Интернет-энциклопедия по школьным предметам от Maximum Education. Учебник поможет решить домашнее задание, подготовиться к контрольной и вспомнить прошлые темы.
Окислительно-восстановительные реакции
Для определения принадлежности той или иной реакции к окислительно -восстановительной, необходимо сделать следующее:
-
Определить степени окисления каждого элемента в левой и в правой частях;
-
Сравнить степени окисления одного и того же элемента справа и слева;
-
Сделать вывод: если степени окисления слева и справа у одного элемента отличаются, то это – ОВР. Если нет, то данная реакция не проявляет окислительно-восстановительных свойств.
ЛАЙФХАК: Если с одной стороны есть любое простое вещество, то это 100% ОВР
-
В SO2 с.о. серы = +4
-
В H2S с.о. серы = -2
-
В S с.о. серы = 0
Вывод: сера изменила свою степень окисления, значит перед нами ОВР.
Типичные окислители: сложные вещества с элементами в максимальной степени окисления или неметаллы, обладающие высоких значением электроотрицательности.
K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители → всегда Cr+3
| кислая среда | нейтральная среда | щелочная среда |
|---|---|---|
| Соли хрома Cr+3 тех кислот, которые участвуют в реакции: | Осадок серо-голубого цвета Cr(OH)3 | K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в расплаве |
Типичные восстановители: сложные вещества с элементами в минимальной степени окисления или металлы, а также неметаллы, обладающие низким значением электроотрицательности.
| Восстановитель | Продукт окисления |
|---|---|
| Простые вещества металлы ( Ме0 ) | Соединения Ме в максимальной степени окисления |
| Водород H2 | Водород H+1 |
| Углерод C0 | Угарный газ С+2О |
| Угарный газ С+2О | Углекислый газ C+4O2 |
| Сульфиды S-2 | Простое вещество – сера S0 |
| Сероводород H2- S-2 | Простое вещество – сера S0 |
| Галогениды Hal- | Простое вещество – галоген Hal20 |
| Галогеноводороды H-Hal- | Простое вещество – галоген Hal20 |
| Нитриты N+3O2- | Нитраты N+5O3- |
| Сульфиты S+4O32- | Сульфаты S+6O42- |
| Соединения Fe (II), Cr (II), Cu (I) | Соединения Fe (III), Cr (III), Cu (II) |
| Фосфин P-3H3 | Фосфаты или фосфорная кислоты P+5O43- |
| Аммиак N-3H3 | Простое вещество – азот N20 |
Вещества, элементы в которых имеют промежуточную степень окисления могут быть и окислителями, и восстановителями. Все зависит от природы реагирующих веществ.
| Cr+3 + очень сильные окислители → Cr+6 (всегда независимо от среды!) | ||
|---|---|---|
| Cr2O3, Cr(OH)3, соли, гидроксо- комплексы | +очень сильные окислители в щелочной среде: а) KNO3, кислородсодержа щие соли хлора (в щелочном расплаве) б) Cl2, Br2, H2O2 (в щелочном растворе) | Щелочная среда: Cr+6 Образуется хромат K2CrO4 |
| Cr(OH)3, соли | +очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBrO3 | Кислая среда: Cr+6 Образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7 |
*
| Mn +2, +4 – оксид, гидроксид, соли | +очень сильные окислители: KNO3, кислородсодержа щие соли хлора (в расплаве) | Щелочная среда: Образуется Mn +6 K2MnO4 – манганат |
|---|---|---|
| Mn+2 – соли | +очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBrO3 | Кислая среда: Образуется Mn +7 KMnO4 – перманганат НMnO4 – марганцевая кислота |
*
| Реагенты | Продукты |
|---|---|
| H2O2 + сильные окислители → | O2 |
| H2O2 + сильные восстановители → | H2O |
H2O2 – восстановитель; K2Cr2O7 - окислитель
K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O + 3O2
Качественные признаки реакции: изменение цвета раствора (вначале раствор был оранжевым за счет дихромата калия, а затем стал зеленым из-за сульфата хрома (III)) и выделение бесцветного газа (кислород – газ без цвета).
H2O2 – окислитель; H2S - восстановитель
H2O2 + H2S = S + 2H2O
Качественные признаки реакции: образование осадка желтого цвета (сера – нерастворимое вещество желтого цвета).
Рассмотрим некоторые правила составления ОВР:
-
Находим окислитель и восстановитель, исходят из с.о. элемента (максимальная – 100% окислитель, минимальная – 100% восстановитель)
-
Исходя из среды формируем продукты реакции. Как правило, продукты окислителя зависят от среды, а восстановитель сам по себе окисляется.
Mn+7 → ? смотрю среду [KMnO4 (щелочная среда – KOH) → K2MnO4]
Как определить сколько электронов принято или отдано?
-
Вспоминаем как бы это уравнение выглядело в алгебре
-
Изменяем знак с точностью до наоборот
Mn+7 [с точки зрения алгебры, чтобы из 7 получить 6 надо отнять 1, поэтому ставлю противоположный знак] +1e → Mn+6 окислитель, восстановление ⇒ азот должен быть восстановителем
N+3 -2e → N+5 восстановитель, окисление
Получается, что нитрит перешел в нитрат.
Теперь необходимо всё уравнять. Один атом марганца отдаёт всего один электрон, тогда как атом азота принимает сразу два. Значит, нужно два атома марганца на каждый атом азота. Эти «количества» вещества находятся через наименьшее общее кратное. Наименьшее общее кратное надо найти среди количества отданных / принятых электронов.
Mn+7 +1e → Mn+6 | 2
N+3 -2e → N+5 | 1
Таким образом, перед веществом, в котором марганец изменил свою степень окисления надо поставить 2, а перед веществом, в котором азот изменил свою степень окисления – единицу.
-
Если слева кислая среда, то справа не будет щелочной, т.к. они реагируют между собой, значит будет – нейтральная. И наоборот, слева – щелочная среда, следовательно, справа – не кислая, а нейтральная.
Подбираем оставшиеся коэффициенты так, чтобы каждого атома слева и справа было одинаковое количество. Проверяем по элементу, не изменившему с.о. (чаще всего кислород).
Финальное уравнение:
2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O
Качественные признаки реакции: изменение цвета раствора (сначала раствор был розовым за счет перманагата калия, а затем стал зеленым из-за манганата калия).
-
Если слева нейтральная среда, то справа будет либо кислая, либо щелочная
-
Одновременно в продуктах реакции не может образоваться и кислота, и основание, т.к. они неизбежно вступят в реакцию с друг другом и образуют соль и воду. Но если слева уже написана вода, то справа просто ей пренебрегаем.