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.
При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем.
Описанный метод уравнивания ОВР носит название «метод баланса по степеням окисления».
Излагаемый в большинстве пособий по химии и широко используемый на практике метод электронного баланса для уравнивания ОВР можно применять с оговорками о том, что степень окисления не равна заряду.
2. Метод полуреакций.
В тех случаях , когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не от изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а от изменения зарядов реальных частиц, то есть учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества).
В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ионы, не изменяющие своего состояния, - исключать из уравнения. При этом процессы окисления и восстановления записывают в виде отдельных полуреакций. Уравняв их по количеству атомов каждого вида, полуреакции складывают, умножив каждую на такой коэффициент, который уравнивает изменение заряда окислителя и восстановителя.
Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме.
Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального), для таких реакций в ионной схеме, кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ион Н + или ион ОН - , или молекула Н 2 О).
Пример 5. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O .
Решение. Записываем реакцию в ионном виде, учитывая, что все вещества, кроме воды, диссоциируют на ионы:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NО 3 - + H 2 O
(K + и SO 4 2 - остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что окислитель перманганат-ион (MnO 4 -) превращается в Mn 2+ -ион и при этом освобождаются четыре атома кислорода.
В кислой среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода связывается с 2Н + с образованием молекулы воды.
Отсюда следует : MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O .
Находим разницу зарядов продуктов и реагентов: Dq = +2-7 = -5 (знак "-" показывает, что протекает процесс восстановления и 5присоединяется к реагентам). Для второго процесса, превращения NO 2 - в NO 3 - , недостающий кислород поступает из воды к восстановителю, и в результате образуется избыток ионов Н + , при этом реагенты теряют 2:
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Таким образом получаем:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (восстановление),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (окисление).
Умножая члены первого уравнения на 2, а второго - на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H + .
Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами: в щелочной и нейтральной среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН -), а каждый недостающий - поступает к восстановителю из 2-х ОН - -ионов с образованием одной молекулы воды в щелочной среде, а в нейтральной - поступает из воды с освобождением 2-х ионов Н + .
Если в окислительно-восстановительной реакции участвует пероксид водорода (Н 2 О 2), надо учитывать роль Н 2 О 2 в конкретной реакции. В Н 2 О 2 кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н 2 О 2 является окислителем , полуреакции имеют следующий вид:
Н 2 О 2 + 2Н + + 2? ® 2Н 2 О (кислая среда);
Н 2 О 2 +2? ® 2ОН - (нейтральная и щелочная среды).
Если пероксид водорода является восстановителем :
Н 2 О 2 - 2? ® О 2 + 2Н + (кислая среда);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (щелочная и нейтральная).
Пример 6. Уравнять реакцию: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Решение. Записываем реакцию в ионном виде:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Cоставляем полуреакции, учитывая, что H 2 O 2 в этой реакции является окислителем и реакция протекает в кислой среде:
1 2I - - 2= I 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Конечное уравнение: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций:
1 . Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяются степени окисления атомов элементов, входящих в состав разных веществ. Реакции, рассмотренные в примерах 2-6, относятся к этому типу.
2 . Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых степень окисления изменяют атомы разных элементов одного и того же вещества. По такому механизму протекают реакции термического разложения соединений. Например, в реакции
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
изменяет степень окисления азот (N +5 ® N +4) и атом кислорода (О - 2 ® О 2 0), находящиеся внутри молекулы Pb(NO 3) 2 .
3. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации). В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Реакции диспропорционирования характерны для соединений или элементов веществ, соответствующих одной из промежуточных степеней окисления элемента.
Пример 7. Используя все выше изложенные методы, уравнять реакцию:
Решение.
а) Метод баланса степеней окисления.
Определим степени окисления участвующих в окислительно-восстановительном процессе элементов до и после реакции:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Из сравнения степеней окисления следует, что марганец одновременно участвует в процессе окисления, повышая степень окисления с +6 до +7, и в процессе восстановления, понижая степень окисления с +6 до +4.2 Mn +6 ® Mn +7 ; Dw = 7-6 = +1 (процесс окисления, восстановитель),
1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (процесс восстановления, окислитель).
Поскольку в данной реакции окислителем и восстановителем выступает одно и то же вещество (K 2 MnO 4), коэффициенты перед ним суммируются. Записываем уравнение:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
б) Метод полуреакций.
Реакция протекает в нейтральной среде. Составляем ионную схему реакции, учитывая при этом, что Н 2 О является слабым электролитом, а MnO 2 - малорастворимый в воде оксид:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Записываем полуреакции:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (окисление),
1 MnO 4 2 - + 2Н 2 О + 2? ® MnO 2 + 4ОН - (восстановление).
Умножаем на коэффициенты и складываем обе полуреакции, получаем суммарное ионное уравнение:
3MnO 4 2 - + 2Н 2 О = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH - .
Молекулярное уравнение: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH .
В этом случае K 2 MnO 4 является одновременно и окислителем, и восстановителем.
4. Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления, в которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента (то есть обратные ранее рассмотренным), являются процессами контрдиспропорционирования (коммутации), например
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (процесс окисления, восстановитель),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (процесс восстановления, окислитель).
Наиболее сложными являются окислительно-восстановительные реакции, в которых окислению или восстановлению подвергаются одновременно атомы или ионы не одного, а двух или нескольких элементов.
Пример 8. Используя вышеизложенные методы, уравнять реакцию:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
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.
- В первую очередь проставляют зарядовые величины у всех элементов в веществах, предложенных в схеме.
- Выписываются атомы (ионы) из левой части реакции, которые в ходе взаимодействия, поменяли показатели.
- При повышении степени окисления используется знак «-», а при понижении «+».
- Между отданными и принятыми электронами определяется наименьшее общее кратное (число, на которое они делятся без остатка).
- При делении НОК на электроны, получаем стереохимические коэффициенты.
- 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.
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:
|
Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления:
|
| 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:
- Записывается уравнение реакции.
- Определяются СО элементов.
- Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
- Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
- Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
- 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:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH <7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда);
- 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.
