 |
Окислительно-восстановительных реакций
|
|
|
|
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.
В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:
4K2Fe+6O-24 + 10H2SO4 ® 2Fe+32(SO4)3 + 4K2SO4 + 10H2O + 3O02
восстановитель 2O-2 – 4e ® O02 3 окисляется
окислитель 2Fe+6 +6e ® 2Fe+3 2 восстанавливается
Cu+12S-2 + 2O02 + CaCO3 ® 2Cu+2O + CaS+4O3 + CO2
восстановитель Cu2S – 8e ® 2Cu+2 +S+4 1 окисляется
окислитель O20 +4e ® 2O-2 2 восстанавливается
или
 | |||
 | |||
восстановители 2Сu +1 –2 e ®2Cu+2
S–2 – 6e ® S+4 -8e 1 окисляются
окислитель O20 +4e ® 2O-2 2 восстанавливается
В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса.
Метод полуреакций применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах. Метод же электронного баланса позволяет установить стехиометрические отношения в любых реакциях окисления-восстановления, независимо от среды. Поэтому в школьном курсе химии наиболее целесообразно использование метода электронного баланса.
|
|
|
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций. Продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от ряда факторов: температуры, концентрации реагентов, рН среды, мольного соотношения реагирующих веществ и т.д. В одной и той же реакции может получаться смесь продуктов (например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами), в таком случае нужно считать правильным любой из возможных вариантов.
При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH3, PH3, H2S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO3, H2SO4, SO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7).
Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N2, NO, HNO2, KNO2, H2O2, S, SO2 и другие.
На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.
Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.
Вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, выступают окислителями, в низшей – восстановителями, а остальные могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
|
|
|
На первых порах удобно пользоваться следующими таблицами:
| Восстановители | Продукты окисления | Условия или среда |
| 1. Металлы, м | М+, М2+, М3+ | кислая и нейтральная среда |
| 2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al | [Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-, ZnO22-, AlO2- | · щелочная среда (раствор), · щелочная среда (сплавление) |
| 3. Углерод, С | СО СО2 | · при высокой температуре, · при горении, в кислой среде |
| 4. Оксид углерода (II), СО | СО2 | |
| 5. Сера, S | SO2, SO42-, SO32- | · кислая среда, · щелочная среда |
| 6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2- | S SO2 H2SO4, SO42- | · с сильными окислителями, · при обжиге, · с сильными окислителями |
| 7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3) | SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4) | · в газовой сфере, · в водных растворах |
| 8. Фосфор, Р, фосфин РН3, фосфиты РО33- | Р2О5 Н3РО4, РО43- | · в газовой сфере, · в водных растворах |
| 9. Аммиак, NH3 | N2 NO | · в большинстве случаев, · каталитическое окисление |
| 10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2-(KNO2) | HNO3 NO3-(KNO3) | |
| 11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли | Cl2, Br2, I2 | |
| 12. Катионы Cr3+ | CrO42 - Cr2O72 - | · щелочная среда, · кислая среда |
| 13. Катионы Fe2+, Cu+ | Fe3+, Cu2+ Fe(OH)3,Cu(OH)2 FeO42- | · в кислой среде · в щелочной среде · очень сильные окислители в щелочной среде |
| 14. Катионы Mn2+ | MnO2 MnO42- MnO4- | · нейтральная среда, · щелочная среда, · кислая среда |
| 15.MnO2 | MnO42- MnO4- | · щелочная среда, · кислая среда |
| 16. Пероксид водорода, Н2О2 | О2 + Н+ О2 + Н2О | · кислая среда. · нейтральная среда |
| Окислители | Продукты восстановления | Среда |
| 1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2 | F -, Cl -, Br -, I - | |
| 2. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3 | Cl -, Br - | |
| 3. Кислород, О2 | O2- | |
| 4. Озон, О3 | Н2О + О2 ОН - + О2 | · кислая среда, · нейтральная среда |
| 5. Сера, S | S2- | |
| 6. Оксид серы (VI), SO3 | SO2 | |
| 7. Оксид серы (IV), SO2 | S | |
| 8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2- | NO N2 | · в большинстве случаев, · с солями аммония |
| 9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3, | NO N2 NH3 | · в большинстве случаев |
| 10. Нитраты, NO3- | NO2- NH3 | · в расплавах, · с сильными восстановителями: |
| 11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72- | [Cr(OH)6]3- Cr(OH)3 Cr3+ | · щелочная среда, · нейтральная среда, · кислая среда |
| 12. Катионы, Fe3+, Cu2+ | Fe2+, Cu+ | |
| 13. Перманганаты, MnO4 - | Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O | · кислая среда, · нейтральная, слабощелочная среда, · сильнощелочная среда |
| 14. Манганат ион MnO4 2- | Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь | · кислая среда, · нейтральная, слабощелочная среда, |
| 14. Пероксид водорода, Н2О2 | Н2О ОН - | · кислая среда, · нейтральная и щелочная среда |
| 15. H2SO4 (конц.), HNO3 | рассмотрены отдельно |
|
|
|
|
|
|
