисления азота могут выступать в качестве окислителей, восстанавливаясь до низших степеней окисления, или в качестве восстановителей, окисляясь до высших степеней окисления

Рисунок 1 – Изменение степени окисления азота

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом:
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – процесс окисления;

O 2 + 4ē = 2O –2 – процесс восстановления.

В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом железа отдает 3 электрона (Приложение А).

В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона.

Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов:

Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций. Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково.

Метод полуреакций применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах электролитов. В таких случаях в реакциях принимают участие не только окислитель и восстановитель, но и частицы среды: молекулы воды (Н 2 О), Н + и ОН – – ионы. Более правильным для таких реакций является применение электронно-ионных систем (полуреакций). При составлении полуреакций в водных растворах вводят, при необходимости, молекулы Н 2 О и ионы Н + или ОН – , учитывая среду протекания реакции. Слабые электролиты, малорастворимые (Приложение Б) и газообразные соединения в ионных системах записываются в молекулярной форме (Приложение В).

Рассмотрим в качестве примеров взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в кислой и щелочной среде.

Пример 3. Взаимодействие сульфата калия и перманганата калия в кислой среде :

Определим изменение степени окисления элементов и указываем их в уравнении. Высшая степень окисления марганца (+7) в KMnO 4 указывает, что KMnO 4 – окислитель. Сера в соединении K 2 SO 3 имеет степень окисления (+4) – это восстановленная форма по отношению к сере (+6) в соединении K 2 SO 4 . Таким образом, K 2 SO 3 – восстановитель. Реальные ионы, в которых находятся элементы изменяющие степень окисления и их исходные полуреакции принимают следующий вид:

Цель дальнейших действий заключатся в том, чтобы в данных полуреакциях вместо стрелок, отражающих возможное направление реакции, поставить знаки равенства. Это можно будет сделать тогда, когда в левой и правой частях каждой полуреакции будут совпадать виды элементов, число их атомов и суммарные заряды всех частиц. Чтобы добиться этого, используют дополнительные ионы или молекулы среды. Обычно это ионы Н + , ОН – и молекулы воды. В полуреакции
число атомов марганца одинаково, однако не равно число атомов кислорода, поэтому в правую часть полуреакции вводим четыре молекулы воды: . Проведя аналогичные действия (уравнивая кислород) в системе
, получаем
. В обеих полуреакциях появились атомы водорода. Их число уравнивают соответствующим добавлением в другой части уравнений эквивалентным числом ионов водорода.

Теперь уравнены все элементы, входящие в уравнения полуреакций. Осталось уравнять заряды частиц. В правой части первой полуреакции сумма всех зарядов равна +2, в то время как слева заряд +7. Равенство зарядов осуществляется добавлением в левой части уравнения пяти отрицательных зарядов в виде электронов (+5 ē). Аналогично, в уравнении второй полуреакции необходимо вычесть слева 2 ē. Теперь можно поставить знаки равенства в уравнениях обеих полуреакций:

–процесс восстановления;

–процесс окисления.

В рассматриваемом примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления, к числу электронов, высвобождающихся при окислении, равно 5 ׃ 2. Для получения суммарного уравнения реакции надо, суммируя уравнения процессов восстановления и окисления, учесть это соотношение – умножить уравнение восстановления на 2, а уравнение окисления – на 5.

Умножая коэффициенты на все члены уравнений полуреакций и суммируя между собой только правые и только левые их части, получаем окончательное уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

Сокращая подобные члены, методом вычитания одинакового количества ионов Н + и молекул Н 2 О, получаем:

Суммарное ионное уравнение записано правильно, есть соответствие среды с молекулярным. Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:

Пример 4. Взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в щелочной среде :

Определяем степени окисления элементов, изменяющих степень окисления (Mn +7 → Mn +6 , S +4 → S +6). Реальные ионы, куда входят данные элементы (
,
). Процессы (полуреакции) окисления и восстановления:

2
– процесс восстановления

1 – процесс окисления

Суммарное уравнение:

В суммарном ионном уравнении есть соответствие среды. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Реакции окисления-восстановления делятся на следующие типы:

межмолекулярного окисления-восстановления;

самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования);

внутримолекулярного окисления – восстановления.

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель – в другой.

Пример 5. При окислении гидроксида железа во влажной среде происходит следующая реакция:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – процесс окисления;

1 О 2 + 2Н 2 О + 4ē = 4OH – – процесс восстановления.

Для того чтобы убедиться в правильности записи электронно-ионных систем необходимо произвести проверку: левая и правая части полуреакций должны содержать одинаковое количество атомов элементов и зарядность. Затем, уравнивая количество принятых и отданных электронов, суммируем полуреакции:

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

4Fe(OH) 2 + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования) – это реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно для элементов, имеющих промежуточную степень окисления.

Пример 6. При взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НСlО) кислот:

Здесь и окисление и восстановление претерпевает хлор:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – процесс окисления;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – процесс восстановления.

2Cl 2 + 2H 2 O = 2HClO + 2HCl

Пример 7 . Диспропорционирование азотистой кислоты:

В данном случае окисление и восстановление претерпевает в составеHNO 2:

Суммарное уравнение:

HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NO + 3H + + 2NO + 2H 2 O

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это процесс, когда одна составная часть молекулы служит окислителем, а другая – восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут быть многие процессы термической диссоциации.

Пример 8. Термическая диссоциация NH 4 NO 2:

Здесь ион NH окисляется, а ион NO восстанавливается до свободного азота:

12NH– 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NО + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2NH+ 2NO+ 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH 4 NO 2 = 2N 2 + 4H 2 O

Пример 9 . Реакция разложения бихромата аммония:

12NH– 6 ē = N 2 + 8H +

1 Сr 2 О + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH + Сr 2 О + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

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

Окислительно-восстановительные реакции с участием более двух элементов изменяющих степень окисления.

Пример 10. Примером служит реакция взаимодействия сульфида железа с азотной кислотой, где в ходе реакции три элемента (Fe, S, N) изменяют степень окисления:

FeS 2 + HNO 3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + …

Уравнение записано не до конца и использование электронно-ионных систем (полуреакций) позволит закончить уравнение. Рассматривая степени окисления участвующих в реакции элементов, определяем, что в FeS 2 два элемента (Fe, S) окисляются, а окислителем является
(), который восстанавливается до NO:

S –1 → ()

Записываем полуреакцию окисления FeS 2:

FeS 2 → Fe 3+ +

Наличие двух ионов Fe 3+ в Fe 2 (SO 4) 3 предполагает удвоения числа атомов железа при дальнейшей записи полуреакции:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Одновременно уравниваем число атомов серы и кислорода, получаем:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 атома водорода, введением в левую часть уравнения в составе 16 молекул Н 2 О уравниваем добавлением эквивалентного числа ионов водорода (32 Н +) в правую часть уравнения:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
+ 32Н +

Зарядность правой части уравнения +30. Для того чтобы в левой части было тоже самое (+30) необходимо вычесть 30 ē:

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + – окисление;

10 NО + 4Н + + 3 ē = NО + 2H 2 O – восстановление.

2FeS 2 +16Н 2 O+10NО+40Н + = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + + 10NО + 20H 2 O

2FeS 2 +10НNО 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО +
+ 32Н + + 4H 2 O

Н 2 SO 4 +30Н +

Сокращаем обе части уравнения на одинаковое число ионов (30 Н +) методом вычитания и получаем:

2FeS 2 +10НNО 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O

Энергетика окислительно-восстановительных реакций . Условием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и окислительно-восстановительной реакции является неравенство ∆G < 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в элементарном акте окисления-восстановления;

F – число Фарадея;

ε – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной реакции.

Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя:

ε = Е ок – Е в,

В стандартных условиях:

ε ° = Е ° ок – Е ° в.

Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ∆G ° < 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Если n и F числа положительные, то необходимо, чтобы ε ° > 0, а это возможно, когда Е ° ок > Е ° в. Отсюда следует, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции является неравенство Е ° ок > Е ° в.

Пример 11. Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции:

Определив степени окисления элементов, изменяющих степень окисления, запишем полуреакции окислителя и восстановителя с указанием их потенциалов:

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 В

2Н + + 2ē = Н 2 Е ° ок = 0,0 В

Из полуреакций видно, что Е ° ок < Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). Данная реакция возможна только в обратном направлении, для которого ∆G ° < 0.

Пример 12. Рассчитайте энергию Гиббса и константу равновесия реакции восстановления перманганата калия сульфатом железа (II).

Полуреакции окислителя и восстановителя:

2 Е ° ок = +1,52В

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ Е ° в = +0,77 В

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(Е ° ок – Е ° в),

где n = 10, так как восстановитель отдает 10 ē, окислитель принимает 10 ē в элементарном акте окисления-восстановления.

∆G ° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 Дж,

∆G ° = –725 кДж.

Учитывая, что стандартное изменение энергии Гиббса связано с ее константой равновесия (К с) соотношением:

∆G ° = –RTlnК с или n·F·ε = RTlnК с,

где R = 8,31 Дж·моль –1 ·К –1 ,

F
96500 Кл·моль –1 , Т = 298 К.

Определяем константу равновесия для данной реакции, проставив в уравнении постоянные величины, переведя натуральный логарифм в десятичный:

К с = 10 127 .

Полученные данные говорят о том, что рассматриваемая реакция восстановления перманганата калия реакционноспособна (∆G ° = – 725 кДж), процесс протекает слева направо и практически необратима (К с = 10 127).

Задачник по общей и неорганической химии

2.2. Окислительно-восстановительные реакции

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.

Прежде чем приводить примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, выделим основные определения, связанные с данными превращениями.

Те атомы или ионы, которые в ходе взаимодействия меняют степень окисления с понижением (принимают электроны), называют окислителями. Среди веществ, обладающих такими свойствами, можно отметить сильные неорганические кислоты: серную, соляную, азотную.

Окислитель

Также к сильным окислителям относятся перманганаты и хроматы щелочных металлов.

Окислитель принимает то в ходе реакции, которое необходимо ему до завершения энергетического уровня (установления завершенной конфигурации).

Восстановитель

Любая схема окислительно-восстановительной реакции предполагает выявление восстановителя. К нему относят ионы или нейтральные атомы, способные повышать в ходе взаимодействия показатель степени окисления (отдают электроны иным атомам).

В качестве типичных восстановителей можно привести атомы металлов.

Процессы в ОВР

Чем еще характеризуются характеризуются изменением степеней окисления у исходных веществ.

Окисление предполагает процесс отдачи отрицательных частиц. Восстановление предполагает принятие их от других атомов (ионов).

Алгоритм разбора

Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением предлагаются в различных справочных материалах, предназначенных для подготовки старшеклассников к выпускным испытаниям по химии.

Для того чтобы успешно справиться с предлагаемые в ОГЭ и ЕГЭ заданиями, важно владеть алгоритмом составления и разбора окислительно-восстановительных процессов.

1. В первую очередь проставляют зарядовые величины у всех элементов в веществах, предложенных в схеме.
2. Выписываются атомы (ионы) из левой части реакции, которые в ходе взаимодействия, поменяли показатели.
3. При повышении степени окисления используется знак «-», а при понижении «+».
4. Между отданными и принятыми электронами определяется наименьшее общее кратное (число, на которое они делятся без остатка).
5. При делении НОК на электроны, получаем стереохимические коэффициенты.
6. Расставляем их перед формулами в уравнение.

Первый пример из ОГЭ

В девятом классе далеко не все школьники знают, как решать окислительно-восстановительные реакции. Именно поэтому они допускают множество ошибок, не получают высоких баллов за ОГЭ. Алгоритм действий приведен выше, теперь попробуем отработать его на конкретных примерах.

Особенность заданий, касающихся расстановки коэффициентов в предложенной реакции, выданных выпускникам основной ступени обучения, в том, что и левая, и правая части уравнения даны.

Это существенно упрощает задачу, так как не нужно самостоятельно придумывать продукты взаимодействия, подбирать недостающие исходные вещества.

Например, предлагается с помощью электронного баланса выявить коэффициенты в реакции:

На первый взгляд, в данной реакции не требуются стереохимические коэффициенты. Но, для того, чтобы подтвердить свою точку зрения, необходимо у всех элементов зарядовые числа.

В бинарных соединениях, к которым относится оксид меди (2) и оксид железа (2), сумма степеней окисления равна нулю, учитывая, что у кислорода она -2, у меди и железа данный показатель +2. Простые вещества не отдают (не принимают) электроны, поэтому для них характерна нулевая величина степени окисления.

Составим электронный баланс, показав знаком "+" и "-" количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов.

Fe 0 -2e=Fe 2+ .

Так как количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов одинаково, нет смысла находить наименьшее общее кратное, определять стереохимические коэффициенты, ставить их в предложенную схему взаимодействия.

Для того чтобы получить за задание максимальный балл, необходимо не только записать примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, но и выписать отдельно формулу окислителя (CuO) и восстановителя (Fe).

Второй пример с ОГЭ

Приведем еще примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, которые могут встретиться девятиклассникам, выбравшим химию в качестве выпускного экзамена.

Допустим, предлагается расставить коэффициенты в уравнении:

Na+HCl=NaCl+H 2 .

Для того чтобы справиться с поставленной задачей, сначала важно определить у каждого простого и сложного вещества показатели степеней окисления. У натрия и водорода они будут равны нулю, так как они являются простыми веществами.

В соляной кислоте водород имеют положительную, а хлор - отрицательную степень окисления. После расстановки коэффициентов получим реакцию с коэффициентами.

Первый из ЕГЭ

Как дополнить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением, встречающиеся на ЕГЭ (11 класс), предполагают дополнение пропусков, а также расстановку коэффициентов.

Например, нужно электронным балансом дополнить реакцию:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Определите восстановитель и окислитель в предложенной схеме.

Как научиться составлять окислительно-восстановительные реакции? Образец предполагает использование определенного алгоритма.

Сначала во всех веществах, данных по условию задачи, необходимо поставить степени окисления.

Далее нужно проанализировать, какое вещество может стать неизвестным продуктом в данном процессе. Поскольку в здесь присутствует окислитель (в его роли выступает марганец), восстановитель (им является сера), в искомом продукте не меняются степени окисления, следовательно, это вода.

Рассуждая о том, как правильно решать окислительно-восстановительные реакции, отметим, что следующим этапом будет составление электронного соотношения:

Mn +7 принимает 3 e= Mn +4 ;

S -2 отдает 2e= S 0 .

Катион марганца является восстановителем, а анион серы - типичный окислитель. Поскольку наименьшим кратным между принятыми и отданными электронами будет 6, получаем коэффициенты: 2, 3.

Последним этапом будет постановка коэффициентов в исходное уравнение.

3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

Второй образец ОВР в ЕГЭ

Как правильно составить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением помогут отработать алгоритм действий.

Предлагается методом электронного баланса заполнить пропуски в реакции:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Расставляем у всех элементов степени окисления. В данном процессе окислительные свойства проявляются марганцем, входящим в состав а восстановителем должен быть фосфор, меняя свою степень окисления на положительную в фосфорной кислоте.

Согласно сделанному предположению, получаем схему реакции, затем составляем уравнение электронного баланса.

P -3 отдает 8 e и превращается в P +5 ;

Mn +7 принимает 3e, переходя в Mn +4 .

НОК будет 24, поэтому у фосфора должен присутствовать стереометрический коэффициент 3, а у марганца -8.

Ставим коэффициенты в полученный процесс, получаем:

3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .

Третий пример из ЕГЭ

Путем электронно-ионного баланса нужно составить реакцию, указать восстановитель и окислитель.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .

По алгоритму расставляем у каждого элемента степени окисления. Далее определяем те вещества, что пропущены в правой и левой частях процесса. Здесь дан восстановитель и окислитель, поэтому в пропущенных соединениях степени окисления не меняются. Упущенным продуктом станет вода, а исходным соединением - сульфат калия. Получаем схему реакции, для которой составим электронный баланс.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 восстановитель;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 окислитель.

Записываем коэффициенты в уравнение, суммируя атомы марганца в правой части процесса, так как он относится к процессу диспропорционирования.

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

Заключение

Окислительно-восстановительные реакции имеют особое значение для функционирования живых организмов. Примерами ОВР являются процессы гниения, брожения, нервной деятельности, дыхания, обмена веществ.

Окисление и восстановление актуальны для металлургической и химической промышленности, благодаря таким процессам можно восстанавливать металлы из их соединений, защищать от химической коррозии, подвергать обработке.

Для составления окислительно-восстановительного процесса в органической или необходимо использовать определенный алгоритм действий. Сначала в предложенной схеме расставляют степени окисления, потом определяют те элементы, которые повысили (понизили) показатель, записывают электронный баланс.

При соблюдении последовательности действий, предложенной выше, можно без проблем справиться с заданиями, предлагаемыми в тестах.

Помимо метода электронного баланса, расстановка коэффициентов возможна также путем составления полуреакций.