Уравнивание ОВР методом электронного баланса (задание 30)

Тема 16. Составление ОВР (задание 30)

В задании повышенной сложности по ОВР (№ 30) требуется составить ОВР из предложенного перечня веществ. Для этого нужно хорошо ориентироваться в окислительно-восстановительных свойствах элементов, знать типичные окислители и восстановители.

Напомним общие правила.

1. В периоде с повышением порядкового номера восстановительные свойства простых веществ снижаются, а окислительные – возрастают и становятся максимальными у галогенов. Вниз по группе восстановительные свойства усиливаются (Приложение А).

2. В соединениях окислительно-восстановительные свойства зависят от степени окисления атома в данном соединении: например, азот в NH₃ имеет минимальную степень окисления –3 и может проявлять только свойства восстановителя; в NО имеет промежуточную степень окисления +2, он может проявлять как свойства окислителя, так и восстановителя; в KNO₃ азот имеет максимальную степень окисления +5, он может проявлять только свойства окислителя.

3. Изменение степени окисления (количество отданных и принятых электронов), может зависеть от условий реакции: температуры, среды в растворе (кислой, нейтральной, щелочной).

Рассмотрим важнейшие окислители и восстановители (таблица 2), под таблицей подробно разберем их свойства и примеры реакций.

Таблица 2 – Окислители и восстановители

Восстановители

Окислители

1. Металлы – простые вещества: Me⁰ – n ē ® Me⁺ ⁿ

1. Ионы металлов:

а) могут восстанавливаться до металлов

Me⁺ ⁿ + n ē ® Me⁰

б) или переходить в низкую степень окисления (это характерно для Fe⁺³, Pb⁺⁴, Cu⁺² и др.)

Me^{+ n} + m ē ® Me^{+(n – m)}

2. Ионы металлов в низкой степени окисления: Me^{+ n} – m ē ® Me^{+(n+ m)}

3. Неметаллы – простые вещества, при взаимодействии с более электроотрицательными неметаллами: Э⁰ – n ē ® Э⁺ ⁿ

2. Неметаллы – простые вещества, при взаимодействии с металлами и с менее электроотрицательными неметаллами: Э⁰ + n ē ® Э^– ⁿ

4. Соединения, содержащие неметаллы в низкой степени окисления, например: а) угарный газ CO C⁺² – 2 ē = C⁺⁴ б) соединения азота, содержащие азот в степени окисления –3 (аммиак NH₃ и нитриды), +1, +2, (оксиды азота) +3 (нитриты) – до более устойчивых степеней окисления 0, +4, +5: 2N^–3 – 6 ē = N⁰₂ N⁺² – 2 ē = N⁺⁴ N⁺³ – 2 ē = N⁺⁵ в) соединения фосфора, содержащие фосфор в степени окисления –3 (фосфин PH₃ и фосфиды) и +3 (оксид фосфора (III) P₂O₃ и фосфиты): P^–3 – 8 ē = P⁺⁵ P⁺³ – 2 ē = P⁺⁵ г) пероксид водорода H₂O₂ и пероксиды в реакции с окислителями 2O^–1 – 2ē = O⁰₂

3. Группа типичных сильных окислителей – соли кислород-содержащих кислот, а также соответствующие им оксиды, например: а) соединения Mn⁺⁷: KMnO₄, HMnO₄, NaMnO₄: в кислой среде Mn⁺⁷ + 5 ē ® Mn⁺² в нейтральной среде Mn⁺⁷+3ē = Mn⁺⁴(MnO₂¯) в щелочной среде Mn⁺⁷ + 1 ē = Mn⁺⁶ MnO₂, K₂MnO₄ – могут быть и окислителями, и восстановителями б) соединения хрома +6: K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, CrO₃: Cr⁺⁶ + 3 ē = Cr⁺³ в кислой среде образуются соли хрома – зеленый р-р; в нейтральной среде – зеленый осадок Cr(OН)₃; в щелочной среде образуются комплексные ионы [Cr(OН)₆]^3– в) кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли: ГО_х^– + n ē ® Г^– (реже Г₂) + [O]

д) соединения серы, содержащие серу в степени окисления –2 (H₂S и сульфиды) и +4 (SO₂ и сульфиты):

S^–2 – 2 ē = S⁰ или S^–2 – 6 ē = S⁺⁴

S⁺⁴ – 2 ē = S⁺⁶

e) галогенводородные кислоты (кроме HF) и их соли

2Г^– – 2 ē ® Г₂ или

Г^– – n ē ® Г ⁿ ^–1

4. Концентрированная серная кислота – окислитель за счет S⁺⁶: H₂SO₄₍_конц_.)+Me®MeSO₄+H₂O+{H₂S_илиS_илиSO₂} H₂SO_4(конц.)+ неMe, сл. в-ва ®…+{ S _или SO₂}

5. Азотная кислота – сильный окислитель за счет N⁺⁵: HNO₃₍_разб_.)+Me(Li–Mg)®Me(NO₃) _n +H₂O+NH₄NO₃ HNO₃₍_конц_.)+Me(Li–Mg)®Me(NO₃) _n +H₂O+N₂O HNO₃₍_разб_.)+Me(Al–Cu)®Me(NO₃) _n +H₂O+NO HNO₃₍_конц_.)+Me(Al–Cu)®Me(NO₃) _n +H₂O+NO₂ HNO₃ + неMe, сложные в-ва ® …+ NO₂ Нитраты проявляют окислительные свойства только с сильными восстановителями.

5. Альдегиды, спирты, непредельные углеводороды и др. органические вещества

6. Кислород в степени окисления 0 и –1: газы кислород и озон, пероксиды: О₂ + 4 ē = 2О^2– О₃ + 2 ē = О^2–+ О₂ О^– + ē = О^2–

Восстановители

1. Металлы.

Все металлы (простые вещества) – восстановители, вступая в реакцию, они теряют электроны:

Me⁰ – n ē ® Me⁺ ⁿ

Все металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисления. Некоторые металлы (Fe, Cr, Mn и др.) могут перейти в разные степени окисления (например, +2, +3, +6), в зависимости от окислителя.

Восстановительная способность (активность) металлов различная. Ее можно оценить по положению металла в ряду активности (см. Приложение Б). Для удобства разделим металлы на три группы:

– до Mg включительно – очень активные;

– от Mg до водорода – средней активности;

– после водорода – малоактивные.

Рассмотрим важнейшие свойства металлов.

А) Взаимодействие с неметаллами – O₂, H₂, Cl₂, S, N₂, P, C и т.д., например:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

3Fe + 2O₂ = Fe⁺²Fe⁺³₂O₄

2Na + O₂ = Na₂O₂

Ba + H₂ = BaH₂

Fe + S = FeS

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

3Ba + 2P = Ba₃P₂

4Al + 3C = Al₄C₃

Б) Взаимодействие с водой.

Очень активные металлы реагируют с водой (магний реагирует при нагревании, алюминий – после удаления оксидной пленки). Эту реакцию можно выразить общей схемой:

Me + H₂O ® Me(OH) _n + H₂

например:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Металлы средней активности в обычных условиях с водой не реагируют (или реагируют с очень малой скоростью – например, железо ржавеет). Но при повышенной температуре идет реакция с водяным паром:

Me + H₂O (газ) Me₂O _n + H₂

например:

3Fe + 4H₂O (газ) Fe⁺²Fe⁺³₂O₄ + 4H₂

Zn + H₂O (газ) ZnO + H₂

Малоактивные металлы с водой не реагируют.

В) Взаимодействие со щелочами – реагируют металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды (см. тему 5).

Г) Более активные металлы вытесняют менее активные из их оксидов и солей.

Д) С кислотами-неокислителями реагируют металлы, стоящие в ряду активности до водорода (см. тему 5). Эти реакции можно выразить общей схемой:

Me⁰ + 2H⁺ ® Me⁺ ⁿ + H⁰₂

Окислителем являются ионы водорода, выделяется газ водород.

Здесь рассмотрим взаимодействие металлов с кислотами-окислителями: азотной и концентрированной серной кислотой.

Азотная кислота растворяет практически все металлы, кроме золота и платины.

Следует помнить, что железо, алюминий и хром пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой. При нагревании эти металлы растворяются.

Окислителем является азот в степени окисления +5. Газ водород не выделяется! Продукты реакции зависят от концентрации кислоты и активности металла – чем более активен металл и разбавленнее кислота, тем в большей степени восстанавливается азот. Для решения заданий ЕГЭ рекомендуется пользоваться схемой на рисунке 1.

Например:

4Ca + 10HNO₃ (очень разб.) = NH₄NO₃ + 4Ca(NO₃)₂ + 3H₂O

4Mg + 10HNO₃ (разб.) = N₂O + 4Mg(NO₃)₂ + 5H₂O

Рисунок 1 – Взаимодействие азотной кислоты с металлами

Fe + 4HNO₃ (разб.) = NO + Fe(NO₃)₃ + 2H₂O

Al + 4HNO₃ (конц.) NO + Al(NO₃)₃ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃ (конц.) = 2NO₂ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

Еще более активна азотная кислота в смеси с концентрированной соляной – этот реактив называется царской водкой. В этой смеси растворяются даже золото и платина:

HNO₃ (конц.) + 4HCl (конц.) + Au = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

4HNO₃ (конц.) + 18HCl (конц.) + 3Pt = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, является окислителем за счет серы в степени окисления +6. В ней могут растворяться металлы, стоящие в ряду активности до серебра включительно.

Следует помнить, что железо, алюминий и хром пассивируются холодной концентрированной серной кислотой. При нагревании эти металлы растворяются.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами газ водород не выделяется. Продукт реакции зависит от активности металла:

очень активные металлы и цинк – H₂S

металлы средней активности – S

малоактивные – SO₂

Общее уравнение:

H₂S

или

Me + H₂SO₄ (конц.) ® MeSO₄ + H₂O + S

или

SO₂

Например:

4Zn + 5H₂SO₄ (конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

3Mn + 4H₂SO₄ (конц.) = 3MnSO₄ + S + 4H₂O

2Ag + 2H₂SO₄ (конц.) = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Следует учитывать, что продукты реакции могут сами окисляется H₂SO₄ (конц.):

3H₂S + H₂SO₄ (конц.) = 4S + 4H₂O

S + 2H₂SO₄ (конц.) = 3SO₂ + 2H₂O

Обычно образуется смесь продуктов, например светло-желтый осадок S и газ SO₂. В тестовых заданиях ЕГЭ указывается один продукт восстановления серы, в заданиях повышенной сложности (если нет подсказки по внешним признакам реакции) допускается выбрать любой подходящий продукт – например, при растворении алюминия в горячей концентрированной серной кислоте можно привести одну из реакций:

8Al + 15H₂SO₄ (конц.) 4Al₂(SO₄)₃ + 3H₂S + 12H₂O

2Al + 4H₂SO₄ (конц.) Al₂(SO₄)₃ + S + 4H₂O

2. Ионы металлов в низкой степени окисления могут проявлять восстановительные свойства, если у данного метала несколько степеней окисления:

Me⁺ ⁿ – m ē ® Me⁺⁽ ⁿ⁺ ^m⁾

Ионы Fe⁺², Cr⁺², Cr⁺³, Mn⁺², Mn⁺⁴, Sn⁺² и некоторые другие – типичные восстановители, приведем примеры реакций:

Fe⁺²O + 4HN⁺⁵O₃ (конц.) = Fe⁺³(N⁺⁵O₃)₃ + N⁺⁴O₂ + 2H₂O

6Fe⁺²SO₄+K₂Cr⁺⁶₂O₇(конц.)+7H₂SO₄ = 3Fe⁺³₂(SO₄)₃+Cr⁺³₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O

6Fe⁺²SO₄+2KMnO₄ (конц.) +4H₂O = 2Fe⁺³(OH)₃ + 2Fe⁺³OHSO₄ + Fe⁺³₂(SO₄)₃ + + 2MnO₂¯ + K₂SO₄

Cr⁺²Cl₂ + 4HN⁺⁵O₃ = Cr⁺³(N⁺⁵O₃)₃ + 2HCl + N⁺⁴O₂ +H₂O

2Cr⁺³Cl₃ + KCl⁺⁵O₃ + 10KOH = 2K₂Cr⁺⁶O₄ + 7KCl^– + 5H₂O

3Mn⁺²O + 2KCl⁺⁵O₃ + 6KOH = 3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2KCl^– + 3H₂O

3Mn⁺²SO₄ + 2KMn⁺⁷O₄ (конц.) + 2H₂O = 5Mn⁺⁴O₂¯ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

2Mn⁺⁴O₂ + 3Cl⁰₂ + 8KOH = 2KMn⁺⁷O₄ + 6KCl^– + 4H₂O

2Mn⁺⁴O₂ + O⁰₂ + 4KOH = 2K₂Mn⁺⁶O^–2₄ + 2H₂O^–2

3. Неметаллы – простые вещества, в реакциях с более электроотрицательными неметаллами окисляются:

Э⁰ – n ē ® Э⁺ ⁿ

Почти все неметаллы могут реагировать с фтором, кислородом, хлором:

S + 3F₂ = SF₆

2H₂ + O₂ = 2H₂O

C + O₂ = CO₂

степень окисления часто зависит от количества окислителя, например:

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃

2P + 5Cl₂ (изб.) = 2PCl₅

Неметаллы – простые вещества окисляются и многими сложными веществами, (см. также раздел «Окислители» данного пособия).

4. Соединения, содержащие неметаллы в низкой степени окисления, например

а) угарный газ CO – при высокой температуре очень сильный восстановитель:

3C⁺²O + Fe⁺³₂O₃ 2Fe⁰ + 3C⁺⁴O₂

2C⁺²O + O⁰₂ 2C⁺⁴O^–2₂

C⁺²O + Cl⁰₂ C⁺⁴OCl^–₂

б) соединения азота, содержащие азот в степени окисления –3 (аммиак NH₃ и нитриды), +1, +2, (оксиды азота) +3 (нитриты).

Аммиак, амины, нитриды содержат азот в низшей степени окисления и могут проявлять только восстановительные свойства. Обычно образуется газ азот, например:

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

4CH₂(NH₂)–COOH (глицин) + 9O₂ = 8CO₂ + 10H₂O + 2N₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Сr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Оксиды азота N₂O, NO содержат азот в промежуточной степени окисления, а значит, могут проявлять и восстановительные и окислительные свойства. N₂O и слабый окислитель, и слабый восстановитель. NO проявляет окислительные свойства с сильными восстановителями, например:

2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O

Чаще – NO восстановитель, например он легко окисляется на воздухе до бурого газа NO₂:

2NO + О₂ = 2NO₂

Азотистая кислота, оксид азота (III) и нитриты содержат азот в промежуточной степени окисления +3 и могут проявлять и восстановительные и окислительные свойства. При взаимодействии с сильными восстановителями азот восстанавливается, например:

2HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O

2KNO₂ + 2H₂SO₄ + 2FeSO₄ = 2NO + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2H₂O

Но в большинстве случаев N⁺³ окисляется до N⁺⁵. Следует запомнить, что нитриты (KNO₂, NaNO₂) – сильные восстановители, из нитритов образуются нитраты, в ЕГЭ много реакций с их участием, например:

KNO₂ + Cl⁰₂ + H₂O = KNO₃ + 2HCl

3KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O + K₂SO₄

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

в) соединения фосфора, содержащие фосфор в степени окисления –3 (фосфин PH₃ и фосфиды) и +3 (оксид фосфора (III) P₂O₃ и фосфиты) – сильные восстановители. Фосфор окисляется до стабильной степени окисления +5:

P^–3 –8 ē = P⁺⁵

P⁺³ –2 ē = P⁺⁵

образуются фосфорные кислоты (H₃PO₄, HPO₃) или их соли. В ЕГЭ много заданий на окислительно-восстановительные свойства соединений фосфора. Также встречаются реакции с соединениями мышьяка – они подобны соединениям фосфора в ОВР. Приведем примеры реакций:

Mg₃P₂ + 22HNO₃ = 3Mg(NO₃)₂ + 2H₃PO₄ + 16NO₂ + 8H₂O

5PH₃ + 8HBrO₃ = 5H₃PO₄ + 4Br₂ + 4H₂O

3P₂O₃ + 4HNO₃ + 7H₂O = 6H₃PO₄ + 4NO

3PCl₃ + 8HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 8NO + 9HCl

As₂O₃ + 2I₂ + 5H₂O = 2H₃AsO₄ + 4HI

г) пероксид водорода H₂O₂ и пероксиды содержат кислород в промежуточной неустойчивой степени окисления –1. Говорят, что пероксид водорода проявляет так называемую окислительно-восстановительную двойственность. Чаще H₂O₂ – окислитель, но в реакции с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства, например:

H₂O₂ + Cl⁰₂ = O₂ + 2HCl

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ +K₂SO₄ + 8H₂O

Под действием света или катализатора пероксид водорода диспропорционирует:

2H₂O₂ = O₂ + 2H₂O

д) соединения серы, содержащие серу в степени окисления –2 и +4.

Сероводород H₂S и сульфиды (гидросульфиды) содержат серу в низшей степени окисления –2 и могут проявлять только восстановительные свойства. Без нагревания с не очень сильными окислителями образуется элементарная сера:

S^–2 –2 ē = S⁰

При нагревании, или с очень сильными окислителями, образуется диоксид серы (сульфиты):

S^–2 –2 ē = S⁺⁴

В избытке окислителя окисление может пойти и дальше – до S⁺⁶ (до сульфатов).

Приведем примеры окисления сероводорода и сульфидов:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ 2SO₂ + 2H₂O

BaS + 2O₂ BaSO₄

H₂S + H₂SO₄ (конц.) = S¯ + SO₂ + 2H₂O

H₂S + 3H₂SO₄ (конц.) 4SO₂ + 4H₂O

Na₂S + 3H₂SO₄ (конц.) = 2NaHSO₄ + S¯ + SO₂ + 2H₂O

H₂S + 8HNO₃ (конц.) H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Na₂S + 4HNO₃ (конц.) = 2NaNO₃ + 2NO₂ + S¯ + 2H₂O

H₂S + HMnO₄ = S¯ + MnO₂¯ + H₂O

Вещество, в которое переходит сера, определяется многими факторами. В ЕГЭ часто в условии задачи приводится описание продукта реакции: желтый осадок – сера, газ с резким запахом – диоксид серы. Если это описание отсутствует, допускается выбрать любое подходящее вещество.

Диоксид серы SO₂ и сульфиты (гидросульфиты) содержат серу в промежуточной степени окисления +4 и могут проявлять и окислительные и восстановительные свойства.

Окислительные свойства выражены слабо, проявляются только с сильными восстановителями, например:

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

Следует запомнить, что SO₂ и сульфиты (Na₂SO₃, K₂SO₃) – типичные восстановители, S⁺⁴ легко переходит в S⁺⁶:

S⁺⁴ –2 ē = S⁺⁶

образуется газ SO₃ (H₂SO₄) или сульфаты, например:

2SO₂ + O₂ + 2H₂O = 2H₂SO₄

SO₂ + 2HNO₃ (конц.) = H₂SO₄ + 2NO₂

5SO₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O = 3H₂SO₄ + 2MnSO₄

Na₂SO₃ + 2KOH + 2KMnO₄ = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ = 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O + K₂SO₄

K₂SO₃ + 2HNO₃ (конц.) = K₂SO₄ + 2NO₂ + H₂O

10KHSO₃ + 4KMnO₄ + H₂SO₄ = 7K₂SO₄ + 4MnSO₄ + 6H₂O

е) галогеноводородные кислоты и их соли (кроме HF и фторидов).

Восстановительная способность увеличивается в ряду HCl ®HBr ®HI.

Ион Cl^– можно окислить только очень сильными окислителями, образуется газ хлор:

16HCl^– + 2KMn⁺⁷O₄ = 5Cl⁰₂ + 2Mn⁺²Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

14HCl^– + K₂Cr⁺⁶₂O₇ = 3Cl⁰₂ + 2Cr⁺³Cl₃ + 2KCl + 7H₂O

4HCl^– + Pb⁺⁴O₂ = Cl⁰₂ + Pb⁺²Cl₂ + 2H₂O

2HCl^– + F⁰₂ = 2HF^– + Cl⁰₂

Окислительная способность галогенов (простых веществ) снижается в ряду F₂ ® Cl₂ ® Br₂ ® I₂, поэтому каждый предыдущий элемент вытесняет последующий из галогенводородных кислот и их солей, например:

2HCl + F₂ = 2HF + Cl₂

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂

5. Органические вещества.

Альдегиды, спирты, непредельные углеводороды, муравьиная и щавелевая кислота, гомологи бензола и некоторые другие органические вещества способны не только гореть на воздухе, но и окислятся многими окислителями: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, CuO, Cu₂O, Ag₂O и др.

Окислители

1. Ионы металлов.

А) Ионы менее активных металлов восстанавливаются более активными металлами – простыми веществами.

Реакция возможна между активным металлом и оксидом или солью менее активного металла при высокой температуре (это один из методов получения металлов – металлотермия), например:

2Al + Cr₂О₃ Al₂О₃ + 2Cr

2Mg + TiCl₄ Ti + 2MgCl₂

или при обычной температуре между активным металлом и раствором соли менее активного металла, например:

Zn + NiSO₄ = Ni + ZnSO₄

2Al + 3CuCl₂ = 3Cu + 2AlCl₃

Б) Если у металла несколько степеней окисления, то ион металла в может восстановится до ближайшей меньшей, а не до металла. Это характерно для солей и оксидов Fe⁺³, Pb⁺⁴, Cu⁺² и др.

Следует запомнить, что соли железа(III) сильные окислители, причем железо восстанавливается не до металлического железа, а до Fe⁺². Например, в растворе FeCl₃ можно растворить медь, ртуть и само железо:

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

2FeCl₃ + 2Hg = 2FeCl₂ + Hg₂Cl₂

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂

В реакции нейтрализации между гидроксидом железа(III) и йодоводородной кислотой образуется йодид железа(II):

2Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

Рассмотрим другие реакции с участием ионов металлов в высокой степени окисления:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS¯ + S¯ + 6NaCl

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI + I₂ + 2K₂SO₄

Pb⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂ = Pb⁺²S⁺⁶O₄

Pb⁺⁴O₂ + 4HCl = Pb⁺²Cl₂¯ + Cl₂ + 2H₂O

3. Неметаллы – простые вещества, при взаимодействии с металлами и с менее электроотрицательными неметаллами, например:

S + Ca CaS

H₂ + 2Na = 2NaH

Cl₂ + S = SCl₂

4. Группа типичных сильных окислителей – соли кислородсодержащих кислот, а также соответствующие им оксиды.

а) соединения Mn⁺⁷: KMnO₄, HMnO₄, NaMnO₄ – самый популярный окислитель. Ион MnO₄^– фиолетового цвета, при восстановлении окраска меняется – по этому признаку определяют присутствие в растворе восстановителя. Цвет определяется средой: чем меньше pH, тем больше восстанавливается марганец.

В кислой среде образуются бесцветные ионы Mn⁺²:

Mn⁺⁷ + 5 ē = Mn⁺²

в нейтральной среде марганец восстанавливается до степени окисления +4 и выделяется в виде бурого осадка MnO₂:

Mn⁺⁷ + 3 ē = Mn⁺⁴

в щелочной среде фиолетовый перманганат ион MnO₄^– переходит в зеленый манганат-ион MnO₄^–2:

Mn⁺⁷ + 1 ē = Mn⁺⁶

Приведем примеры реакций:

2HMnO₄ + 14HCl (конц.) = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

2NaMnO₄ (разб.) + 3Н₂ = 2MnO₂¯ + 2NaOH + 2H₂O

8KMnO₄ + 8KOH + KI = 8K₂MnO₄ + KIO₄ + 4H₂O

MnO₂, K₂MnO₄ содержат марганец в промежуточных степенях окисления и могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, например:

K₂MnO₄ + C₂H₅OH = MnO₂¯ + CH₃CHO + 2KOH

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

MnO₂ + 2H₂SO₄ + 2FeSO₄ = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

MnO₂ + KNO₃ + 2KOH = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O

б) соединения Cr⁺⁶: K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, CrO₃ – очень сильные окислители. Обычно хром восстанавливается до степени окисления +3:

Cr⁺⁶ + 3 ē = Cr⁺³

В кислой среде образуются соли хрома – зеленый раствор; в нейтральной среде – зеленый осадок Cr(OН)₃; в щелочной среде образуются комплексные ионы [Cr(OН)₆]^3–. Примеры реакций:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3KNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3KNO₃ + 4H₂O + K₂SO₄

2CrO₃ + 3H₂S = 2Cr(OH)₃¯ + 3S¯

2K₂CrO₄ + 3K₂SO₃ + 2KOH + 5H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3K₂SO₄

в) кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли (гипохлориты, хлориты, хлораты, перхлораты и аналогичные соединения брома и йода) являются популярными окислителями. В большинстве случаев восстанавливаются до галогенид-иона:

Г⁺ ⁿ + (n +1) ē = Г^–

реже – до простого вещества галогена:

2Г⁺ ⁿ + 2 n ē = Г₂

Следует запомнить, что в ЕГЭ часто встречается популярный окислитель хлорат калия KClО₃ (бертолетова соль).

Приведем примеры реакций:

KClО₃ + 6HI = KCl + 3I₂ + 3H₂O

2HClO₃ + 3P₂O₃ + 9H₂O = 2HCl + 6H₃PO₄

KBrO₄ + 4H₂S = KBr + 4S + 4H₂O

5KIO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O = 2HMnO₄ + 4KIO₃ + 2H₂SO₄

5. Концентрированная серная кислота – окислитель за счет серы в степени окисления +6. Разбавленная же серная кислота проявляет слабые окислительные свойства за счет восстановления Н⁺. Например, в разбавленной кислоте растворяются металлы, стоящие в ряду активности до водорода (Приложение Б), по схеме:

H₂SO₄ (разб.) + Me ® MeSO₄ + H₂

В концентрированной же серной кислоте растворяются металлы, стоящие в ряду активности до меди включительно. Взаимодействие идет по схеме:

H₂SO₄ (конц.) + Me ® MeSO₄ + H₂O + {H₂S или S или SO₂}

подробно см. на стр. 30 данного учебного пособия. Поэтому в реакциях, с участием серной кислоты обязательно указывают, концентрированная кислота (т.е. 92–96 %, товарная, не разбавленная водой) – обозначается обычно (конц.), или разбавленная водой (иногда говорят раствор серной кислоты) – обозначается (разб.) или (р-р).

Концентрированная серная кислота окисляет и многие неметаллы, а также многие сложные вещества, которые могут проявлять восстановительные свойства. Приведем примеры реакций:

2H₂SO₄ (конц.) + C = СО₂ + 2H₂O + 2SO₂

3H₂SO₄ (конц.) + 2KBr = SO₂ + Br₂ + 2H₂O + 2KHSO₄

2H₂SO₄ (конц.) + S 3SO₂ + 2H₂O

Обратим внимание на взаимодействие H₂SO₄ (конц.) с серой – эта реакция идет при нагревании, в холодных растворах кислоты часто образуется сера в виде светлого осадка, например

3Ni + 4H₂SO₄ (конц.) = 3NiSO₄ + S¯ + 4H₂O

H₂SO₄ (конц.) + H₂S = SO₂ + S¯ + 2H₂O

6. Азотная кислота – сильный окислитель за счет азота в степени окисления +5. Взаимодействие HNO₃ с металлами подробно рассмотрено на стр. 28 данного учебного пособия. Следует запомнить, что продукт восстановления азота зависит и от активности металла и от концентрации кислоты.

Азотная кислота (особенно концентрированная) реагирует со многими неметаллами: углеродом, серой, фосфором, из галогенов – с фтором и йодом; в этих реакциях обычно выделяется бурый газ NO₂:

4HNO₃ + C = 4NO₂ + CO₂ + 2H₂O

6HNO₃ + S = 6NO₂ + H₂SO₄ + 2H₂O

6HNO₃ + P = 6NO₂ + H₃PO₄ + 2H₂O

10HNO₃ + I₂ = 10NO₂ + 2HIO₃ + 4H₂O

Азотная кислота окисляет и многие сложные вещества, которые могут проявлять восстановительные свойства. Продукт восстановления азота – также NO₂:

8HNO₃ + CuS = 8NO₂ + CuSO₄ + 4H₂O

12HNO₃ + FeS = 9NO₂ + Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + 5H₂O

4HNO₃ + As₂O₃ + H₂O = 4NO₂ + 2H₃AsO₄

6HNO₃ + HI = 6NO₂ + HIO₃ + 3H₂O

4HNO₃ + CrCl₂ ® NO₂ + Cr(NO₃)₃ + 2HCl + H₂O

2HNO₃ + SO₂ = 2NO₂ + H₂SO₄

2HNO₃ (хол.) + H₂S = 2NO₂ + S¯ + 2H₂O

Нитраты проявляют окислительные свойства только с сильными восстановителями, например:

KNO₃ + 4Mg + 6H₂O = NH₃ + 4Mg(OH)₂ + KOH

7. Кислород в степени окисления 0 и –1: газы кислород и озон, пероксиды – сильные окислители:

О₂ + 4 ē = 2О^2–

О₃ + 2 ē = О^2–+ О₂

О^– + ē = О^2–

Ион входит О^2– в состав молекул H₂O, ионов OH^–.

Кислород – сильный окислитель, реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические и все органические соединения:

O₂ + Zn = 2ZnO

O₂ + C = CO₂

11O₂ + 4FeS₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

O₂ + 4Cr(OH)₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃

2O₂ + CH₄ = CO₂ + 2H₂O

Озон еще более сильный окислитель, чем кислород, приведем примеры реакций:

O₃ + Mn(NO₃)₂ + H₂O = MnO₂¯ + O₂ + 2HNO₃

O₃ + H₂S = SO₂ + H₂O

O₃ + NO = NO₂ + O₂

Последние две реакции – причина разрушения озонового слоя Земли.

Пероксид водорода H₂O₂ и пероксиды проявляют так называемую окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства выражены в большей степени:

H₂O₂ + Na₂SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

3H₂O₂ + 2Na₃[Cr(OH)₆] = 2Na₂CrO₄ + 8H₂O + 2NaOH

4H₂O₂ + PbS (черный) = PbSO₄ (белый) + 4H₂O

Уравнивание ОВР методом электронного баланса (задание 30)

В задании повышенной сложности по ОВР требуется написать реакцию, составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель, уравнять реакцию.

В школьной программе и ЕГЭ определение коэффициентов ОВР осуществляется методом электронного баланса. Рассмотрим его на примере реакции:

KMnO₄ + HCl ® Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

Чтобы определить окислитель и восстановитель, расставим степени окисления над каждым элементом:

K⁺Mn⁺⁷O^–2₄ + H⁺Cl^– ® Cl⁰₂ + Mn⁺²Cl^–₂ + K⁺Cl^– + H⁺₂O^–2

Марганец понижает свою степень окисления, Mn⁺⁷ и в целом KMnO₄ – окислитель. Хлор повышает свою степень окисления, Cl^– и в целом HCl – восстановитель. Обратим внимание, что изменяет степень окисления только часть ионов Cl^–.

Реакция осуществляется за счет перехода электронов от восстановителя (Cl^–) к окислителю (Mn⁺⁷). Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и переходит в Mn⁺², каждый ион Cl^– теряет электрон и переходит в Cl⁰. Эти процессы принято выражать т. н. электронными уравнениями:

Mn⁺⁷ + 5 ē = Mn⁺²

2Cl^– – 2 ē = Cl⁰₂

Обратим внимание, что если в реакции участвует простое вещество в виде двухатомных молекул (Cl⁰₂, О⁰₂, Н⁰₂, I⁰₂ и т.п.), в электронных уравнениях его обязательно следует записывать в виде молекул. Это правило облегчает дальнейший подбор коэффициентов.

В уравненной реакции число отданных электронов должно равняться числу принятых. Подбираем наименьшее общее кратное числа электронов, переданных в каждом электроном уравнении: в нашем примере это 10. Т.е. первое электронное уравнение нужно умножить на 2, второе – на 5:

2´½Mn⁺⁷ + 5 ē = Mn⁺²

5´½2Cl^– – 2 ē = Cl⁰₂

Полученная система уравнений и называется электронный баланс: 2 иона Mn⁺⁷ принимают 10 электронов и превращаются в Mn⁺², от 10 ионов Cl^– отдают те же 10 электронов и переходят в 5 молекул Cl⁰₂. Таким образом, мы получили основные коэффициенты реакции, перенесем их в уравнение (коэффициент перед HCl пока не ставим – часть ионов Cl^– не изменила степень окисления):

2K⁺Mn⁺⁷O^–2₄ + H⁺Cl^– ® 5Cl⁰₂ + 2Mn⁺²Cl^–₂ + K⁺Cl^– + H⁺₂O^–2