Задание №1
Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Ответ: 4221
Пояснение:
А) NH 4 HCO 3 – соль, в состав которой входит катион аммония NH 4 + . В катионе аммония азот всегда имеет степень окисления, равную -3. В результате реакции он превращается в аммиак NH 3 . Водород практически всегда (кроме его соединений с металлами) имеет степень окисления, равную +1. Поэтому, чтобы молекула аммиака была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Таким образом, изменения степени окисления азота не происходит, т.е. он не проявляет окислительно-восстановительных свойств.
Б) Как уже было показано выше, азот в аммиаке NH 3 имеет степень окисления -3. В результате реакции с CuO аммиак превращается в простое вещество N 2 . В любом простом веществе степень окисления элемента, которым оно образовано, равна нулю. Таким образом, атом азота теряет свой отрицательный заряд, а поскольку за отрицательный заряд отвечают электроны, это означает их потерю атомом азота в результате реакции. Элемент, который в результате реакции теряет часть своих электронов, называется восстановителем.
В) В результате реакции NH 3 со степенью окисления азота, равной -3, превращается в оксид азота NO. Кислород практически всегда имеет степень окисления, равную -2. Поэтому для того, чтобы молекула оксида азота была электронейтральной, атом азота должен иметь степень окисления +2. Это означает, что атом азота в результате реакции изменил свою степень окисления с -3 до +2. Это говорит о потере атомом азота 5 электронов. То есть азот, как и случает Б, является восстановителем.
Г) N 2 – простое вещество. Во всех простых веществах элемент, который их образует, имеет степень окисления, равную 0. В результате реакции азот превращается в нитрид лития Li3N. Единственная степень окисления щелочного металла, кроме нуля (степень окисления 0 бывает у любого элемента), равна +1. Таким образом, чтобы структурная единица Li3N была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Получается, что в результате реакции азот приобрел отрицательный заряд, что означает присоединение электронов. Азот в данной реакции окислитель.
Задание №2
Установите соответствие между схемой реакции и свойством элемента фосфора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 1224
Задание №3
| УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ | |
| А) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Б) 2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 В) 4Zn + 10HNO 3 → NH 4 NO 3 + 4Zn(NO 3) 2 + 3H 2 O Г) 3NO 2 + H 2 O → 2HNO 3 + NO |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 1463
Задание №4
Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ | ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ |
| А) SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO Б) 2NH 3 + 2Na → 2NaNH 2 + H 2 В) 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 Г) 4NH 3 + 6NO → 5N 2 + 6H 2 O |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3425
Задание №5
Установите соответствие между схемой реакции и коэффициентом перед окислителем в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| СХЕМА РЕАКЦИИ | КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД ОКИСЛИТЕЛЕМ |
| А) NH 3 + O 2 → N 2 + H 2 O Б) Cu + HNO 3 (конц.) → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O В) C + HNO 3 → NO 2 + CO 2 + H 2 O Г) S + HNO 3 →H 2 SO 4 + NO |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3442
Задание №6
Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ | ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ |
| А) 2NH 3 + K → 2KNH 2 + H 2 Б) H 2 S + K → K 2 S + H 2 В) 4NH 3 + 6NO → 5N 2 + 6H 2 O Г) 2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 4436
Задание №7
Установите соответствие между исходными веществами и свойством меди, которое этот элемент проявляет в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 2124
Задание №8
Установите соответствие между схемой реакции и свойством серы, которое она проявляет в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3224
Задание №9
Установите соответствие между схемой реакции и свойством фосфора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3242
Задание №10
Установите соответствие между схемой реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 2141
Задание №11
Установите соответствие между схемой реакции и свойством фтора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 1444
Задание №12
Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления восстановителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| СХЕМА РЕАКЦИИ | |
| А) NaIO → NaI + NaIO 3 Б) HI + H 2 O 2 → I 2 + H 2 O В) NaIO 3 → NaI + O 2 Г) NaIO 4 → NaI + O 2 | 1) I +5 → I −1 2) O −2 → O 0 3) I +7 →I −1 4) I +1 → I −1 5) I +1 → I +5 6) I −1 → I 0 |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 5622
Задание №13
Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления восстановителя в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ | ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ |
| А) H 2 S + I 2 → S + 2HI Б) Cl 2 + 2HI → I 2 + 2HCl В) 2SO 3 + 2KI → I 2 + SO 2 + K 2 SO 4 Г) S + 3NO 2 → SO 3 + 3NO |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 5331
Задание №14
Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления серы в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ | ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ |
| А) S + O 2 → SO 2 Б) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr В) C + H 2 SO 4 (конц.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O Г) 2H 2 S + O 2 → 2H 2 O + 2S |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 4123
Задание №15
| ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ | ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ |
| А) S −2 → S +4 Б) S −2 → S +6 В) S +6 → S −2 Г) S −2 → S 0 | 1) Cu 2 S и O 2 2) H 2 S и Br 2 (р-р) 3) Mg и H 2 SO 4 (конц.) 4) H 2 SO 3 и O 2 5) PbS и HNO 3 (конц.) 6) C и H 2 SO 4 (конц.) |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 1532
Задание №16
Установите соответствие между изменением степени окисления серы в реакции и формулами исходных веществ, которую в нее вступают: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ | ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ |
| А) S 0 → S +4 Б) S +4 → S +6 В) S −2 → S 0 Г) S +6 → S +4 | 1) Cu и H 2 SO 4 (разб.) 2) H 2 S и O 2 (недост.) 3) S и H 2 SO 4 (конц.) |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3523
Задание №17
Установите соответствие между свойствами азота и уравнением окислительно-восстановительной реакции, в которой он проявляет эти свойства: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 2143
Задание №18
Установите соответствие между изменением степени окисления хлора в реакции и формулами исходных веществ, которую в нее вступают: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ | ФОРМУЛЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ |
| А) Cl 0 → Cl −1 Б) Cl −1 → Cl 0 В) Cl +5 → Cl −1 Г) Cl 0 → Cl +5 | 1) KClO 3 (нагревание) 2) Cl 2 и NaOH(горяч. р-р) 3) KCl и H 2 SO 4 (конц.) 6) KClO 4 и H 2 SO 4 (конц.) |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 2412
Задание №19
Установите соответствие между формулой иона и его способностью проявлять окислительно-восстановительные свойства: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 2332
Задание №20
Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
| СХЕМА РЕАКЦИИ | ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ |
| А) MnCO 3 + KClO 3 → MnO 2 + KCl + CO 2 Б) Cl 2 + I 2 + H 2 O → HCl + HIO 3 В) H 2 MnO 4 → HMnO 4 + MnO 2 + H 2 O Г) Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O | 1) Cl 0 → Cl − 2) Mn +6 → Mn +4 3) Cl +5 → Cl − 4) Mn +7 → Mn +6 5) Mn +2 → Mn +4 6) S +4 → S +6 |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 3124
Задание №21
Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления восстановителя в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
По изменению степени окисления все химические реакции можно разделить на два типа:
I.Реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к реакциям ионного обмена.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Реакции, идущие с изменением степени окисления элементов,
входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 +2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Степень окисления (окисленности) – характеристика состояния атомов элементов в составе молекулы. Она характеризует неравномерность распределения электронов между атомами элементов и соответствует заряду, который приобрел бы атом элемента, если бы все общие электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательного элемента. В зависимости от относительной электроотрицательности элементов, образующих связь, электронная пара может быть смещена к одному из атомов или симметрично расположена относительно ядер атомов. Поэтому степень окисления элементов может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение.
Элементы, атомы которых принимают электроны от других атомов, имеют отрицательную степень окисления. Элементы, атомы которых отдают свои электроны другим атомам, имеют положительную степень окисления. Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, а также, если вещество находится в атомном состоянии.
Степень окисления обозначается +1, +2.
Заряд иона 1+, 2+.
Степень окисления элемента в соединении определяется по правилам:
1.Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю.
2.Некоторые элементы почти во всех своих соединениях проявляют постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Hимеет степень окисления +1 (за исключением гидридов металлов).
Oимеет степень окисления –2 (за исключением фторидов).
3.Элементы I, II и III групп главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы.
Элементы Na, Ba, Al: степень окисления +1, +2,+3 соответственно.
4.Для элементов, имеющих переменную степень окисления, существует понятие высшая и низшая степени окисления.
Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И.Менделеева, в которой находится элемент.
Элементы N,Cl: высшая степень окисления +5,+7соответственно.
Низшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И Менделеева, в которой находится элемент минус восемь.
Элементы N,Cl: низшая степень окисления -3,-1 соответственно.
5.В одноэлементных ионах степень окисления элемента равна заряду иона.
Fe 3+ - степень окисления равна +3; S 2- - степень окисления равна -2.
6.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в молекуле равна нулю.
KNO 3 ; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Степень окисления азота равна +5.
7.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в ионе равна заряду иона.
SO 4 2- ; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Степень окисления серы равна +6.
8.В соединениях, состоящих из двух элементов, элемент, который записан справа, всегда имеет низшую степень окисления.
Реакции, в которых изменяется степень окисления элементов, относятся к окислительно-восстановительным реакциям /ОВР/. Эти реакции состоят из процессов окисления и восстановления.
Окислением называется процесс отдачи электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.
Al 0 – 3e = Al 3+
H 2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= Cl 2
При окислении степень окисления элемента повышается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, отдающий электроны, называется восстановителем. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - восстановители. Восстановитель окисляется.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
При восстановлении степень окисления элемента понижается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, принимающий электроны, называется окислителем. S, Fe 3+ , Cl 2 – окислители. Окислитель восстанавливается.
Общее число электронов в системе при химической реакции не изменяется. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) в растворах используют ионно-электронный метод (метод полуреакций).
ОВР могут протекать в кислой, нейтральной или щелочной средах. В уравнениях реакций учитывают возможное участие молекул воды (HOH) и содержащихся в растворе в зависимости от характера среды избытка ионов Н + или ОН - :
в кислой среде – НОН и ионы Н + ;
в нейтральной среде – только НОН;
в щелочной среде – НОН и ионы ОН - .
При составлении уравнений ОВР необходимо придерживаться определенной последовательности:
1.Написать схему реакции.
2.Определить элементы, которые изменили степень окисления.
3.Написать схему в кратком ионно-молекулярном виде: сильные электролиты в виде ионов, слабые электролиты в виде молекул.
4.Составить уравнения процессов окисления и восстановления (уравнения полуреакций). Для этого записать элементы, изменяющие степень окисления в виде реальных частиц (ионов, атомов, молекул) и уравнять число каждого элемента в левой и правой частях полуреакции.
Примечание:
Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты (Р РО 4 3-) , то недостаток кислорода поставляется средой.
Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукты (SO 4 2- SO 2) , то освобождающийся кислород связывается средой.
5.Уравнять левую и правую части уравнений по числу зарядов. Для этого прибавить или вычесть необходимое число электронов.
6.Подобрать множители для полуреакций окисления и восстановления так, чтобы число электронов при окислении было равно числу электронов при восстановлении.
7.Суммировать полуреакции окисления и восстановления с учетом найденных множителей.
8.Полученное ионно-молекулярное уравнение записать в молекулярной форме.
9.Провести проверку по кислороду.
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
а) Межмолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав различных молекул.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
б) Внутримолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав одной молекулы.
По этому признаку различают окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
Как вы помните, коэффициенты в сложных окислительно-восстановительных реакциях расставляют, используя метод электронного баланса:
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.
1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:
2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:
Сущность всех приведенных выше примеров окислительно-восстановительных реакций была представлена с помощью хорошо известного вам метода электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в реагентах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов в процессах окисления и восстановления. Этот метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. Этим он универсален и удобен. Но в то же время он имеет серьезный недостаток - при выражении сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, указываются частицы, которые реально не существуют.
В этом случае удобнее использовать другой метод - метод полуреакций. Он основан на составлении ионноэлектронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующем суммировании их в общее уравнение. В этом методе не используют понятие «степень окисления», а продукты определяются при выводе уравнения реакции.
Продемонстрируем этот метод на примере: составим уравнение окислительно-восстановительной реакции цинка с концентрированной азотной кислотой.
1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, окислитель и продукт его восстановления:
2. Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления (это 1-я полуреакция):
3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления (это 2-я полуреакция):
Обратите внимание: электронно-ионные уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы и заряда.
4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между восстановителем и окислителем было сбалансированно:
5. Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции:
Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:
- Соблюдение равенства по числу атомов элементов и по числу зарядов
- Число атомов элементов должно быть равно в левой и правой частях ионного уравнения реакции.
- Общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.
6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда.
1. Как определить окислительно-восстановительную реакцию?
Существуют различные классификации химических реакций. К одной из них относится такие, при которых вещества, вступающие во взаимодействие друг с другом (или само вещество) меняют степени окисления элементов.
В качестве примера рассмотрим две реакции:
Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
Н +1 Cl -1 + К +1 О -2 Н +1 = К +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)
В реакции (1) участвуют цинк и соляная кислота . Цинк и водород меняют свои степени окисления, хлор оставляет свою степень окисления неизменной:
Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1
А в реакции (2), (реакция нейтрализации ), хлор, водород, калий, и кислород не меняют свои степени окисления: Сl -1 = Cl -1 , H +1 = H +1 , К +1 = К +1 , O -2 = O -2 ; Реакция (1) относится к окислительно-восстановительной, а реакция (2) принадлежит к другому типу.
Химические реакции, которые осуществляются с изменением
степени окисления элементов
, называются окислительно-восстановительными. 
Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степе ни окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.
В случае реакции (1) элементы Zn и Н меняют свои состояния, теряя или приобретая электроны. Цинк, отдавая 2 электрона, переходит в ионное состояние – становится катионом Zn 2+ . В данном случае происходит процесс восстановления и цинк окисляется. Водород приобретает 2 электрона, проявляет окислительные свойства, сам в процессе реакции восстанавливается .
2. Определение степени окисления элементов .
Степень окисления элементов в его соединениях определяется, исходя из положения, что общий суммарный заряд степеней окисления всех элементов данного соединения равен нулю. Например, в соединении Н 3 РО 4 степени окисления у водорода +1, у фосфора +5, у кислорода -2; Составив математическое уравнение определим, что в сумме число частиц (атомов или ионов) составят заряд равный нулю: (+1)x3+(+5)+(-2)х4 = 0
Но в данном примере уже заданы степени окисления элементов. Каким же образом можно определить степень окисления cеры, например, в соединении тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 , или марганца в соединении перманганат калия - КMnO 4 ? Для этого необходимо знать постоянные степени окисления ряда элементов . Они имеют следующие значения:
1) Элементы I группы периодической системы (в том числе водород в соединении с неметаллами) +1;
2) Элементы II группы периодической системы +2;
3) Элементы III группы периодической системы +3;
4) Кислород (кроме в соединении со фтором или в перекисных соединениях) -2;
Исходя из этих постоянных значений степеней окисления (для натрия и кислорода) определим степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 . Поскольку суммарный заряд всех степеней окисления элементов, состав которых отражает данная формула соединения , равен нулю, то обозначив неизвестный заряд у серы «2Х » (поскольку в формуле два атома серы), составим следующее математическое равенство:
(+1) х 2 + 2Х + (-2) х 3 = 0
Решая это уравнение относительно 2 х, получим
2Х= (-1) х 2 + (+2) х 3
или
Х
= [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Следовательно, степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 равна (+2). Но неужели всегда будет необходимо пользоваться таким неудобным методом для определения степеней окисления тех или иных элементов в соединениях? Конечно же не всегда. К примеру, для бинарных соединений: оксидов, сульфидов, нитридов и т.д., можно пользоваться для определения степеней окисления так называемым методом «крест-на-крест». Допустим, дана формула соединения:
оксид титана
– Ti 2 O 3 . Используя простой математический анализ, исходя из того, что степень окисления кислорода нам известна и равна (-2): Ti 2 O 3 , нетрудно установить, что степень окисления у титана будет равна (+3). Или, к примеру, в соединении метан
СН 4 известно, что степень окисления водорода равна (+1), тогда не составляет труда определить степень окисления углерода. Она будет соответствовать в формуле этого соединения (-4). Так же, пользуясь методом «крест-на-крест», не сложно установить, что если дана следующая формула соединения
Cr 4 Si 3 , то степень окисления хрома в неё равна (+3), а кремния (-4).
Для солей так же это не предоставляется затруднительным. Причём не имеет значения, дана или средняя соль
или кислая соль
. В данных случаях необходимо исходить из солеобразующей кислоты. К примеру, дана соль нитрат натрия
(NaNO 3). Известно, что она является производной азотной кислоты (НNO 3), а в этом соединении степень окисления азота равна (+5), следовательно, и в её соли – нитрате натрия, степень окисления азота так же равна (+5). Гидрокарбонат натрия
(NaHCO 3) является кислой солью угольной кислоты (H 2 CO 3). Так же, как и в кислоте, степень окисления углерода в этой соли будет равна (+4).
Следует отметить то обстоятельство, что степени окисления в соединениях: металлах и неметаллах (при составлении уравнения электронного баланса ) равны нулю: К 0 , Са 0 , Аl 0 , Н 2 0 , Cl 2 0 ,N 2 0 В качестве примера приведём степени окисления наиболее типичных элементов:
Только окислителями являются вещества, имеющие максимальную, как правило положительную, степень окисления, например: КCl +7 O 4 , H 2 S +6 O 4 , K 2 Cr +6 O 4 , HN +5 O 3 , KMn +7 O 4 . Это легко доказать. Если бы данные соединения могли быть восстановителями, то в данных состояниях они должны были бы отдавать электроны:
Cl +7 – е = Cl +8
S +6 – е = S +7
Но элементы хлор и сера не могут существовать с такими степенями окисления. Аналогичным образом, только восстановителями являются вещества, имеющие минимальную, как правило, отрицательную степень окисления, например: H 2 S -2 , HJ - , N -3 H 3. В процессе окислительно-восстановительных реакций такие соединения не могут быть окислителями, поскольку им пришлось бы присоединять электроны:
S -2 + е = S -3
J - + е = J -2
Но для серы и йода ионы с такими степенями окисления не характерны. Элементы с промежуточными степенями окисления, например N +1 , N +4 , S +4 , Сl +3 , С +2 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
3
. Типы окислительно-восстановительных реакций.
Существует четыре типа окислительно-восстановительных реакций.
1)
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
.
Наиболее часто встречающийся тип реакций. При данных реакциях изменяются степени окисления
элементов
в разных молекулах, например:
2Bi +3 Сl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4
Bi +3 - 3е = Bi 0
Sn +2 + 2е = Sn +4
2) Разновидностью межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций является реакция конпропорционирования, в которой окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента: в данной реакции два атома одного элемента различными степенями окисления образуют один атом с иной степенью окисления:
SO 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2Н 2 O
S -2 - 2е = S 0
S +4 + 4е = S 0
3) Реакции диспропорционирования осуществляются в случае, если окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, или один атом элемента с одной степенью окисления образует соединение с двумя степенями окисления:
N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O
N +4 - е = N +5
N +4 + е = N +3
4) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции происходят в случаях, когда атом-окислитель и атом - восстановитель находятся в составе одного вещества, например:
N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O
2N -3 - 8е =2N +1
2N +5 + 8е = 2N +1
4 . Механизм окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например:
Al 0 - 3e = Al 3+
2Cl - - 2e = Cl 2 0
Fe 2+ - e = Fe 3+
В данных примерах Al 0 , Cl - , Fe 2+ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl 3+ , Сl 2 0 , Fe 3+ называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом является окислителем, например:
Ca 2+ + 2e = Ca 0
Cl 2 0 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl 2 ,F 2 , О 2) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn +7 , Cr +6 , Fe +3). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S -2 , Сl -1 , N -3 , P -3);
Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений
других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса
, либо метод электронно-ионных уравнений
(иногда последний называют «метод полуреакций
»). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота
(H 2 SO 4) вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):
H 2 SO 4 (конц.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O
Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:
J - → J 0 2
S +6 → S -2
Чтобы составить необходимо учесть, что количество частиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой
2J - - 2e
→ J 0 2
S +6 + 8e
→ S -2
Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:
2J - - 2e
→ J 0 2 |8
S +6 + 8e
→ S -2 |2
Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:
2J - - 2e
→ J 0 2 |4
S +6 + 8e
→ S -2 |1
Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:
2J - - 2e
→ J 0 2 |4
S +6 + 8e
→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
После этого необходимо . Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + Н 2 O
Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента « 4 » перед водой, получим полное уравнение:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4Н 2 O
Данное уравнение можно составить, используя метод электронно- ионного баланса . В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:
HJ ↔ Н + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-
J 2 не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н 2 О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:
2J - - 2e
→ J 0 2
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:
SO 4 -2 → S -2
Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:
SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 О
Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):
SO 4 2- + 8Н + → S -2 + 4H 2 О
Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций :
SO 4 2- + 8Н + + 8е → S -2 + 4H 2 О
Суммируя обе полуреакции, получим уравнение электронного баланса :
2J - - 2e
→ J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8е
→ S -2 + 4H 2 О |2 1
8J - + SO 4 2- +8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восстановительной реакции, чем метод электронного баланса. Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.
Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстанови-тельных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса . Некоторые окислительно-восстановительные процессы осу-ществляются при участии щелочной среды, например:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 +H 2 O
В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО 2 -), который окисляется до хромат-иона (CrO -2 4). Окислитель - бром (Br 0 2) восстанавливается до бромид-иона (Br -):
СrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3e
= CrO 2- 4 + 2H 2 O
Вторую полуреакцию составляем уже известным способом:
CrO 2 - + 4OH - -3е
= CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2e
= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O
После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного процесса примет вид:
2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.
В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и недиссоциируемые вещества. Например:
AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:
AsH 3 + 4H 2 O – 8e
= AsO 4 3- + 11H + |1
NО 3 + 2H + + e
= NO 2 + H 2 O |8
AsH 3 + 8NО 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O
Молекулярное уравнение примет вид:
AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота :
Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
D окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2
В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:
2Cu
+ - 2e
→ 2Cu
2+ | 10e
S 2- - 8e
→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3e
→ N 2+ | 3e
При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:
2Cu + - 2e
→ 2Cu 2+
S 2- - 8e
→ S 6+ 3 (процессы восстановления
)
_______________________
N 5+ + 3e
→ N 2+ 10 (процесс окисления)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:
3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.
Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:
C 6 H 12 O 6 +KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
При составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:
C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e = 6CO 2 + 24H +
Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:
MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ +4H 2 O
В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:
C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e
= 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5e
= Mn +2 + 4H 2 O |24
___________________________________________________
5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O
Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции , получим итоговое молекулярное уравнение :
5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O
5. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.
В зависимости от среды (избыток H + , нейтральной, избыток OH -) может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Для создания кислой среды обычно используется серная кислота (H 2 SO 4), азотная кислота (HNO 3), соляная кислота (HCl), в качестве среды OH - применяют гидроксид натрия (NaOH) или гидроксид калия (KOH). Например покажем, как среда влияет на переманганат калия (КMnO 4) . и продукты его реакции:
Для примера возьмём в качестве восстановителя Na 2 SO 3 , в качестве окислителя KMnO 4
В кислой среде:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO 3 2- + H 2 O - 2e
→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e
→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
В нейтральной (или слабощелочной) :
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
SO 3 2- + H 2 O - 2e
→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e
→ MnO 2 + 4OН |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OН
В сильно щелочной среде:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO 3 2- + 2 OН - - 2e
→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + e
→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Пероксид водорода (Н 2 О 2) в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:
1) Кислая среда (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2е → 2H 2 O
2) Нейтральная среда (Н 2 О) H 2 O 2 + 2е → 2ОН
3) Щелочная среда (ОН -) H 2 O 2 + 2е → 2ОН
Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как окислитель:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - е
= Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2е
= 2Н 2 О |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 Н 2 О
Однако, встречаясь с очень сильными окислителями (KMnO 4) Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как восстановитель:
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
H 2 O 2 – 2e
→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e
→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O
6.
Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций. 
В практической части данной темы рассматриваются окислительно-восстановительные процессы с указанием только исходных реагентов. Продукты реакций, как правило, необходимо определить. Например, в реакции участвуют хлорид железа (FeCl 3) и иодид калия (KJ):
FeCl 3 + KJ = A + B + C
требуется установить формулы соединений A, B, C, образующиеся в результате окислительно-восстановительного процесса.
Исходные степени окисления реагентов следующие: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Нетрудно предположить, что Fe 3+ , являясь окислителем (имеет максимальную степень окисления), может только снизить свою степень окисления до Fe 2+ :
Fe 3+ + e = Fe 2+
Хлорид-ион и ион калия в реакции не изменяют свою степень окисления, а иодид-ион может только повысить свою степень окисления, т.е. перейти в состояние J 2 0:
2J - - 2e = J 2 0
В результате реакции, помимо окислительно-восстановительного процесса, произойдет реакция обмена между FeCl 3 и KJ, но с учетом изменения степеней окисления реакция определяется не по данной схеме:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
а примет вид
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
где в качестве продукта C обозначается соединение J 2 0:
FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2
Fe 3+ + e ═> Fe 2+ |2
2J - - 2e ═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
В дальнейшем, при определении продуктов окислительно-восстановительного процесса, можно применять так называемую «систему лифта». Принцип её заключается в том, что любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить, как движение лифтов в многоэтажном строении в двух взаимно противоположных направлениях. Причём, «этажами» будут являться степени окисления соответствующих элементов. Поскольку любая из двух полуреакций в окислительно-восстановительном процессе сопровождается либо понижением, либо повышением степени окисления того или иного элемента, то простым рассуждением можно предположить о возможных их степенях окисления в образующихся продуктах реакции.
В качестве примера приведём реакцию, в которой сера реагирует с концентрированным раствором гидроксида натрия (NaOH):
S + NaOH(конц) = (А) + (В) + H 2 O
Поскольку в данной реакции изменения будут происходить только со степенями окисления серы, то для наглядности составим диаграмму её возможных состояний:
Соединениями (А) и (В) не могут быть одновременно состояния серы S +4 и S +6 , поскольку в данном случае процесс происходил бы только с отдачей электронов, т.е. являлся бы восстановительным:
S 0 - 4е = S +4
S 0 - 6е = S +6
Но это противоречило бы принципу окислительно-восстановительных процессов. Тогда следует полагать, что в одном случае процесс должен проходить с отдачей электронов, а в другом двигаться в противоположном направлении, т.е. быть окислительным:
S 0 - 4е = S +4
S 0 + 2е = S -2
С другой стороны, насколько вероятно, что процесс восстановления будет осуществляться до состояния S +4 или до S +6 ? Поскольку реакция протекает в щелочной, а не в кислой среде, то окислительная возможность её значительно ниже, поэтому образование соединения S +4 в этой реакции предпочтительнее, чем S +6 . Следовательно, реакция в окончательном варианте примет вид:
4S + 6NaOH(конц) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S 0 +2e = S - 2 | 4 | 2
S 0 + 6OH - - 4e = SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1
3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
В качестве другого примера разберём следующую реакцию между фосфином и концентрированной азотной кислотой (HNO 3) :
PH 3 + HNO 3 = (А) + (В) + H 2 O
В данном случае имеем изменяющиеся степени окисления у фосфора и азота. Для наглядности приведём диаграммы состояния их степеней окисления.
Фосфор в состоянии степени окисления (-3) будет проявлять только восстановительные свойства, поэтому в реакции он будет повышать свою степень окисления. Азотная кислота сама по себе является сильным окислителем и создаёт кислую среду, поэтому фосфор от состояния (-3) достигнет своей максимальной степени окисления (+5).
В противоположность этому азот будет понижать свою степень окисления. В реакциях данного типа обычно до состояния (+4).
Далее нетрудно предположить, что фосфор в состоянии (+5), являясь продуктом (А), может быть только ортофосфорной кислотой H 3 PO 4, поскольку среда реакции сильнокислая. Азот в таких случаях, обычно принимает степень окисления (+2) или (+4), чаще (+4). Поэтом продуктом (В) будет оксид азота NO 2 . Остаётся только решить это уравнение методом баланса:
P - 3 – 8e
= P +5 | 1
N+ 5 + e
= N +4 | 8
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.