Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции Кислород

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислительвосстанавливается, а восстановительокисляется.

В окислительно-восстановительных  реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K 2S-2 2K Mn 7O-24 = 2K 2Mn 6O-24 S0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S-2 -2e = S0

Mn 7 1e = Mn 6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Кальций, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Карбонаты щелочноземельных металлов

1. Карбонаты щелочноземельных металлов при нагревании разлагаютсяна оксид и углекислый газ.

Например, карбонат кальция разлагается  при температуре 1200оС на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO3 → CaO CO2

2. Карбонаты щелочноземельных металловпод действием воды и углекислого газа превращаются в растворимые в воде гидрокарбонаты.

Например, карбонат кальция взаимодействует с углекислым газом и водой с образованием гидрокарбоната кальция:

CaCO3  H2O CO2 → Ca(HCO3)2

3. Карбонаты щелочноземельных металлов взаимодействуют с более сильными кислотами с образованием новой соли, углекислого газа и воды.

Более сильные кислоты вытесняют менее сильные из солей.

Например, карбонат магния взаимодействует с соляной кислотой:

CaCO3  2HCl → CaCl2 CO2↑ H2O

4. Менее летучие оксиды вытесняют углекислый газ из карбонатов при сплавлении. К менее летучим, чем углекислый газ, оксидам относятся твердые оксиды — оксид кремния (IV), оксиды амфотерных металлов.

Менее летучие оксиды вытесняют более летучие оксиды из солей при сплавлении.

Например, карбонат кальция взаимодействует с оксидом алюминия при сплавлении:

CaCO3  Al2O3 → Ca(AlO2)2 CO2↑

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочноземельные металлы — окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.

Цвет пламени:Ca — кирпично-красныйSr — карминово-красный (алый)Ba — яблочно-зеленый

Качественная реакция на ионы магния:  взаимодействие с щелочами. Ионы магния осаждаются щелочами с образованием белого осадка гидроксида магния:

Mg2 2OH— → Mg(OH)2↓

Качественная реакция на ионы кальция, стронция, бария:  взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает  белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:

Ca2 CO32- → CaCO3↓

Ba2 CO32- → BaCO3↓

Качественная реакция на ионы стронция и бария: взаимодействие с сульфатами. При взаимодействии солей  стронция и бария с сульфатами выпадает  белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:

Ba2 SO42- → BaSO4↓

Sr2 SO42- → SrSO4↓

Также осадки белого цвета образуются при взаимодействии солей кальция, стронция и бария с сульфитами и фосфатами.

Например, при взаимодействии хлорида кальция с фосфатом натрия образуется белый осадок фосфата кальция:

3CaCl2 2Na3PO4 → 6NaCl 2Ca3(PO4)2↓

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2Al0 Fe 32O3 → Al 32O3 2Fe0,

C0 4HN 5O3(конц) = C 4O2 ↑  4N 4O2 ↑ 2H2O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента  переходят в разные продукты, например:

(N-3H4)2Cr 62O7  → N20 ↑ Cr 32O3 4 H2O,

2 NaN 5O-23 → 2 NaN 3O2 O02↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один  и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br2 6 KOH → 5KBr KBrO3 3 H2O,

Репропорционирование(конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в одинпродукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

 2H2S-2 S 4O2 = 3S 2H2O

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

  • окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO4, где Mn 7 в кислой среде восстанавливается до Mn 2, а в щелочной — до Mn 6);
  • окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO3, где N 5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N-3);
  • либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ.Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N 5.

При увеличении температурыбольшинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Окислительно-восстановительные реакции

На данном уроке учащиеся узнают, что такое окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, а также вспомнят, как определять степени окисления в соединениях, научатся на конкретных примерах расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Сравним
две реакции: первая реакция – взаимодействие гидроксида натрия с соляной
кислотой
.

NaOH
HCl = NaCl
H2O.

Расставим
степени окисления у всех атомов. У натрия степень окисления 1, у кислорода -2,
у водорода 1, в соляной кислоте у водорода степень окисления 1, а у хлора -1.
В хлориде натрия у натрия степень окисления 1, у хлора -1, в  воде у водорода
степень окисления 1, у кислорода -2. Как видно, атомы химических элементов
не изменили свои степени окисления
.    

Окислительно-восстановительные реакции

Сравним вторую реакцию – взаимодействие
магния с соляной кислотой

Mg
2
HCl = MgCl2
H2↑.

У
магния степень окисления нуль, т.к. это простое вещество, у водорода в соляной
кислоте 1, у хлора -1, в хлориде магния у магния степень окисления 2, у хлора
-1, у водорода, как простого вещества степень окисления равна нулю.
Следовательно, в данной реакции магний и водород изменили свои степени
окисления:
магний с нуля до 2, а водород с 1 до нуля. Т.е. каждый атом
магния отдал два электрона, а каждый атом водорода принял по одному электрону.

Окислительно-восстановительные реакции

Эти
химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней
окисления атомов химических элементов или ионов, называют окислительно-восстановительными
реакциями
.

Процесс
присоединения электронов
атомами, ионами или молекулами
называется восстановлением. Степень окисления при этом понижается
В нашем случае атомы водорода присоединяют электроны и понижают свою степень
окисления, т.е. этот процесс является восстановлением. Например, атомы
неметаллов могут присоединять электроны и превращаться при этом в отрицательные
ионы, т.е. они восстанавливаются. Так атом серы может присоединить два
электрона и превратиться в сульфид-ион, где степень окисления серы -2.

Электроны
могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в
нейтральные атомы или положительные ионы, у которых степень окисления
понижается.

Окислительно-восстановительные реакции

Т.е.
ион железа (III) и атом серы являются окислителями.
Т.о., атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

Процесс
отдачи электронов
атомами, ионами или молекулами называется
окислением. При этом степень окисления повышается.  Атомы
металлов отдают электроны, превращаются при этом в положительные ионы, т.е. они
окисляются
. Например, атом кальция отдает два электрона и превращается в
ион кальция, со степенью окисления 2.

Окислительно-восстановительные реакции

Отдавать
электроны могут также и отрицательные, и положительные ионы. Например, сульфид
ион отдает два электрона и превращается в атом серы, или ион железа (II)
отдает один электрон и превращается в ион железа (III).

Атомы,
ионы или молекулы, которые отдают электроны, называют восстановителями.
В нашем случае, это сульфид-ион и ион железа (II).

Все
окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух
противоположных процессов – окисления и восстановления.

Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим
реакцию взаимодействия алюминия с серой. В нашем случае атом алюминий
отдает три электрона
и становится ионом алюминия со степенью окисления 3.
Т.е. он является восстановителем, при этом он повышает свою степень
окисления, а сам он окисляется. Атом серы, напротив, принимает два электрона,
понижает свою степень окисления и превращается в сульфид-ион, где степень
окисления серы -2. Атом серы является окислителем, т.е. он
восстанавливается
.

Окислительно-восстановительные реакции

В
окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых
восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается
электронный баланс
. Метод электронного баланса применяют для записей
электронных уравнений процессов окисления и восстановления. Например, при
записи уравнения реакции алюминия и серы над каждым атомом и ионом ставят
степени окисления.

Окислительно-восстановительные реакции

А в электронных уравнениях
указывают число отдаваемых и принимаемых электронов, указывают восстановитель и
окислитель, процессы окисления и восстановления.

Окислительно-восстановительные реакции

Молекулярное
уравнение этой реакции записать несложно, т.к. коэффициенты для него будут
взяты из электронных уравнений
.

Окислительно-восстановительные реакции

Так, перед алюминием
будет стоять коэффициент 2, а перед серой – 3.

Попробуем
расставить коэффициенты методом электронного баланса в более сложной
реакции. Как вы помните, азотная кислота любой концентрации и концентрированная
серная кислота реагирует с металлами иначе, чем другие кислоты.  Запишем реакцию
взаимодействия серебра с разбавленной азотной кислотой
. В результате
реакции образуется соль – нитрат серебра (I),
оксид азота (II) и вода. Укажем степени
окисления у атомов и ионов.

Подчеркнем знаки
химических элементов, изменивших свои степени окисления. В нашем случае – это
серебро и азот. Составим электронные уравнения, отразив процессы восстановления
и окисления.

Окислительно-восстановительные реакции

В
реакциях между металлом и кислотой, коэффициенты ставят, как правило,
сначала  перед продуктами реакции, а затем перед исходными веществами
.
Значит, перед формулой нитрата серебра (I)
ставим коэффициент 3, а перед оксидом азота (II)
коэффициент 1.

Окислительно-восстановительные реакции

Следовательно,
и перед формулой серебра в левой части уравнения нужно поставить коэффициент
3.  Считаем число атомов азота после реакции, 4 атома, до реакции один атом,
значит, перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент 4. Считаем
число атомов водорода в левой части уравнения, их – 4, в правой – 2, значит,
перед формулой воды нужно поставить коэффициент 2. Считаем число атомов
кислорода: в левой части 12, в правой тоже, теперь мы можем поставить знак
равенства вместо стрелки.

Зная
степень окисления атомов химических элементов нетрудно предсказать окислителем
или восстановителем будет элемент или вещество.
Например,
в азотной кислоте (HNO3)
степень окисления азота максимальная 5, следовательно, он «потерял» все
электроны, поэтому азотная кислота будет проявлять только окислительные
свойства
. В аммиаке (NH3)
степень окисления азота минимальная -3, т.е. он не может больше
принимать электроны и может быть только восстановителем. В оксиде азота
(II) степень окисления азота 2,
т.е. является промежуточной, поэтому он может проявлять и восстановительные,
и окислительные свойства.

Окислительно-восстановительные реакции

Наиболее
важными восстановителями являются
активные металлы,
водород (H2),
уголь, оксид углерода (II)
– CO, сероводород – H2S,
аммиак (NH3)
и др. Наиболее важными окислителями являются: кислород (O2),
галогены, азотная кислота (HNO3),
серная кислота (H2SO4),
перманганат калия (KMnO4)
и др.

Окислительно-восстановительные реакции

Пероксид водорода

Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S 4O2 H2O2-1 → H2S 6O4-2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например:

2KMn 7O4 5H2O2-1 3H2SO4 → 5O20 2Mn 2SO4 K2SO4 8H2O

С неметаллами iv–vi групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан.

Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции.

То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

Способы получения

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих оксидов с водой.

Например, оксид кальция (негашеная известь) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция(гашеная известь):

CaO H2O → Ca(OH)2 

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании:

MgO H2O → Mg(OH)2 

2.Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих металлов с водой.

Например, кальций реагирует с водой  с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca 2H2O → 2Ca(OH)2 H2

Магний взаимодействует с водой только при кипячении:

2Mg 2H2O → 2Mg(OH)2 H2

3. Гидроксиды кальция и магния можно получить при взаимодействии солей кальция и магния с щелочами.

Например, нитрат кальция с гидроксидом калия образует нитрат калия и гидроксид кальция:

Ca(NO3)2 2KOH → Ca(OH)2↓ 2KNO3

Способы устранения жесткости

Существуют химические и физические способы устранения жесткости. Химические способы устранения временной жесткости:

1. Кипячение. При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния распадаются на нерастворимые карбонаты, углекислый газ и воду:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 CO2 H2O

2. Добавление извести (гидроксида кальция). При добавлении щелочи растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты:

Ca(HCO3)2  Ca(OH)2 → 2CaCO3 2H2O

Химические способы устранения постоянной жесткости — реакции ионного обмена, которые позволяют осадить ионы кальция и магния из раствора:

1. Добавление соды (карбоната натрия). Карбонат натрия связывает ионы кальция и магния в нерастворимые карбонаты:

CaCl2  Na2CO3 → CaCO3↓ 2NaCl

2. Добавление фосфатов.Фосфаты также связывают ионы кальция и магния:

3CaCl2  2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ 6NaCl

Степень окисления

В нейтральном атоме количество электронов численно равно электрическому заряду атома. Степень окисления — это условное
обозначение разницы между количеством электронов данного атома и количеством электронов в нейтральном состоянии. Степень окисления
обозначается цифрой и знаком плюс или минус над названием атома.

Плюс ставится когда заряд атома математически положителен,
минус — если отрицателен. Например, кальций — в нейтральном состоянии имеет 20 электронов. Ca 2 — ион кальция со степенью
окисления » 2″, т.е. у данного катиона 18 электронов.

Простое вещество — это вещество, молекулы которого состоят из одинаковых атомов, например O, O2, O3 и другие.
Степень окисления атома простого вещества всегда равна нулю.


Металлы первой и второй группы имеют степень окисления 1 и 2 соответственно.

В соединениях фтор всегда имеет степень окисления «-1». Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления «-2», кроме
пероксидов, в которых степень окисления равна -1: O-. Водород имеет степень окисления «-1″ в гидридах металлов (NaH, CaH2, и другие),
в остальных случаях водрод имеет степень окисления » 1″.

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочнойсреде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде.

Восстанавливаются соединения хрома (VI)  до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr 3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей(амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)

3, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].

Соединения хрома VI окисляют:

  •  неметаллыв отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключенияфосфор, мышьяк – до 5;
  • неметаллыв промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
  • активные металлыиз простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат  неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 другие продукты

Хромат/бихромат неМе (промежуточная положительная  с.о.) = неМе(высшая с.о.) др. продукты

Хромат/бихромат Ме0 = Ме (стабильная с.о.)  др. продукты

Хромат/бихромат P, As (отрицательная с.о.) = P, As 5  другие продукты

Тренировочные задания

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

1. Al H2O KNO3 KOH → K[Al(OH)4] NH3↑.

2. KNO3 Al → KAlO2 Al2O3 N2.

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

4. NaCl H2SO4 MnO2 → Cl2 MnSO4 Na2SO4 H2O.

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

6. KNO2 H2SO4 MnO2 → MnSO4 KNO H2O.

7. KI H2SO4 KMnO4 → I2 MnSO4 K2SO4 H2O.

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

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

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

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

12. NaNO2 KMnO4 H2SO4 → NaNO3 MnSO4 K2SO4 H2O.

13. KNO2 KMnO4 H2SO4 → KNO3 MnSO4 K2SO4 H2O.

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

15. KNO2 KI H2SO4 → NO I2 K2SO4 H2O.

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

17. Ca3(PO4)2 C SiO2 → CaSiO3 P CO.

18. Sb HNO3 → Sb2O5 NO2 H2O.

19. H2O2 H2SO4 KMnO4 → MnSO4 O2 H2O K2SO4.

20. S HNO3 → H2SO4 NO2 H2O.

21. H2S HNO3 → H2SO4 NO2 H2O.

22. H2S KMnO4 → MnO2 S H2O KOH.

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

24. KMnO4 Na2SO3 H2SO4 → MnSO4 Na2SO4 K2SO4 H2O.

25. KMnO4 Na2SO3 H2O → MnO2 Na2SO4 KOH.

26. KMnO4 Na2SO3 KOH → K2MnO4 Na2SO4 H2O.

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

28. H2SO4 C → SO2 CO2 H2O.

29. H2SO4 Zn → ZnSO4 H2S H2O.

30. H2SO4 KBr → SO2 Br2 KHSO4 H2O.

31. H2SO4 KI → H2S I2 K2SO4 H2O.

32. PbO2 HCl → PbCl2 Cl2 H2O.

33. K2Cr2O7 HCl → CrCl3 Cl2 KCl H2O.

34. KMnO4 HCl → MnCl2 Cl2 KCl H2O.

35. KClO3 HCl → KCl Cl2 H2O.

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

37. NaBrO3 NaBr H2SO4 → Br2 Na2SO4 H2O.

38. HNO3 I2 → HIO3 NO2 H2O.

39. HNO3 I2 → HIO3 NO H2O.

40. H2SO4 HI → I2 H2S S H2O.

41. Fe2(SO4)3 HI → FeSO4 I2 H2SO4.

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

43. NaIO3 NaI H2SO4 → I2 Na2SO4 H2O.

44. KMnO4 Cu2O H2SO4 → MnSO4 CuSO4 K2SO4 H2O.

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

46. H2SO4 Cu2S → CuSO4 SO2 H2O.

47. Ag HNO3 → AgNO3 NO H2O.

48. Zn HNO3 → Zn(NO3)2 N2O H2O.

49. PH3 KMnO4 H2SO4 → H3PO4 MnSO4 K2SO4 H2O.

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

51. H2S KMnO4 H2SO4 → S MnSO4 K2SO4 H2O.

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

Химические свойства

1. Щелочноземельные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.

Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия:

Be Cl2 → BeCl2

1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфидов.

Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:

Ca S → CaS

Кальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:

3Ca 2P → Ca3P2

1.3.Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Бериллий с водородомне взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении.

Mg H2 → MgH2

1.4.С азотоммагний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:

3Mg N2 → Mg3N2

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.

Например, кальций взаимодействует с углеродомс образованием карбида кальция:

Ca  2C → CaC2

Бериллий реагирует с углеродом  при нагревании с образованием карбида — метанида:

2Be C → Be2C

1.6.Бериллий сгораетна воздухе при температуре около 900°С:

2Be O2 → 2BeO

Магний горит на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:

2Mg O2 → 2MgO

3Mg N2 → Mg3N2

Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются оксиды и нитриды.

Видеоопыт: горение кальция на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водойприводит к образованию щелочи и водорода.Бериллийс водой не реагирует.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

Ca0 2H2 O = Ca (OH)2 H20

2.2.Щелочноземельные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной, разбавленнойсерной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Например, магний реагирует с соляной кислотой:

Mg     2HCl →  MgCl2     H2↑

2.3.При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.

Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:

4Ca    5H2SO4(конц.)  → 4CaSO4    S    5H2O

2.4.Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

4Ca 10HNO3 (конц) → N2O 4Сa(NO3)2 5H2O

При взаимодействии щелочноземельных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

4Ba    10HNO3  → 4Ba(NO3)2    NH4NO3    3H2O

2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливатьнекоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.

Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:

2Ca SiO2 → 2CaO  Si

 Магний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:

2Mg CO2 → 2MgO  C

2.6.В расплавещелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы изсолей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, кальций вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Ca CuCl2 → CaCl2 Cu

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий