Окислительно-восстановительные реакции

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

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

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), исключения— фосфор, 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