ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например:

Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂↑,

FeS₂ + 8HNO₃(конц) = Fe(NO₃)₃ + 5NO↑ + 2H₂SO₄ + 2H₂O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:

Например:

Al - 3e^- = Al³⁺

H₂ - 2e^- = 2H⁺

При окислении степень окисления повышается.

Если отрицательно заряженный ион (заряд -1), например Cl^-, отдает 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

2Cl^- - 2e^- = Cl₂

Если положительно заряженный ион или атом отдает электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺

Восстановление - это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

Например:

Сl₂ + 2е- = 2Сl^-

S + 2е^- = S^2-

Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается:

Fe³⁺ + e- = Fe²⁺

или он может перейти в нейтральный атом:

Fe²⁺ + 2e- = Fe⁰

Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.

Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель - е^- ↔ Окислитель

Окислитель + е^- ↔ Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Металлы, водород, уголь Оксид углерода(II) CO Сероводород H2S, оксид серы(IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и ее соли Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl Хлорид олова(II) SnCl2, сульфат железа(II) FeSO4, сульфат марганца(II) MnSO4, сульфат хрома(III) Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота(II) NO Фосфористая кислота H3PO3 Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе

Галогены Перманганат калия KMnO4 , манганат калия K2MnO4 , оксид марганца(IV) MnO2 Дихромат калия K2Cr2O7 , хромат калия K2CrO4 Азотная кислота HNO3 Кислород O2, озон О3, пероксид водорода Н2О2 Серная кислота H2SO4(конц.), селеновая кислота H2SeO4 Оксид меди(II) CuO, оксид серебра(I) Ag2O, оксид свинца(IV) PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au 3+ и др.) Хлорид железа(III) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот Анод при электролизе

Метод электронного баланса.

Для уравнивания ОВР используют несколько способов, из которых мы пока рассмотрим один - метод электронного баланса.

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:

Al + O₂ = Al₂O₃

Пусть вас не вводит в заблуждение простота этого уравнения. Наша задача - разобраться в методе, который в будущем позволит вам уравнивать гораздо более сложные реакции.

Итак, в чем заключается метод электронного баланса? Баланс - это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:

Al⁰ + O₂⁰ = Al₂⁺³O₃^-2

Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород - принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

Al⁰ - 3e- = Al⁺³

O₂⁰ + 4e- = 2O^-2

Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе - на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O₂) - найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al₂O₃ необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем окисление алюминия кислородом.

Например, известная всем "марганцовка" – марганцевокислый калий KMnO₄ - является сильным окислителем за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl^– отдает ему электрон, превращаясь в атом хлора. Это иногда используют для получения газообразного хлора в лаборатории:

K⁺Mn⁺⁷O₄^-2 + K⁺Cl^- + H₂SO₄ = Cl₂⁰ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Составим схему электронного баланса:

Mn⁺⁷ + 5e- = Mn⁺²

2Cl^- - 2e- = Cl₂⁰

Двойка и пятерка - главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать все другие коэффициенты. Перед Cl₂ следует поставить коэффициент 5 (или 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO₄ - коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим двум коэффициентам. Это гораздо легче, чем действовать простым перебором чисел.

2 KMnO₄ + 10KCl + 8H₂SO₄ = 5Cl₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Чтобы уравнять количество атомов К (12 атомов слева), надо перед K₂SO₄ в правой части уравнения поставить коэффициент 6. Наконец, чтобы уравнять кислород и водород, достаточно перед H₂SO₄ и H₂O поставить коэффициент 8. Мы получили уравнение в окончательном виде.

Метод электронного баланса, как мы видим, не исключает и обыкновенного подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, но может заметно облегчить такой подбор.

Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd²⁺ + 2NO₃^- = Cu²⁺ + 2NO₃^- + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd²⁺ = Cu²⁺ + Рd

Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой

(с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО₂ → Сl₂ + MnСl₂ + Н₂О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО₂ - окислитель. Составляем электронные уравнения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответствен­но равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO₂ → Сl₂ + MnСl₂ + Н₂О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО₂. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО₂ = Сl₂ + MnСl₂ + 2Н₂О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

4Н⁺ + 4Сl^- + МnО₂ = Сl₂ + Мn²⁺ + 2Сl^- + 2Н₂О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

4Н⁺ + 2Сl^- + МnО₂ = Сl₂ + Мn²⁺ + 2Н₂О

Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н₂S + КМnO₄ + Н₂SО₄ → S + МnSО₄ + К₂SO₄ + Н₂О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н₂S - восстановитель, КМnО₄ - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н₂S и 2 моль КМnО₄, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО₄. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К₂SО₄ и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н₂S + 2КМnО₄ + ЗН₂SО₄ = 5S + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2 • 4 + 3 • 4 = 20 и в правой части 2 • 4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5S + 2Мn²⁺ + 8Н₂О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.

Классификация ОВР

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
(когда окислитель и восстановитель - разные вещества);

2) Реакции диспропорционирования
(когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);

3) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
(когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая - в роли восстановителя).>

Рассмотрим примеры реакций трех типов.

1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.
Рассмотрим несколько более сложный случай, когда не весь окислитель может быть израсходован в реакции, поскольку часть его участвует в обычной - не окислительно-восстановительной реакции обмена:

Cu⁰ + H⁺N⁺⁵O₃^-2 = Cu⁺²(N⁺⁵O_3^-2)₂+ N⁺²O^-2 + H₂O

Часть частиц NO₃^- участвует в реакции в качестве окислителя, давая оксид азота NO, а часть ионов NO₃^- в неизменном виде переходит в соединение меди Cu(NO₃)₂. Составим электронный баланс:

Cu⁰ - 2e- = Cu⁺²

N⁺⁵+ 3e- = N⁺²

Поставим найденный для меди коэффициент 3 перед Cu и Cu(NO₃)₂. А вот коэффициент 2 следует поставить только перед NO, потому что весь имеющийся в нем азот участвовал в окислительно-восстановительной реакции. Было бы ошибкой поставить коэффициент 2 перед HNO₃, потому что это вещество включает в себя и те атомы азота, которые не участвуют в окислении-восстановлении и входят в состав продукта Cu(NO₃)₂ (частицы NO₃^- здесь иногда называют "ионом-наблюдателем").

Остальные коэффициенты подбираются без труда по уже найденным:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента в промежуточной степени окисления.

Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:

HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O₃ + N⁺²O + H₂O

Эту реакцию можно представить как реакцию между HNO₂ и HNO₂ как окислителем и восстановителем и применить метод электронного баланса:

HN⁺³O₂ + HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O3 + N⁺²O + H₂O

N⁺³ - 2e- = N⁺⁵

N⁺³ + e- = N⁺²

Получаем уравнение:

2HNO₂ + 1HNO₂ = 1HNO₃ + 2NO + H₂O

Или, складывая вместе моли HNO₂:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO₃ при нагревании:

KCl⁺⁵O_3^-2 = KCl^- + O₂⁰

Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:

Cl⁺⁵ + 6e- = Cl^-

2O^-2 - 2e- = O₂⁰

Здесь возникает сложность - какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO₃ - ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель?

В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:

KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Теперь ясно, что перед KClO₃ надо поставить коэффициент 2.

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.

Метод полуреакций

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса.
При пропускании сероводорода Н₂S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО₄ малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:

Н₂S → S + 2H⁺

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Н₂S - 2е^- = S + 2H⁺

Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н₂S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO₄^- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn²⁺ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

MnO₄^- → Mn²⁺

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО₄, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

MnO₄^- + 8Н⁺ → Мn²⁺ + 4Н₂О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4Н₂О

Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н⁺, окончательно получим

5Н₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5S + 2Mn²⁺ + 8Н₂О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по срав­нению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов , а есть ионы .

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов.

Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.