Зміст:
Коли окислювач коли відновник?
Окислювач – Речовина, до складу якої входить іон або атом, який в процесі реакції прийматиме електрони, тим самим знижуючи свій ступінь окислення. Відновник – Речовина, до складу якої входить іон або атом, який в процесі реакції віддаватиме електрони, тим самим підвищуючи свій ступінь окислення.
Де окислення? А де відновлення?
Відновлення – процес ухвалення електронів. Окислення – процес віддачі електронів. Речовина, що віддає електрони, називається відновником. Речовина, що приймає електрони, називається окислювачем.
У якому процесі відбувається окиснення?
Процес віддачі електронів – Окислення. При окисненні ступінь окиснення підвищується. Атоми чи іони, які у цій реакції приєднують електрони, є окислювачами, а атоми чи іони, які віддають електрони — відновниками.
Окисно-відновні реакції
Окисно-відновні реакції – це хімічні реакції, що супроводжуються зміною ступеня окиснення у атомів реагуючих речовин. При цьому деякі частинки віддають електрони, а деякі одержують.
Окислювачі та відновники
Окислювачі – це частинки (атоми, молекули або іони), які приймають електрони у ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення окислювача знижується. Окислювачі у своїй відновлюються.
Відновлювачі – це частинки (атоми, молекули або іони), які віддають електрони у 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 F2, кисень O2хлор Cl2);
- складні речовини, у складі яких є іониметалів чи неметалів з високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (H N +5 O3, H Cl +7 O4), солі (K N +5 O3, K Mn +7 O4), оксиди ( S +6 O3, Cr +6 O3)
- 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 O3) 2– , (НР +3 O3) 2– , у 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 :
До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:
- магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
- водень (Н2) та вуглець (С);
- йодид калію (KI);
- сульфід натрію (Na2S) та сірководень (H2S);
- сульфіт натрію (Na2SO3);
- хлорид олова (SnCl2).
Класифікація окисно-відновних реакцій
Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення), та реакції контрдиспропорціонування.
Міжмолекулярні реакції протікають зі зміною ступеня окиснення різних елементів з різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .
2 Al 0 + Fe +3 2O3 → Al +3 2O3 + 2 Fe 0 ,
C 0 + 4H N +5 O3(конц) = C +4 O2 ↑ + 4 N +4 O2 ↑+ 2H2O.
Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких елемент-окислювач та елемент-відновник входять до складу одного речовини:
2 Na N +5 O -2 3 → 2 Na N +3 O2 + 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:
3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,
Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, який з різних реагентів переходить у один продукт. Реакція, зворотна до диспропорціонування.
2H2 S -2 + S +4 O2 = 3 S + 2H2O
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 чинники, що впливають перебіг окислювально-відновних реакцій.
Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції – кисла, нейтральна або лужна. 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, KMnO4, де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2, а в лужному – до Mn +6);
- окислювальна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окислювач відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO3, де N +5 при взаємодії з відновником у 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! Якщо 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 HNO3 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. марганець у ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовий колір.
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 окиснення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. У лужний середовищі 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 KMnO4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окиснення сульфід-іону є S0.
3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O = 2 MnO2↓ + 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.
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.
Перманганати окислюють:
- неметали з негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5 ;
- неметали з проміжним ступенем окиснення до вищого ступеня окислення;
- активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.
KMnO4 + Німе (нижча с.о.) = Німе 0 + інші продукти
KMnO4 + неме (проміжна с.о.) = неме(вища с.о.) + ін.
KMnO4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.
KMnO4 + 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, K2CrO4) – це солі, які стійкі в лужний середовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K2Cr2O7) – солі, стійкі у кислому середовищі .
Відновлюються сполуки хрому (VI) до сполук хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і в залежності від середовища розчину вони існують у розчині в 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 K3[Cr(OH)6] .
З'єднання хрому VI окислюють:
- неметали в негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5 ;
- неметали у 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 O2 .
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 .
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 металу у стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV) (бурий газ) та кисень . Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .
Наприклад , розкладання нітрату цинку:
Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються у вигляді оксидів (Fe2O3, Al2O3 та ін.).
Іони металів , розташованих у ряді електрохімічної активності правіше міді є сильними окисниками. При розкладанні нітратів вони, 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:
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:
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. азот і кисень :
При розкладанні нітриту амонію NH4NO2 також відбувається контрдиспропорціонування.
Результуючий ступінь окислення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окислення вихідних атомів азоту – окислювача N +3 та відновника N -3
Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:
Нітрат заліза (II) за низьких температур розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окислення +3:
Нітрат нікелю (II) розкладається до нітриту при нагріванні до 150 про З під вакуумом і до оксиду нікелю за більш високих температур (розкладання нітрату нікелю в ЄДІ з хімії не повинно бути, але це не точно).
Окисні властивості азотної кислоти
Азотна кислота HNO3 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 + H2O
Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO2 (N +4); оксид азоту (II) NO (N +2); оксид азоту (I) N2O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N2; нітрат амонію NH4NO3 . Як правило, утворюється суміш продуктів з величезним переважанням однієї з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3.Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновника і 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 метали утворюється, як правило, нітрат амонію NH4NO3;
Наприклад , взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:
- концентрована азотна кислота на 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 таметалами середньої активності азотна кислота відновлюється до оксиду азоту (IV)NO2 ;
Наприклад , окислення міді концентрованою азотною кислотою:
- при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту(I) N2O ;
Наприклад , окислення натрію концентрованою азотною кислотою:
- 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 N2O, або молекулярний азот N2 – Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
- при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N2.
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:
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 водню2. При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.
Концентрована сірчана кислота взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, так і після водню.
H2SO4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO2, S, H2S) + вода
При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (стійко окислення), вода і продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O2, молекулярна сірка S або сірководень H2S-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 металами концентрована сірчана кислота відновлюється до оксиду сірки (ІV).
Наприклад мідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:
Cu 0 + 2H2 S +6 O4(конц) = Cu +2 SO4 + S +4 O2 + 2H2O
4. При взаємодії з активними металами та цинком концентрована сірчана кислота утворює сірку S або сірководень H2S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).
Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:
Перекис водню
Пероксид водню H2O2 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:
При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O2. Наприклад :