До таких відносять реакції, в яких речовини, що реагують, обмінюються електронами, змінюючи при цьому ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Наприклад:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (кінець) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Переважна більшість хімічних реакцій відносяться до окислювально-відновних, вони відіграють виключно важливу роль.

Окислення - це процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом віддає свої електрони, то він набуває позитивного заряду:

Наприклад:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

При окисненні ступінь окиснення підвищується.

Якщо негативно заряджений іон (заряд -1), наприклад Cl - , віддає 1 електрон, він стає нейтральним атомом:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Якщо позитивно заряджений іон або атом віддає електрони, то величина його позитивного заряду збільшується відповідно до числа відданих електронів:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом приєднує електрони, він перетворюється на негативно заряджений іон:

Наприклад:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то величина його заряду зменшується:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

або він може перейти в нейтральний атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Окислювачем є атом, молекула або іон, який приймає електрони. Відновником є ​​атом, молекула чи іон, що віддає електрони.

Окислювач у процесі реакції відновлюється, відновник – окислюється.

Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов'язане з окисленням, що можна виразити рівняннями:

Відновник - е - ↔ Окислювач

Окислювач + е ​​- ↔ Відновник

Тому окислювально-відновні реакції є єдністю двох протилежних процесів - окислення і відновлення

Найважливіші відновники та окислювачі

Відновлювачі

Окислювачі

Метали, водень, вугілля Оксид вуглецю(II) CO Сірководень H 2 S, оксид сірки(IV) SO 2 , сірчиста кислота H 2 SO 3 та її солі Йодоводнева кислота HI, бромоводнева кислота HBr, соляна кислота HCl Хлорид олова(II) SnCl 2 , сульфат заліза(II) FeSO 4 , сульфат марганцю(II) MnSO 4 , сульфат хрому(III) Cr 2 (SO 4) 3 Азотиста кислота HNO 2 , аміак NH 3 , гідразин N 2 H 4 , оксид азоту(II) NO Фосфориста кислота H3PO3 Альдегіди, спирти, мурашина та щавлева кислоти, глюкоза Катод при електролізі

Галогени Перманганат калію KMnO 4 , манганат калію K 2 MnO 4 , оксид марганцю(IV) MnO 2 Дихромат калію K 2 Cr 2 O 7 хромат калію K 2 CrO 4 Азотна кислота HNO 3 Кисень O 2 , озон Про 3 , пероксид водню Н 2 Про 2 Сірчана кислота H 2 SO 4 (конц.), селенова кислота H 2 SeO 4 Оксид міді(II) CuO, оксид срібла(I) Ag 2 O, оксид свинцю(IV) PbO 2 Іони благородних металів (Ag + , Au 3+ та ін.) Хлорид заліза(III) FeCl 3 Гіпохлорити, хлорати та перхлорати Царська горілка, суміш концентрованої азотної та плавикової кислот Анод при електролізі

Спосіб електронного балансу.

Для зрівнювання ОВР використовують кілька способів, з яких ми поки що розглянемо один - метод електронного балансу.

Напишемо рівняння реакції між алюмінієм та киснем:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Нехай вас не вводить в оману простота цього рівняння. Наше завдання – розібратися в методі, який у майбутньому дозволить вам зрівнювати набагато складніші реакції.

Отже, у чому полягає метод електронного балансу? Баланс – це рівність. Тому слід зробити однаковою кількість електронів, які віддає один елемент і приймає інший елемент цієї реакції. Спочатку ця кількість виглядає різною, що видно з різних ступенів окислення алюмінію та кисню:

Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2

Алюміній віддає електрони (набуває позитивного ступеня окислення), а кисень - приймає електрони (набуває негативного ступеня окислення). Щоб отримати ступінь окислення +3, атом алюмінію має віддати 3 електрони. Молекула кисню, щоб перетворитися на кисневі атоми зі ступенем окислення -2, повинна прийняти 4 електрони:

Al 0 - 3e- = Al +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

Щоб кількість відданих і прийнятих електронів вирівнялося, перше рівняння треба помножити на 4, а друге - на 3. Для цього достатньо перемістити числа відданих та прийнятих електронів проти верхнього та нижнього рядка так, як показано на схемі вгорі.

Якщо тепер у рівнянні перед відновником (Al) ми поставимо знайдений нами коефіцієнт 4, а перед окислювачем (O 2) - знайдений нами коефіцієнт 3, кількість відданих і прийнятих електронів вирівнюється і стає рівним 12. Електронний баланс досягнутий. Видно, перед продуктом реакції Al 2 O 3 необхідний коефіцієнт 2. Тепер рівняння окислювально-відновної реакції зрівняно:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Всі переваги методу електронного балансу виявляються у складніших випадках, ніж окислення алюмінію киснем.

Наприклад, відома всім "марганцівка" – марганцевокислий калій KMnO 4 – є сильним окислювачем за рахунок атома Mn у ступені окислення +7. Навіть аніон хлору Cl – віддає йому електрон, перетворюючись на атом хлору. Це іноді використовують для одержання газоподібного хлору в лабораторії:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Складемо схему електронного балансу:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Двійка та п'ятірка – головні коефіцієнти рівняння, завдяки яким вдається легко підібрати всі інші коефіцієнти. Перед Cl 2 слід поставити коефіцієнт 5 (або 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO 4 - коефіцієнт 2. Решта всіх коефіцієнтів прив'язують до цих двох коефіцієнтів. Це набагато легше, ніж діяти простим перебором чисел.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Щоб зрівняти кількість атомів К (12 атомів зліва), треба перед K 2 SO 4 у правій частині рівняння поставити коефіцієнт 6. Нарешті, щоб зрівняти кисень і водень, достатньо перед H 2 SO 4 і H 2 O поставити коефіцієнт 8. Ми отримали рівняння у остаточному вигляді.

p align="justify"> Метод електронного балансу, як ми бачимо, не виключає і звичайного підбору коефіцієнтів в рівняннях окислювально-відновних реакцій, але може помітно полегшити такий підбір.

Упорядкування рівняння реакції міді з розчином нітрату паладію (II) . Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції та покажемо зміни ступенів окислення:

з яких випливає, що при відновнику та окислювачі коефіцієнти дорівнюють 1. Остаточне рівняння реакції:

Cu + Pd (NO 3) 2 = Cu (NO 3) 2 + Pd

Як бачимо, у сумарному рівнянні реакції електрони не фігурують.

Щоб перевірити правильність складеного рівняння, підраховуємо число атомів кожного елемента у його правій та лівій частинах. Наприклад, у правій частині 6 атомів кисню, у лівій також 6 атомів; паладія 1 та 1; міді теж 1 і 1. Отже, рівняння складено правильно.

Переписуємо це рівняння в іонній формі:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Рd

І після скорочення однакових іонів отримаємо

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Рd

Упорядкування рівняння реакції взаємодії оксиду марганцю (IV) з концентрованою соляною кислотою

(за допомогою цієї реакції в лабораторних умовах одержують хлор).

Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Покажемо зміну ступенів окиснення атомів до та після реакції:

Ця реакція окислювально-відновна, оскільки змінюються ступеня окиснення атомів хлору та марганцю. НCl - відновник, MnО 2 - окислювач. Складаємо електронні рівняння:

і знаходимо коефіцієнти при відновнику та окислювачі. Вони відповідно дорівнюють 2 і 1. Коефіцієнт 2 (а не 1) ставиться тому, що 2 атоми хлору зі ступенем окислення -1 віддають 2 електрони. Цей коефіцієнт вже стоїть в електронному рівнянні:

2НСl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Знаходимо коефіцієнти для інших речовин, що реагують. З електронних рівнянь видно, що у 2 моль HCl доводиться 1 моль MnО 2 . Однак, враховуючи, що для зв'язування двозарядного іона марганцю, що утворюється, потрібно ще 2 моль кислоти, перед відновником слід поставити коефіцієнт 4. Тоді води вийде 2 моль. Остаточне рівняння має вигляд

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Перевірку правильності написання рівняння можна обмежити підрахунком числа атомів одного будь-якого елемента, наприклад хлору: у лівій частині 4 і правої 2 + 2 = 4.

Оскільки в методі електронного балансу зображуються рівняння реакцій у молекулярній формі, то після складання та перевірки їх слід написати в іонній формі.

Перепишемо складене рівняння в іонній формі:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

і після скорочення однакових іонів в обох частинах рівняння отримаємо

4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О

Упорядкування рівняння реакції взаємодії сірководню з підкисленим розчином перманганату калію.

Напишемо схему реакції - формули вихідних та отриманих речовин:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SО 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

Потім покажемо зміну ступенів окиснення атомів до і після реакції:

Змінюються ступеня окислення у атомів сірки та марганцю (Н 2 S - відновник, КМnО 4 - окислювач). Складаємо електронні рівняння, тобто. зображаємо процеси віддачі та приєднання електронів:

І нарешті, знаходимо коефіцієнти при окислювачі та відновнику, а потім при інших реагуючих речовин. З електронних рівнянь видно, що треба взяти 5 моль Н 2 S і 2 моль КМnО 4 тоді отримаємо 5 моль атомів S і 2 моль МnSО 4 . Крім того, зі зіставлення атомів у лівій та правій частинах рівняння, знайдемо, що утворюється також 1 моль До 2 SО 4 та 8 моль води. Остаточне рівняння реакції матиме вигляд

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SО 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SО 4 + 8Н 2 О

Правильність написання рівняння підтверджується підрахунком атомів одного елемента, наприклад, кисню; у лівій частині їх 24 + 34 = 20 і в правій частині 24 + 4 + 8 = 20.

Переписуємо рівняння в іонній формі:

5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О

Відомо, що правильно написане рівняння реакції є виразом закону збереження маси речовин. Тому число тих самих атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції має бути однаковим. Повинні зберігатись і заряди. Сума зарядів вихідних речовин завжди повинна дорівнювати сумі зарядів продуктів реакції.

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Класифікація ОВР

Розрізняють три основні типи окисно-відновних реакцій:

1) Реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення
(коли окислювач та відновник - різні речовини);

2) Реакції диспропорціонування
(коли окислювачем і відновником може бути одна й та сама речовина);

3) Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення
(Коли одна частина молекули виступає в ролі окислювача, а інша - у ролі відновника).

Розглянемо приклади реакцій трьох типів.

1. Реакціями міжмолекулярного окислення-відновлення є всі вже розглянуті нами у цьому параграфі реакції.
Розглянемо дещо складніший випадок, коли не весь окислювач може бути витрачений у реакції, оскільки частина його бере участь у звичайній - не окислювально-відновній реакції обміну:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Частина частинок NO 3 - бере участь у реакції як окислювач, даючи оксид азоту NO, а частина іонів NO 3 - у незмінному вигляді переходить у з'єднання міді Cu(NO 3) 2 . Складемо електронний баланс:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Поставимо знайдений для міді коефіцієнт 3 перед Cu та Cu(NO 3) 2 . А ось коефіцієнт 2 слід поставити тільки перед NO, тому що весь наявний у ньому азот брав участь в окислювально-відновній реакції. Було б помилкою поставити коефіцієнт 2 перед HNO 3 тому, що ця речовина включає в себе і ті атоми азоту, які не беруть участь в окисленні-відновленні і входять до складу продукту Cu(NO 3) 2 (частки NO 3 - тут іноді називають "іоном" -Спостерігачем").

Інші коефіцієнти підбираються легко за знайденим:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Реакції диспропорціонування відбуваються тоді, коли молекули однієї й тієї ж речовини здатні окислювати та відновлювати одна одну. Це стає можливим, якщо речовина містить у своєму складі атоми будь-якого елемента у проміжному ступені окислення.

Отже, ступінь окислення здатна як знижуватися, і підвищуватися. Наприклад:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Цю реакцію можна як реакцію між HNO 2 і HNO 2 як окислювачем і відновником і застосувати метод електронного балансу:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N+3+e-=N+2

Отримуємо рівняння:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Або, складаючи разом молі HNO 2:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Реакції внутрішньомолекулярного окислення-відновлення відбуваються тоді, коли в молекулі є сусідами атоми-окислювачі та атоми-відновники. Розглянемо розкладання бертолетової солі KClO 3 при нагріванні:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Це рівняння також підпорядковується вимогам електронного балансу:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Тут виникає складність - який із двох знайдених коефіцієнтів поставити перед KClO 3 - адже ця молекула містить і окислювач і відновник?

У таких випадках знайдені коефіцієнти ставляться перед продуктами:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Тепер ясно, що перед KClO 3 треба встановити коефіцієнт 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Внутрішньомолекулярна реакція розкладання бертолетової солі при нагріванні використовується при отриманні кисню в лабораторії.

Метод напівреакцій

Як показує сама назва, цей метод заснований на складанні іонних рівнянь для процесу окислення та процесу відновлення з подальшим підсумовуванням їх у загальне рівняння.
Як приклад складемо рівняння тієї реакції, яку використовували при поясненні методу електронного балансу.
При пропущенні сірководню Н 2 S через підкислений розчин перманганату калію КМnО 4 малинове забарвлення зникає і мутніє розчин.
Досвід показує, що помутніння розчину відбувається в результаті утворення сірки елементної, тобто. протікання процесу:

Н 2 S → S + 2H +

Ця схема зрівняна за кількістю атомів. Для зрівнювання за кількістю зарядів треба від лівої частини схеми відібрати два електрони, після чого можна стрілку замінити на знак рівності:

Н 2 S - 2е - = S + 2H +

Це перша напівреакція – процес окислення відновника Н 2 S.

Знебарвлення розчину пов'язане з переходом іона MnO 4 - (він має малинове забарвлення) в іон Mn 2+ (практично безбарвний і лише при великій концентрації має слабо-рожеве забарвлення), що можна виразити схемою

MnO 4 - → Mn 2+

У кислому розчині кисень, що входить до складу іонів МnО 4 разом з іонами водню в кінцевому підсумку утворює воду. Тому процес переходу записуємо так:

MnO 4 - + 8Н + → Мn 2+ + 4Н 2 О

Щоб стрілку замінити на знак рівності, треба зрівняти заряди. Оскільки вихідні речовини мають сім позитивних зарядів (7+), а кінцеві - два позитивні (2+), то для виконання умови збереження зарядів треба до лівої частини схеми додати п'ять електронів:

MnO 4 - + 8Н + + 5e - = Mn 2+ + 4Н 2 О

Це друга напівреакція – процес відновлення окислювача, тобто. перманганат-іона

Для складання загального рівняння реакції треба рівняння напівреакцій почленно скласти, попередньо зрівнявши числа відданих та отриманих електронів. У цьому випадку за правилами знаходження найменшого кратного визначають відповідні множники, на які множаться рівняння напівреакцій. Скорочено запис проводиться так:

І, скоротивши на 10Н+, остаточно отримаємо

5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О

Перевіряємо правильність складеного в іонній формі рівняння: число атомів кисню у лівій частині 8, у правій 8; число зарядів: у лівій частині (2-) + (6 +) = 4 +, у правій 2 (2 +) = 4 +. Рівняння складено правильно, оскільки атоми та заряди зрівняні.

Методом напівреакцій складається рівняння реакції у іонній формі. Щоб від нього перейти до рівняння в молекулярній формі, чинимо так: у лівій частині іонного рівняння до кожного аніону підбираємо відповідний катіон, а до кожного катіону – аніон. Потім ті ж іони в такому числі записуємо в праву частину рівняння, після чого іони об'єднуємо в молекули:

Таким чином, складання рівнянь окислювально-відновних реакцій за допомогою методу напівреакцій призводить до результату, що і метод електронного балансу.

Порівняємо обидва методи. Гідність іметоду напівреакцій у порівнянні з методом електронного балансу в тому. що у ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі. Насправді, в розчині немає іонів, а є іони.

При методі напівреакцій потрібно знати ступінь окислення атомів.

Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідне розуміння хімічних процесів у гальванічному елементі і за електролізі. У цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати всі речовини, що виходять, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу і застосовувати його при складанні рівнянь всіх окислювально-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах.

Хімічні реакції, що протікають із зміною ступенів окислення елементів, називаються окислювально-відновними.

Основні положення теорії окиснення-відновлення

1. Процес віддачі електронів атомом чи іоном називається окисленням:

S 0 - 4e - ® S 4+ (окислення)

Атом або іон, який віддає електрони, називається відновником (відновник): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (окислення).

2. Процес приєднання електронів атомом або іоном називається відновленням: S 6+ + 8e - ® S 2- (відновлення).

Атоми або іони, що приймають електрони, називаються окислювачами (окислювач): Cl - + e - ® Cl 0 (відновлення).

Окислювач під час реакції відновлюється, а відновник окислюється. Окислення неможливе без одночасно протікає з ним відновлення і навпаки, відновлення однієї речовини неможливе без одночасного окислення іншої.

3. В окислювально-відновних процесах кількість електронів, відданих у процесі окислення, завжди повинна дорівнювати кількості електронів, прийнятих у процесі відновлення.

Приклад:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 = Cu 0 + H 2 O 2-

окислювач Cu 2+ +2e - ® Cu 0 відновлення

відновник H 2 0 - 2e - ® 2H + окислення

4. Зрівняння кількості відданих та прийнятих електронів виробляють шляхом підбору коефіцієнтів з попереднім складанням рівняння електронного балансу

Приклад:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Відновник S 2- - 2e - ® S 0 3 окислення

окислювач N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 відновлення

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. При складанні рівняння електронного балансу необхідно виходити з такої кількості атомів або іонів, скільки їх входить до складу молекули вихідної речовини, а іноді до складу молекули продуктів реакції

Приклад:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 +KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O

Окислювач 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 відновлення

відновник 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 окислення

6. Окисно-відновні процеси протікають найчастіше за наявності середовища: нейтрального, кислого або лужного.

Підбір коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях

При доборі коефіцієнтів треба враховувати основне положення: кількість електронів, відданих відновленням, дорівнює числу електронів, отриманих окисленням.

Після виявлення окислювача, відновника, відповідної рівності реакції становлять цифрову схему переходу електронів (рівняння електронного балансу).

приклад 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3 де Al – відновник, Cl 2 -окислювач.

Схема переходу електронів:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 окислення

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 відновлення

З цієї схеми видно, що на один атом алюмінію, що окислюється, потрібно три атоми хлору, що сприймають ці три електрони (дивися другу графу). Отже, на кожен атом алюмінію необхідно три атоми хлору або два атоми алюмінію три молекули хлору. Отримуємо коефіцієнти:

2Al + 3Cl 2 = AlCl 3 .

приклад 2. N 3 - H 3 + O 0 2 ® N 2 + O 2 - + H 2 O, де O 2 - типовий окислювач, а N 3 - H 3 відіграє роль відновника.

Складаємо схему (електронний баланс):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 окислення

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 відновлення

На 4 атоми азоту потрібно 10 атомів або 5 молекул кисню. Отримуємо коефіцієнти:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Особливі випадки складання рівностей окисно-відновних реакцій

1. Якщо у реакції число електронів, що втрачаються відновником, і число електронів, що приймаються окислювачем, є парними числами, то при знаходженні коефіцієнтів число електронів поділяють на загальний найбільший дільник.

Приклад:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 +HCl

Відновник S +4 - 2е - ® S +6 6 3 окислення

окислювач Cl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 відновлення

Коефіцієнтами у відновника та окислювача будуть не 2 і 6, а 1 і 3:

3H 2 SO 3 +3HClO 3 =3H 2 SO 4 +HCl.

Якщо ж число електронів, що втрачаються відновником і придбаних окислювачем, непарно, а результаті реакції має вийти парне число атомів, то коефіцієнти подвоюються.

Приклад:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Відновник J - -1e - ® J o 5 10 окислення

Коефіцієнтами у окислювача та відновника будуть не 1 та 5, а 2 та 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Іноді відновник або окислювач витрачається додатково на зв'язування продуктів, що утворюються в результаті реакції.

Приклад:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Відновник Br - - e - ® Br 0 5 10 окислення

окислювач Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 відновлення

У цій реакції десять молекул HBr реагують як відновники, а шість молекул HBr необхідні для зв'язування речовин, що виходять (солеутворення):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3.Окисляються одночасно і позитивні та негативні іони молекули відновника.

Приклад:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Тут іони As+3 окислюються в іони As2+3 і одночасно іони S-2 окислюються в іони S+6 а аніони N+5 відновлюються до N+2.

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

відновники 3S -2 - 24e - ® 3S +6 окислення

окислювач N +5 + 3e - ® N +2 відновлення

У цій реакції на кожні три молекули As 2 S 3 реагують 28 молекул HNO 3 . Перевіряємо правильність складання рівностей реакції шляхом підрахунку атомів водню та кисню у правій та лівій частинах. Таким чином, знаходимо, що в реакцію вступають ще 4 молекули води, які повинні бути приписані до лівої частини рівності для його остаточного запису:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Відновники 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 окислення

окислювач N +5 + 3e - ®N +2 28 відновлення

4. Відновником і окислювачем є іони одного й того самого елемента, але які входять до складу різних речовин.

Приклад:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Відновник J - - е - ® J 0 5 окислення

окислювач J +5 + 5e - ®J 0 1 відновлення

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Відновником і окислювачем є іони одного й того самого елемента, що входять до складу однієї речовини (самоокислення - самовідновлення).

Приклад:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Відновник N +3 - 2e - ® N +5 1 окислення

окислювач N +3 + e - ® N +2 2 відновлення

Отже, рівність реакції

Окисно-відновні реакції - Реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення елементів.

Окислення- процес віддачі електронів атомом

Відновленняпроцес прийому електронів атомом

Відновник- Елемент, що віддає електрони

Окислювач– елемент, який приймає електрони

Для наочного, але спрощеного уявлення про причини зміни зарядів у елементів звернемося до малюнків:

Атом це електронейтральна частка. Тому число протонів дорівнює числу електронів

Якщо елемент віддає електрон, його заряд змінюється. Він стає позитивно зарядженим (якщо приймає, навпаки, негативно)

Т.о. на заряд елемента впливає кількість відданих або прийнятих електронів

I. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

1. Записуємо схему реакції

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Розставляємо ступені окислення елементів:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Виписуємо елементи, що змінили ступінь окислення та визначаємо кількість відданих/прийнятих електронів:

Na 0 -1е -> Na +

Cl 2 +2e -> 2Cl -

4. Знаходимо найменше загальне кратне чисел відданих та приєднаних електронів:

Т.о. ми отримали необхідні коефіцієнти

5. Розставляємо коефіцієнти:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl -

Окислювачі- це частинки (атоми, молекули або іони), які приймають електрониу ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення окислювача знижується. Окислювачі у своїй відновлюються.

Відновлювачі - це частинки (атоми, молекули або іони), які віддають електрониу ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення відновника підвищується. Відновлювачі при цьому окислюються.

Хімічні речовини можна поділити на типові окислювачі, типові відновники, та речовини, які можуть виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. Деякі речовини практично не виявляють окисно-відновну активність.

До типовим окислювачам відносять:

• прості речовини-неметали з найбільш сильними окисними властивостями (фтор F 2 , кисень O 2 хлор Cl 2);
• іониметалів чи неметалівз високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), солі (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3 Cr +6 O 3)
• сполуки, що містять деякі катіони металів, що мають високі ступені окислення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.

Типові відновники - Це, як правило:

• прості речовини-метали(відновлювальні здібності металів визначаються поруч електрохімічної активності);
• складні речовини, у складі яких є атоми або іони неметалів з негативним (як правило, нижчим) ступенем окислення: бінарні водневі сполуки (H2S, HBr), солі безкисневих кислот (K2S, NaI);
• деякі сполуки, що містять катіони з мінімальним позитивним ступенем окислення(Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій рівень окислення;
• сполуки, що містять складні іони, що складаються з неметалів з проміжним позитивним ступенем окислення(S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окиснення.

Більшість інших речовин може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості.

Типові окислювачі та відновники наведені в таблиці.

У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі :

перманганат калію (KMnO 4);

дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);

азотна кислота (HNO3);

концентрована сірчана кислота (H 2 SO 4);

пероксид водню (H 2 O 2);

оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);

розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.

До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:

• магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
• водень (Н 2) та вуглець (С);
• йодид калію (KI);
• сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
• сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl 2).

Класифікація окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення), і реакції контрдиспропорціонування.

Міжмолекулярні реакції протікають зі зміною ступеня окиснення різних елементівз різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,

C 0 + 4HN +5 O 3(кінець) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких різні елементиз одного реагентупереходять у різні продукти, наприклад:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення) – це такі реакції, в яких окислювач та відновник – один і той же елемент одного реагенту,який при цьому переходить у різні продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, що з різних реагентівпереходить у один продукт. Реакція, зворотна до диспропорціонування.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Основні правила складання окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції супроводжуються процесами окислення та відновлення:

Окислення- Це процес віддачі електронів відновником.

Відновлення - Це процес приєднання електронів окислювачем.

Окислювач відновлюється, а відновник окислюється .

В окисно-відновних реакціях дотримується електронний баланс: кількість електронів, які віддає відновник, дорівнює кількості електронів, які отримує окислювач. Якщо баланс складений неправильно, скласти складні ГВР у вас не вийде.

Використовується кілька методів складання окисно-відновних реакцій (ОВР): метод електронного балансу, метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій) та інші.

Розглянемо докладно метод електронного балансу .

«Впізнати» ОВР досить легко — достатньо розставити ступеня окиснення у всіх сполуках і визначити, що атоми змінюють ступінь окиснення:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Виписуємо окремо атоми елементів, що змінюють ступінь окислення, в стані ДО реакції та ПІСЛЯ реакції.

Ступінь окислення змінюють атоми марганцю та сірки:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганець поглинає 1 електрон, сірка віддає 2 електрони. При цьому необхідно, щоб дотримувався електронний баланс. Отже, необхідно подвоїти кількість атомів марганцю, а кількість атомів сірки залишити без зміни. Балансові коефіцієнти вказуємо перед реагентами, і перед продуктами!

Схема складання рівнянь ОВР методом електронного балансу:

Увага!У реакції може бути кілька окислювачів чи відновників. Баланс необхідно скласти так, щоб Загальна кількість відданих та отриманих електронів була однаковою.

Загальні закономірності перебігу окисно-відновних реакцій

Продукти окислювально-відновних реакцій часто залежать від умов проведення процесу. Розглянемо основні фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.

Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції - . Як правило (але не обов'язково) речовина, що визначає середовище, вказана серед реагентів. Можливі такі варіанти:

• окислювальна активність посилюється в більш кислому середовищі і окислювач відновлюється глибше(наприклад, перманганат калію, KMnO 4 де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2 , а в лужній - до Mn +6);
• окислювальна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окислювач відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO 3 де N +5 при взаємодії з відновником в лужному середовищі відновлюється до N -3);
• або окислювач практично не схильний до змін середовища.

Середовище протікання реакції дозволяє визначити склад та форму існування інших продуктів ОВР. Основний принцип — продукти утворюються такі, що не взаємодіють із реагентами!

Зверніть увагу! Еякщо середовище розчину кисле, то серед продуктів реакції не можуть бути основи та основні оксиди, т.к. вони взаємодіють із кислотою. І, навпаки, у лужному середовищі виключено утворення кислоти та кислотного оксиду. Це одна з найчастіших і найбільш грубих помилок.

Також на напрям протікання ОВР впливає природа реагуючих речовин. Наприклад, при взаємодії азотної кислоти HNO 3 з відновниками спостерігається закономірність - що більше активність відновника, то більше відновлюється азот N +5 .

При збільшенні температури більшість ОВР, зазвичай, проходять інтенсивніше і глибше.

У гетерогенних реакціях на склад продуктів найчастіше впливає ступінь подрібнення твердої речовини . Наприклад, порошковий цинк із азотною кислотою утворює одні продукти, а гранульований — зовсім інші. Чим більший ступінь подрібнення реагенту, тим більша його активність, як правило.

Розглянемо найбільш типові лабораторні окислювачі.

Основні схеми окисно-відновних реакцій

Схема відновлення перманганатів

У складі перманганатів є потужний окислювач. марганецьу ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовийколір.

Перманганати залежно від середовища реакційного розчину відновлюються по-різному.

У кислому середовищі відновлення відбувається глибше, до Mn 2+. Оксид марганцю в ступені окислення +2 виявляє основні властивості, тому кислому середовищі утворюється сіль. Солі марганцю безбарвні. У нейтральному розчині марганець відновлюється до ступеня окислення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO 2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. У лужнийсередовищі марганець відновлюється мінімально - до найближчого ступеня окислення +6 . З'єднання марганцю +6 виявляють кислотні властивості, у лужному середовищі утворюють солі. манганати. Манганати надають розчину зелене забарвлення .

Розглянемо взаємодію перманганату калію KMnO 4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окислення сульфід-іону є S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Поширеною помилкою у цій реакції є вказівка ​​на взаємодію сірки та лугу у продуктах реакції. Однак сірка взаємодіє з лугом у досить жорстких умовах (підвищена температура), що не відповідає умовам цієї реакції. За звичайних умов правильно буде вказувати саме молекулярну сірку та луг окремо, а не продукти їхньої взаємодії.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

При складанні цієї реакції також виникають проблеми. Справа в тому, що в даному випадку написання молекули середовища (КОН або інший луг) в реагентах не потрібне для рівняння реакції. Луг бере участь у реакції, та визначає продукт відновлення перманганату калію, але реагенти та продукти зрівнюються і без її участі. Цей, здавалося б, парадокс легко вирішимо, якщо згадати, що хімічна реакція — це лише умовний запис, який не вказує на кожен процес, що відбувається, а всього лише є відображенням суми всіх процесів. Як визначити це самостійно? Якщо діяти за класичною схемою - баланс-балансові коефіцієнти-рівняння металу, то ви побачите, що метали зрівнюються балансовими коефіцієнтами, і наявність лугу в лівій частині рівняння реакції буде зайвим.

Перманганатиокислюють:

• неметализ негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як - до +5 ;
• неметализ проміжним ступенем окиснення до вищого ступеня окислення;
• активні метали стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

KMnO 4 + НЕМ (нижча п.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

KMnO 4 + неМе (проміжна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ін.

Схема відновлення хроматів/біхроматів

Особливістю хрому з валентністю VI є те, що він утворює 2 типи солей у водних розчинах: хромати та біхромати, залежно від середовища розчину. Хромати активних металів (наприклад, K 2 CrO 4) - це солі, які стійкі в лужнийсередовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K 2 Cr 2 O 7) - солі, стійкі у кислому середовищі .

Відновлюються сполуки хрому (VI) до сполук хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і залежно від середовища розчину вони існують у розчині у різних формах: у кислому середовищі у вигляді солей(амфотерні сполуки при взаємодії з кислотами утворюють солі), у нейтральному середовищі – нерозчинний амфотерний гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 , і в лужному середовищі сполуки хрому (III) утворюють комплексну сіль, наприклад, гексагідроксохромат (III) калію K 3 .

З'єднання хрому VIокислюють:

• неметалив негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5;
• неметалиу проміжному ступені окислення до вищого ступеня окислення;
• активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

Хромат/біхромат + НЕМ (негативна с.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

Хромат/біхромат + неМе (проміжна позитивна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + P, As (негативна с.о.) = P, As +5 + інші продукти

Розкладання нітратів

Солі-нітрати містять азот у ступені окислення +5 - сильний окислювач. Такий азот може окислювати кисень (О -2). Це відбувається під час нагрівання нітратів. У цьому найчастіше кисень окислюється до ступеня окислення 0, тобто. до молекулярного кисню O 2 .

Залежно від типу металу, що утворює сіль, при термічному (температурному) розкладанні нітратів утворюються різні продукти: якщо метал активний(у ряді електрохімічної активності знаходяться до магнію), то азот відновлюється до ступеня окислення +3, і при розкладанні утворюється солі-нітрити та молекулярний кисень .

Наприклад:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активні метали у природі зустрічаються як солей (KCl, NaCl).

Якщо метал у ряді електрохімічної активності знаходиться правіше магнію і лівіше міді (включаючи магній та мідь) , то при розкладанні утворюється оксид металуу стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV)(бурий газ) та кисень. Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .

Наприклад, розкладання нітрату цинку:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються як оксидів (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 та інших.).

Іони металів, розташованих у ряді електрохімічної активності правіше мідіє сильними окисниками. При розкладанні нітратіввони, як і N +5 , беруть участь в окисленні кисню, і відновлюються до найпростіших речовин, тобто. утворюється метал і виділяються гази - оксид азоту (IV) та кисень .

Наприклад, розкладання нітрату срібла:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивні метали у природі зустрічаються як простих речовин.

Деякі винятки!

Розкладання нітрату амонію :

У молекулі нітрату амонію є і окислювач, і відновник: азот у ступені окислення -3 виявляє лише відновлювальні властивості, азот у ступені окислення +5 - лише окислювальні.

При нагріванні нітрат амонію розкладається. При температурі до 270 о С утворюється оксид азоту (I)(«звеселяючий газ») та вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Це приклад реакції контрдиспропорціонування .

Результуючий ступінь окислення азоту - середнє арифметичне ступеня окиснення атомів азоту у вихідній молекулі.

При вищій температурі оксид азоту (I) розкладається на прості речовини. азоті кисень:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При розкладанні нітриту амонію NH 4 NO 2також відбувається контрдиспропорціонування.

Результуючий ступінь окислення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окислення вихідних атомів азоту - окислювача N +3 та відновника N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Нітрат заліза (II) за низьких температур розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окислення +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Нітрат нікелю (II) розкладається до нітриту під час нагрівання.

Окисні властивості азотної кислоти

Азотна кислота HNO 3 при взаємодії з металами практично ніколи не утворює водень , на відміну більшості мінеральних кислот.

Це з тим, що у складі кислоти є дуже сильний окислювач — азот у ступені окислення +5. При взаємодії з відновниками металами утворюються різні продукти відновлення азоту.

Азотна кислота + метал = сіль металу + продукт відновлення азоту + H 2 O

Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO 2 (N+4); оксид азоту (II) NO (N+2); оксид азоту (I) N 2 O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N 2; нітрат амонію NH 4 NO 3. Як правило, утворюється суміш продуктів з переважанням одного з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3. Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновникаі від концентрації азотної кислоти . При цьому працює правило: що менше концентрація кислоти і вище активність металу, то більше вписувалося електронів отримує азот, і більше відновлені продукти утворюються.

Деякі закономірності дозволять правильно визначати основний продукт відновлення металами азотної кислоти реакції:

• при дії дуже розведеної азотної кислоти на металиутворюється, як правило, нітрат амонію NH 4 NO 3;

Наприклад, взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрована азотна кислотана холоді пасивує деякі метали хром Cr, алюміній Al та залізо Fe . При нагріванні чи розведенні розчину реакція йде;

пасивація металів — це переведення поверхні металу в неактивний стан за рахунок утворення на поверхні металу тонких шарів інертних сполук, в даному випадку переважно оксидів металів, які не реагують із концентрованою азотною кислотою

• азотна кислота не реагує з металами платинової підгрупи — золотом Au, платиною Pt, та паладієм Pd;

• при взаємодії концентрованої кислоти з неактивними металами та металами середньої активностіазотнакислота відновлюється до оксиду азоту (IV) NO 2 ;

Наприклад, окислення міді концентрованою азотною кислотою:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту (I) N 2 O ;

Наприклад, окислення натріюконцентрованою азотною кислотою:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаємодії розведеної азотної кислоти з неактивними металами (у ряду активності правіше водню) кислота відновлюється до оксиду азоту (II) NO ;
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з металами середньої активності утворюється або оксид азоту (II) NO, або оксид азоту N 2 O, або молекулярний азот N 2 - Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N 2 .

Для наближеного визначення продуктів відновлення азотної кислоти при взаємодії з різними металами пропоную скористатися принципом маятника. Основні фактори, що зміщують положення маятника: концентрація кислоти та активність металу. Для спрощення використовуємо 3 типи концентрацій кислоти: концентрована (більше 30%), розведена (30% або менше), дуже розбавлена ​​(менше 5%). Метали за активністю розділимо на активні (до алюмінію), середньої активності (від алюмінію до водню) та неактивні (після водню). Продукти відновлення азотної кислоти маємо в порядку зменшення ступеня окислення:

NO 2; NO; N 2 O; N 2; NH 4 NO 3

Чим активніший метал, тим більше ми зміщуємось праворуч. Чим більша концентрація або менше ступінь розведення кислоти, тим більше ми зміщуємося вліво.

Наприклад , взаємодіють концентрована кислота та неактивний метал мідь Cu. Отже, зміщуємось у крайнє ліве положення, утворюється оксид азоту (IV), нітрат міді та вода.

Взаємодія металів із сірчаною кислотою

Розведена сірчана кислота взаємодіє з металами як звичайна мінеральна кислота. Тобто. взаємодіє з металами, які розташовані у ряді електрохімічних напруг до водню. Окислювачем тут виступають іони H + , які відновлюються до молекулярного водню H 2 . При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.

Наприклад:

Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2

взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, так і після водню.

H 2 SO 4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO 2 , S, H 2 S) + вода

При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (стійко окислення), вода і продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O 2 , молекулярна сірка S або сірководень H 2 S -2, Залежно від ступеня концентрації, активності металу, ступеня його подрібнення, температури і т.д. За взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами молекулярний водень не утворюється!

Основні принципи взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами:

1. Концентрована сірчана кислота пасивує алюміній, хром, залізо при кімнатній температурі або на холоді;

2. Концентрована сірчана кислота не взаємодіє з золотом, платиною та паладієм ;

3. З неактивними металамиконцентована сірчана кислотавідновлюється до оксиду сірки (ІV).

Наприкладмідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(кінець) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаємодії з активними металами та цинкомконцентрована сірчана кислота утворюєсірку S або сірководень H 2 S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).

Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(кінець) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O

Перекис водню

Пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1. Такий кисень може підвищувати, і знижувати ступінь окислення. Таким чином, пероксид водню виявляє і окисні, і відновлювальні властивості.

При взаємодії з відновниками пероксид водню виявляє властивості окислювача і відновлюється до ступеня окислення -2. Як правило, продуктом відновлення пероксиду водню є вода або гідроксид-іон залежно від умов проведення реакції. Наприклад:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O 2 . Наприклад :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Багато речовин мають особливі властивості, які в хімії прийнято називати окислювальними або відновними.

Одні хімічні речовини виявляють властивості окислювачів, інші – відновників, при цьому деякі сполуки можуть виявляти ті та інші властивості одночасно (наприклад – перекис водню Н2О2).

Що ж таке окислювач та відновник, окислення та відновлення?

Окисно-відновні властивості речовини пов'язані з процесом віддачі та прийому електронів атомами, іонами чи молекулами.

Окислювач - це речовина, яка під час реакції приймає електрони, тобто відновлюється; відновник – віддає електрони, тобто окислюється. Процеси передачі електронів від одних речовин до інших зазвичай називають окислювально-відновними реакціями.

Сполуки, що містять атоми елементів з максимальним ступенем окиснення, можуть бути лише окислювачами за рахунок цих атомів, т.к. вони вже віддали всі свої валентні електрони і здатні лише приймати електрони. Максимальна міра окислення атома елемента дорівнює номеру групи в періодичній таблиці, до якої належить даний елемент. З'єднання, що містять атоми елементів з мінімальним ступенем окислення можуть служити тільки відновниками, оскільки вони здатні лише віддавати електрони, тому що зовнішній енергетичний рівень таких атомів завершений вісьмома електронами