Окислительно-восстановительный реакции

ЕГЭ. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительный реакции

(скачать pdf файл)

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Правило 1. Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2­
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2.1) Металлы (стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe  →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2

S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

5) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

S + 2H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O

P + 5HNO3(конц.)  → H3PO4 + 5NO2 + H2O

S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

I2 + 10HNO3(к) →  2HIO3 + 10NO2+ 4H2O (t, другие галогены с кислотами не реагируют)

Правило 2.Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH →  K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O   

6P + 5KClO3 →  5KCl + 3P2O5        

3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

Правило 3. Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O

2NH3 + 3CuO →  3Cu + N2­ + 6H2O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO2 + NH4Cl →  N2­­ + NaCl + 2H2O                (по сути, идет разложение нитрита аммония: NH4NO2 →  N2 + 2H2O)

Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 →  2N2­­ + CaSO4 + 4H2O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe+2 и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 →  2NO­­ + I2 + 2K2SO4 + 2H2O

HNO2 + 2HI →  2NO­­ + I2 + 2H2O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы могут восстанавливаться до нитрит-ионов (соединениями Cr, Mn, Fe, сплавление в щелочной среде):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O

KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2

2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

6) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]

NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]

KNO3 + 4Mg + 6H2O → NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

7) Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O2 типичными окислителями:
KMnO4, K2Cr2O7, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO3) и некоторыми другими.

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O

3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 →  K2SO4 + 2NO + 3O2­ + 4H2O

2) Перекись водорода восстанавливается до H2O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K2SO3 (SO2, сульфиты), KNO2 (нитриты), PbS (H2S, сульфиды), соединения Cr+3 в щелочной среде, соединения Fe+2, NH3 и некоторыми другими.

H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O

H2O2 + KNO2 →  KNO3 + H2O

3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH →  2Na2CrO4 + 4H2O

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2Br2 + CrCl2 + 8NaOH →  Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl2, Br2, I2:

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
16HCl + 2KMnO4  → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов до H2S:

2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO2, во втором H2S.

2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

Правило 6. Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br2, I2, растворами солей K2Cr2O7, KMnO4 и др.

:
3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
5Na2S + 2KMnO4 + 16HCl →  5S + 2MnCl2 + 10NaCl + 2KCl + 8H2O
H2S + Br2 → S + 2HBr
H2S + H2O2 →  S + 2H2O (образование H2SO4 возможно, зависит от условий задания)

2) С H2SO4(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)

K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S–2 -6e → S+4.
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.

3) Окисление H2S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl2 в воде, H2O2, HNO3(конц.) при нагревании:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2S + 8HNO3(конц.) →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH

5) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. Медь

1) Соединения Cu+2 окисляют соединения S+4 и I– (восстанавливаясь до Cu+1):

2CuCl2 + SO2 + 2H2O → 2CuCl + 2HCl + H2SO4
2Cu(NO3)2 + 4KI → 2CuI + I2 + 4KNO3

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + 3H2O

2) Йодиды меди реагируют с H2SO4(к) с образованием SO2, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H2S:

2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

3) Медь  по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl2 → CuCl2
Cu + Br2 → CuBr2
2Cu + I2 → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu2O (t)
CuCl2 + Cu → 2CuCl (t).

Правило 8. Железо

1) Соединения Fe+3 окисляют соединения S–2, S+4, I– и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe+2):

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O

2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl

2FeCl3 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2)

Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2)

2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe+2 окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe+3:

6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O

3) Железо  по-разному реагирует с галогенами:

2Fe + 3F2 → 2FeF3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2)

4) Соединения Fe+2, Fe+3 также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na2FeO4) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO4 + 2NaClO3 + 12NaOH → 3Na2FeO4 + 2NaCl + 3Na2SO4 + 6H2O.

Правило 9. Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn+2:
K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO42– (зеленого цвета):
MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH →  K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO2:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O →  2MnO2 + 3S + 8KOH
K2MnO4 + Na2S + 2H2O → S + MnO2 + 2NaOH + 2KOH

Правило 10. Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr+3:
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

2) Окисление соединений Cr+2 в кислой среде протекает с образованием солей Cr+3:

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

3) Окисление соединений Cr+3 очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO3, Cl2, KClO3, H2O2 и др. в щел. среде):

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH →  2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

4) Соединения Cr+6 в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na2CrO4.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Правило 11. Среда раствора

1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции:

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2­

2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO2 в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора:

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4.

Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

Источник: https://chemrise.ru/theory/short_ovr_rules

Урок №8-9. Окислительно – восстановительные реакции. Окисление и восстановление – ХиМуЛя.com

Окислительно-восстановительный реакции

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравненийреакций. В чём их существенное отличие?  Изменились ли степени окисления элементов вэтих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементовне изменились, а во втором изменились – у меди и железа.

Вторая реакция относится кокислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяютсястепени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктовреакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно – восстановительныхреакций – метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотримметод электронного баланса.

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и впродуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: числоэлектронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,присоединённых окислителем.

Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктовреакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + H2O
Алгоритм расстановки коэффициентов
1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно – 4.Следовательно, и перед HCl ставим – 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент – 2. В результате получится химическое уравнение:
Рассмотрим более сложное уравнение:
H2S + KMnO4 + H2SO4 =S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Расставляем степени окисления химических элементов:
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции
Ссылка на источник

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электроноватомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+      

Fe2+ – e-= Fe3+

H2 – 2e-= 2H+      

2Cl- – 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электроноватомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- =S2- 

Сl2 + 2е-= 2Сl- 

Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы,молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Ато­мы, молекулы или ионы,присоединяющие электроны, называются окислителями.Во время реакции они восстанавливаются.

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,   то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4.Окислительно-восстановительные реакции представляют собойединство двух противоположных процессов -окисления и восстановле­ния.

Число электронов,отдаваемых восстановителем,  равно числу электронов,присоединяемых окислителем.

 ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр№1  Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр№2  Метод электронного баланса

Тренажёр№3  Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формуламих соединений: H2S, O2, NH3, HNO3, Fe, K2Cr2O7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серыпри следующих переходах:

А) H2S → SO2→ SO3

Б) SO2→ H2SO3→ Na2SO3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменениястепени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажитепроцессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишитереакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H2+ZnCl2

Б) Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu

№4. Даны схемы уравнений реакций:
СuS + HNO3(разбавленная) = Cu(NO3)2 +S + NO + H2O

K + H2O = KOH + H2Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.

Укажите вещество – окислитель и вещество – восстановитель.

СМОТРИ УРОК ПО ТЕМЕ “ОВР” В 8 КЛАСЕ

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no8-9-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii-okislenie-i-vosstanovlenie

Окислительно-восстановительные реакции. урок. Химия 9 Класс

Окислительно-восстановительный реакции

На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.

До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции – +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:

Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:

Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления

Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.

   +1-2+1    +1-1  +1 -1   +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.

     -4 +1     0     +4 -2   +1 -2

2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода  поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:

 -4             +4

С -8е =С       – процесс окисления

 0               -2

О +2е = О    – процесс восстановления

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс, необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:

-4               +4

С -8е =С                –  восстановитель, окисляется

 0                 -2

О +2е = О     4      окислитель, восстанавливается

Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.

Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.

Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) (Источник).

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

Домашнее задание

1. №10.40 – 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. Участие в реакции простых веществ – верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О2.

Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/9-klass/okislitelnovosstanovitelnye-reakcii/okislitelno-vosstanovitelnye-reaktsii

Как?! Вы до сих пор не умеете писать ОВР?! Я вас научу! 9.1 Кто вы, господа окислители и восстановители?

Окислительно-восстановительный реакции

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам

Сегодня – особенный день. “И что же в нем такого необычного?” – спросите вы. Отвечаю. Я, наконец-то, добралась до моего самого любимого царства-королевства, до моих конфет и пирожных, малинок и клубничек! Окислительно-восстановительные реакции! Вы даже не представляете, насколько это интересно!

Мои ученики в процессе подготовки к экзамену по химии, проходят несколько стадий вызревания. Первое серьезное испытание на прочность – газы! Это из серии “гестапо отдыхает”.

Решив огромное количество газовых задач, по сравнению с которыми 28-е задачи ЕГЭ – детский лепет, народ полностью структурирует свой мозг и настраивает мышление на профессиональное восприятие химии по-взрослому.

Вторая ступень химической зрелости и мудрости – окислительно-восстановительные реакции. Они приучают к усидчивости и внимательности.

Набравшись опыта в написании ОВР, ребята начинают чувствовать себя ломоносовыми, клапейронами и менделеевыми в одном флаконе. За спиной вырастают крылья и…

понеслось! Дальнейшее изучение химии проходит на едином дыхании, профессиональный рост – в геометрической прогрессии. На этой стадии мои ученики уже могут заткнуть за пояс каждого второго школьного преподавателя химии!

Понимая всю серьезность материала статьи, я отключила мобильную связь с внешним миром – с Карлсоном, Алисой (которая из страны Чудес), Сири, Фрекен Бок (тем более, что она работает химичкой в школе, где учится Малыш) и всеми остальными озорниками и хулиганами.

Оставила только астральную связь для служебного пользования. Возможно, музы на чаек залетят или еще кто-нибудь забредет. А мы с вами займемся самым интересным делом – будем раскладывать по полочкам все накопленные мною знания по теории и практике окислительно-восстановительных реакций.

Долго будем этим заниматься. Пока не надоест. Итак, поехали!

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.

ОВР протекают с участием двух участников – окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:

1) Окисление – процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется – окислитель восстанавливается).

2) Восстановление – процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается – восстановитель окисляется).

Кто же вы, господа окислители и восстановители? Как вас узнать среди огромного количества химических веществ? Сегодня разберем самые общие характеристики участников ОВР (окислителей и восстановителей) на отдельных примерах.

После изучения технологии написания ОВР (в следующей статье), поработаем с целыми семействами окислителей и восстановителей, с неорганическими и органическими веществами, проводя реакции в разных средах.

А пока – читаем внимательно!

Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).

Окислительная активность – способность атома отбирать электроны у других атомов.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу.

Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он – более сильный окислитель

Окислительную активность определяют два фактора:

1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель – фтор, на втором месте – кислород.

2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.

Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы). Почему? Да, потому что у такого атома на внешнем уровне вообще нет валентных электронов. Ни одного. Все валентные электроны он где-то потерял (отдал кому-то) и остался гол, как сокол (в чем мать родила). Больше отдавать нечего, поэтому можно только присоединять.

У вас часто возникает вопрос – почему при дефиците электронов формируется положительная степень окисления или положительный заряд иона (т.е.

почему у окислителя валентные электроны в дефиците или отсутствуют, а его заряд +n)? Да, потому что электроны заряжены отрицательно, а протоны (в ядре) – положительно. В электронейтральном атоме протоны и электроны уравновешены (сколько протонов, столько электронов).

Если электроны убрать, то проявятся положительные заряды протонов, которые никуда не деваются в химических реакциях (их можно сдвинуть с насиженного места только ядерными реакциями). Теперь понятно? Если все еще “ежик в тумане”, читайте эту и следующие статьи.

Я буду рассматривать все тяжело понимаемые моменты с разных сторон. В конце концов, все станет на свои места и туман рассеется.

Давайте, придумаем образ окислителя. Кто вы, мистер-окислитель? Это – захватчик, завоеватель, грабитель, который скачет на коне и, угрожая, копьем и ружьем, отбирает электроны у восстановителей (часто, отбирает все, что есть).

Окислитель не только безжалостный разбойник, но еще и жадина – очень проблематично вернуть назад электроны, которые забрал окислитель.

Как только окислитель ограбит восстановителя (заберет у него электроны) он тут же падает вниз по градационной шкале степеней окисления (“падает в глазах окружающих”).

Пример сильного окислителя – перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.

Ребята, не слушайте училок-химичек, которые заставляют запоминать продукты ВСЕХ окислительно-восстановительных реакций. Если вы забыли образующиеся вещества и просите помочь, они орут, обзывая вас неучами и и бездельниками.

При этом, сами срочно хватают спасательный учебник по химии и пафосно зачитывают вам и всему классу продукты конкретной реакции.

Вы задайте этим глупым училкам вопрос – помнят ли они дни рождения всех своих родственников? Что касается меня, то после 16-ти часов работы (такое тоже бывает), я часто забываю номер своего телефона. Но…

ЛЮБУЮ ОВР напишу за пару минут (как говорят, темной ночью под кроватью)! Потому, что знаю особые секреты окислительно-восстановительных реакций, которые, между прочим, собираюсь раскрыть моим ученикам и всем моим читателям.

Постепенно, статья за статьей, мы будем изучать технологию написания окислительно-восстановительных реакций, знакомиться с целыми семействами окислителей и восстановителей, их особенностями, характером поведения в разных средах, предполагаемыми продукты. Лукавить не буду, кое-что нам, все-таки, придется запомнить. Совсем немного. Чуть-чуть. Примерно 15 точек, включающих продукты ОВР и основные рекомендации. И вы напишите ЛЮБУЮ окислительно-восстановительную реакцию! В ЛЮБОЙ среде!

Первое задание: запомните три продукта восстановления перманганат-иона (выделено красным цветом) в зависимости от среды протекания окислительно-восстановительной реакции (кислая, нейтральная или щелочная).

Восстановитель – атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).

Восстановительная активность – способность атома отдавать электроны другим атомам.

Восстановительную активность определяют два фактора:

1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).

2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность.

Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна “восемь минус номер группы”. Для металлов – ноль. Как только восстановитель отдаст электроны окислителю, он поднимется вверх по градационной шкале степеней окисления (“растет в глазах окружающих”).

Посмотрите, как ведет себя сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления).

Настало время придумать образ восстановителя. Кто вы, мистер-восстановитель? У меня восстановитель ассоциируется с добрым дедушкой-альтруистом, который одаривает электронами каждого желающего окислителя.

Как же вас различить, господа окислители и восстановители в группе веществ, предложенных для реакций?!

Окислитель можно отыскать по высокой (иногда, максимально высокой) степени окисления, кроме того, мы изучим многие семейные портреты окислителей. Продукты окислителей мы ЗАПОМНИМ (их около 10, не более), кроме того, проведем анализ процесса восстановления окислителя по градационной шкале степеней окисления.

Восстановитель отыщем по низкой (иногда, максимально низкой) степени окисления. Продукт восстановителя будем устанавливать путем анализа с использованием градационных шкал степеней окисления. Хотя… сделаю вам подарок. Читайте мнемоническое стихотворение. Пригодится.

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии.

Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7 (903) 186-74-55.

Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5b5237690fd17e00a8a96f05/5c1e95776538ba00abefe674

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель – HIMI4KA

Окислительно-восстановительный реакции
ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

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

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

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

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

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

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

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

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

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

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

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

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

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

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

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

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

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

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца.

Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16.

Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

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

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

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

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

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

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

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

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

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

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

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

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

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl.

Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения.

Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

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

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

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

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

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

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

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2.

Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур.

С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

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

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

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

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция.

В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn2+, в нейтральной или слабощелочной — до MnO2, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO42–.

Данные переходы описываются следующими уравнениями

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

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

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

В кислой среде образуются ионы Cr3+:

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

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

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

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

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

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

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

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

Тренировочные задания

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

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

2. KNO3 + Al → KAlO2 + Al2O3 + N2.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

18. Sb + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + H2O.

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

20. S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O.

21. H2S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O.

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

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

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

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

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

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

28. H2SO4 + C → SO2 + CO2 + H2O.

29. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2S + H2O.

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

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

32. PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O.

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

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

35. KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O.

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

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

38. HNO3 + I2 → HIO3 + NO2 + H2O.

39. HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O.

40. H2SO4 + HI → I2 + H2S + S + H2O.

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

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

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

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

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

46. H2SO4 + Cu2S → CuSO4 + SO2 + H2O.

47. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.

48. Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O.

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

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

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

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

Ответы

Источник: https://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-12-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii-okislitel-i-vosstanovitel.html

Vse-referaty
Добавить комментарий