Окислительно-восстановительные свойства веществ. Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций

При выполнении наиболее сложных заданий данной темы кроме подбора коэффициентов бывает необходимо определить продукты окислительно-восстановительной реакции: вписать в уравнение формулы недостающих веществ или полностью составить уравнение окислительно-восстановительной реакции. Выполнять такие задания нужно, опираясь на знания о закономерностях протекания окислительно-восстановительных реакций. Кроме того, необходимо познакомится со свойствами важнейших окислителей и восстановителей, применяемых в промышленных процессах и лабораторной практике, знать, какие продукты восстановления и окисления соответственно они образуют.

Итак, напомним несколько правил, позволяющих характеризовать окислительно-восстановительные свойства того или иного вещества.

Атомы, находящиеся ввысшей степени окисления, могут быть только окислителями, поскольку способны принимать, но не отдавать электроны. Например, сера в составе H₂SO₄ находится в своей высшей степени окисления +6, и, следовательно, может проявлять только окислительные свойства. Аналогично, только окислительные свойства проявляет азот в составе азотной кислоты и нитратов, хлор в составе кислоты HClO₄ и ее солей и т.д.

Атомы, находящиеся в низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, поскольку способны отдавать, но не принимать электроны. Поэтому только восстановительные свойства проявляют, например, сера в составе H₂S и сульфидов, азот в составе NH₃, NH₄⁺ и нитридов, хлор в составе HCl и хлоридов и т.д.

Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут и принимать, и отдавать электроны. Вещества, содержащие такие атомы, обладают окислительно-восстановительной двойственностью: они выступаютв роли окислителя или восстановителя в зависимости от свойств реагента, с которым взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

Например, в молекуле пероксида водорода H₂O₂ кислород находится в промежуточной степени окисления -1; следовательно, это вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства H₂O₂преобладают и проявляются в реакциях со многими типичными восстановителями, например с сульфидом свинца:

PbS + 4H₂O^-1₂ = PbSO₄ + 4H₂O^-2

Однако при действии на H₂O₂еще более энергичного окислителя, чем он сам, например, перманганата калия, пероксид водорода выступает в роли восстановителя:

2KMnO₄ + 5H₂O^-1₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O⁰₂+ 8H₂O

Наконец, вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны к реакциям диспропорционирования. К этому типу реакций относится разложение пероксида водорода на воду и кислород:

2H₂O^-1₂ = 2H₂O^-2 + O⁰₂

Приведенные выше правила позволяют предсказать окислительно-восстановительные возможности веществ. Однако, опираясь только на эти правила, не всегда можно сделать вывод о том, насколько выраженными будут эти свойства, и какие именно продукты образуются в результате реакции. Для ответа на эти вопросы часто требуется знать особенности химических свойств веществ, которые изучаются в курсе химии. Поэтому тренировать умение составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо на притяжении всего курса повторения неорганической, а затем и органической химии. На данном этапе обучения целесообразно познакомиться с некоторыми важнейшими окислителями и восстановителями (см. табл. 1 и 2).

Важнейшие окислители

1. Простые вещества, образованные атомами с высокой электроотрицательностью: F₂, Cl₂, Br₂, O₂ и т.п. Принимая электроны, они восстанавливаются до низших степеней окисления:

+ 2 ē →

+ 4 ē →

В ряду галогенов от фтора к брому окислительные свойства ослабевают, окислительные свойства иода значительно слабее, чем у остальных галогенов.

2. Среди кислородсодержащих кислот к важнейшим окислителям относятся азотная и концентрированная серная кислоты.

Концентрированная серная кислота по свойствам резко отличается от разбавленной. Обладая сильными окислительными свойствами, концентрированная H₂SO₄окисляет некоторые металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, а также многие неметаллы:

2H₂SO₄₍_конц_.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O,

2H₂SO₄₍_конц_.) + С → СО₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

Чаще всего продуктом восстановления серной кислоты является SO_2.Однако в зависимости от условий проведения реакции и силы восстановителя можно получить и другие продукты – серу и сероводород:

4H₂SO₄₍_конц_.) + 3Zn→ 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

5H₂SO₄₍_конц_.) + 4Mg → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Азотная кислота, особенно концентрированная и дымящая – сильный окислитель. Она взаимодействует с многими неметаллами и сложными веществами, окисляя большинство элементов до их высших степеней окисления:

S + 6HNO_3(конц) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

Cu₂S + 14HNO₃₍_конц₎ → 2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 10NO₂ + 6H₂O.

При взаимодействии HNO₃с металлами окислителем является атом азота, находящийся в степени окисления +5. Поэтому водород в таких реакциях практически не выделяются, а образуются различные продукты восстановления нитрат-иона, в зависимости от концентрации кислоты, активности металла и некоторых других факторов:

При взаимодействии горячей концентрированной азотной кислоты с металлами и неметаллами в большинстве случаев выделяется бурый газ NO₂. При действии разбавленной, 30-35%-ной HNO₃на малоактивные металлы в основном образуется оксид азота(II). Сильно разбавленная азотная кислота при действии на активные a, металлы (Mg, Zn, Ca) может восстанавливаться до иона аммония, образующего с HNO₃ нитрат аммония.

Примеры реакций:

Cu + 4HNO₃₍_конц₎ → Сu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O,

3Cu + 8HNO₃₍_разб₎ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O,

4Mg + 10HNO₃₍_очень _разб₎ → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

3. Перманганат калия KMnO₄ проявляет сильные окислительные свойства за счет атома марганца в степени окисления +7. Продукты его восстановления, образующиеся при взаимодействии с одними и теми же реагентами, зависят от характера среды (кислотной, нейтральной, щелочной) в которой протекает реакция.

В кислотной среде KMnO₄восстанавливается до катиона Mn²⁺, в нейтральной – до оксида марганца(IV), а в щелочной – до манганата калия K₂MnO₄:

Примеры реакций:

кислотная среда

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O,

нейтральная среда

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH,

щелочная среда

2KMnO₄ + KNO₂ + 2KOH = 2K₂MnO₂ + KNO₃ + H₂O.

4. Хромат и дихромат калия (K₂CrO₄ и K₂Cr₂O₇) проявляют окислительные свойств за счет атома хрома, находящегося в степени окисления +6. Эти окислители используют обычно в кислотной среде, продуктом их восстановления является обычно ион Cr³⁺, например:

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

5. Кислородсодержащие соединения галогенов (NaClO, KClO₃, HClO₄, KBrO₃ и т.д.) содержат атомы галогенов в неустойчивых положительных степенях окисления и проявляют за счет этого сильные окислительные свойства. Атомы галогенов, как правило, восстанавливаются до наиболее устойчивой для них степени окисления -1, напрмер:

5KClO₃ + 6P = 5KCl + 3P₂O₅.

Таблица 1

Некоторые важнейшие окислители и продукты их восстановления

Окислители	Преимущественно образующиеся продукты восстановления
H₂SO₄(конц.)	H₂S, S, SO₂ (в зависимости от силы восстановителя)
HNO₃	NH₄⁺, N₂, N₂O, NO, NO₂ (в зависимости от силы восстановителя и концентрации кислоты)
KMnO₄ перманганат калия	Mn²⁺, MnO₂, MnO₄^2-(в зависимости от характера среды)
K₂Cr₂O₇ дихромат калия	Cr³⁺
MnO₂	Mn²⁺
Кислородсодержащие соединения галогенов KClO₃ KClO HClO₄ KBrO₃и т.д.	Галогенид-ионы: Cl^-, Br^-

Важнейшие восстановители

1. Простые вещества, образованные атомами с низкой электроотрицательностью: металлы (Na, Ca, Mg, Al и т.п.), углерод, водород. Эти восстановители часто используют в процессах получения металлов, протекающих при высоких температурах, например:

Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

ZnO + C = Zn + CO

CuO + H₂ = Cu + H₂O.

2. Cложные вещества, содержащие атом в низшей степени окисления: HI, KI, H₂S, Na₂S, NH₃, PH₃и т.п.

3. Сложные вещества, содержащие катионы металлов, заряд которых может возрасти, например, Fe²⁺, Cr²⁺.

4. Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Однако для некоторых из них, таких, как угарный газ СО, сульфиты, нитриты, восстановительные свойства преобладают над окислительными, поэтому их часто используют в промышленности и лабораторной практике в качестве восстановителей. Нитриты обычно окисляются до нитратов, а сульфиты – до сульфатов. Примеры реакций:

Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂

KNO₂ + Br₂ +2KOH = KNO₃ + 2KBr + H₂O

Na₂SO₃ + Cl₂ +H₂O = Na₂SO₄ + 2HCl

Таблица 2

Некоторые важнейшие восстановители и продукты их окисления

Восстановители	Преимущественно образующиеся продукты восстановления
HI, KI	I₂
H₂S, Na₂S, ZnS	S, SO₂, SO₄^2- (в зависимости от силы окислителя и условий реакции)
NH₃	N₂, NO (в зависимости от условий реакции)
PH₃	PO₄^3-
Fe²⁺, FeO	Fe³⁺, Fe₂O₃ (в зависимости от условий реакции)
Cu₂O, Cu₂S	Cu²⁺, CuO (в зависимости от условий реакции)
KNO₂	KNO₃
K₂SO₃	K₂SO₄

Рассмотрим на нескольких примерах, как применить на практике полученные знания для определения продуктов окислительно-восстановительных реакций.

Пример 8.

Установите соответствие между схемой реакции и формулой недостающего в ней вещества.

	СХЕМА РЕАКЦИИ		ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА
А)	H₂O₂ + KI ® KIO₃ + …	1)	KNO₃
Б)	H₂O₂ + Cl₂ ® HCl + …	2)	O₂
В)	KNO₂ + Br₂ + KOH ® KBr + H₂O +…	3)	NO
Г)	KNO₂ + KI + H₂O ® I₂ + … + KOH	4)	N₂O₃
		5) 6)	H₂O H₂

Напомним, что в молекуле пероксида водорода атом кислорода находится в промежуточной степени окисления -1, следовательно, это вещество может играть роль и окислителя, и восстановителя. Будем рассуждать следующим образом. В схеме первой реакции
H₂O₂ + KI ® KIO₃ + … указано, что из иодида калия образуется иодат калия KIO₃. Степень окисления атомов иода повышается, следовательно, иод в этой реакции является восстановителем. Тогда пероксид водорода должен быть окислителем, и степень окисления атома кислорода будет понижаться: в продукте реакции его степень окисления должна стать равной -2. Варианты ответов предусматривают только одно такое вещество ‑ H₂O (ответ 5).

Из схемы второй реакции H₂O₂ + Cl₂ ® HCl + … видно, что хлор выступает в роли окислителя, степень его окисления понижается от 0 до -1. Тогда пероксид водорода будет восстановителем, и степень окисления атома кислорода повысится с -1 до 0. Значит, недостающим продуктом реакции является кислород О₂ (ответ 2).

В третьей и четвертой реакции нитрит калия, также способный проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя за счет изменения степени окисления атома азота,находящегося в промежуточной степени окисления +3. В третьей реакции окислителем является бром. Тогда нитрит калия KNO₂должен быть восстановителем, и степень окисления атома азота будет повышаться. Варианты ответа предусматривают только одно вещество с более высокой степенью окисления атома азота ‑ нитрат калия (ответ 1).

И, наконец, в последнем иодид калия является восстановителем, тогда KNO₂будет окислителем, и степень окисления атома азота понизится. Недостающим продуктом реакции будет в этом случае NO (ответ 3).

Ответ: 5213.

Пример 9.

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции

Na₂SO₃ + … + KOH K₂MnO₄ + … + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Прежде всего определим недостающие в уравнении реакции вещества. В правой части уравнения находится манганат калия K₂MnO₄, а в левой части в качестве вещества-среды указан гидроксид калия. Известно, что манганаты получаются при восстановлении перманганатов в щелочной среде (табл.1). Следовательно, недостающее в левой части уравнения вещество – перманганат калия. Таким образом, KMnO₄в этой реакции окислитель, а это значит, что сульфит натрия выступает в данном случае в роли восстановителя. Окисляясь, он образует в качестве продукта сульфат натрия Na₂SO₄ (табл.2). Итак, мы установили формулы всех веществ, участвующих в реакции:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH K₂MnO₄ + Na₂SO₄+ H₂O

Теперь составим электронный баланс:

Mn⁺⁷ + ē → Mn⁺⁶ S⁺⁴ – 2ē → S⁺⁶

Укажем, что сера в степени окисления +4 (или сульфит натрия) является восстановителем, а марганец в степени окисления +7 (или перманганат калия) – окислителем.

Расставляем коэффициенты в уравнении реакции:

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

Правильность расстановки коэффициентов проверяем, сравнивая суммарное количество атомов кислорода в левой и правой части уравнения.

Пример 10.

. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции

Zn + KNO₃ + … K₂ZnO₂ + NH₃ +…

Определите окислитель и восстановитель.

В данном уравнении уже указаны окислитель (KNO₃) и восстановитель (Zn) и продукты их восстановления (K₂ZnO₂) и окисления (NH₃) соответственно. Следовательно, в левой части уравнения нам необходимо дописать формулу вещества, выполняющего роль среды. Поскольку в результате взаимодействия получается цинкат калия, то реакция протекает в щелочной среде, а недостающее вещество ‑ гидроксид калия KOH. В правую часть уравнения добавляем H₂O.

Zn + KNO₃ + KOH K₂ZnO₂ + NH₃ + H₂O

Составляем электронный баланс:

Zn⁰ - 2ē → Zn⁺² N⁺⁵ + 8ē → N⁺³

Указываем, что цинк в степени окисления 0 является восстановителем, а азот в степени окисления +5 (или нитрат калия) – окислителем. Расставляем коэффициенты:

4Zn + KNO₃ +7KOH = 4K₂ZnO₂ + NH₃ + 2H₂O

Пример 11.

. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции

… + НNO_{3 разб.} AgNO₃ + … + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Азотная кислота является одним из важнейших окислителей (табл.1) окислитель, значит, AgNO₃ – это продукт окисления металлического серебра. Поскольку для взаимодействия с малоактивным металлом была взята разбавленная азотная кислота, то наиболее вероятным продуктом ее восстановления будет оксид азота(II). Получаем схему реакции:

Ag + НNO_{3 разб.} AgNO₃ + NO + H₂O

Составляем электронный баланс:

Ag⁰ - ē → Ag⁺ N⁺⁵ + 3ē → N⁺²

Указываем, что серебро в степени окисления 0 является восстановителем, а азот в степени окисления +5 (или азотная кислота) – окислителем. Расставляем коэффициенты, следующие из электронного баланса:

3Ag + НNO_{3 разб.} 3AgNO₃ + NO + H₂O

Теперь необходимо учесть, что азотная кислота в данном взаимодействии выполняет также роль среды и образует соль AgNO_3,в которой степень окисления азота не меняется и остается +5. С учетом этого перед формулой азотной кислоты в левой части уравнения необходим коэффициент 4. Окончательно получаем:

3Ag + 4НNO₃_разб_.= 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Проверяем правильность расстановки коэффициентов в уравнении, сравнивая суммарное количество атомов кислорода в его левой и правой частях.

Пример 12.

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

H₂O₂ + … + NaOH → Na₂CrO₄ + NaNO₃ + ….

Определите окислитель и восстановитель.

Прежде всего, проанализируем продукты реакции, формулы которых записаны в правой части уравнения. Атом хрома в соединении Na₂CrO₄имеет степень окисления +6, т.е. находится в высшей степени окисления. Значит, хромат натрия Na₂CrO₄ получается в результате окисления соединения хрома, находившегося изначально в степени окисления +3. Поскольку в правой части уравнения имеются нитрат-ионы, можно сделать вывод, что этим соединением является нитрат хрома(III). Находящийся в левой части уравнения пероксид водорода H₂O₂, следовательно, является окислителем. Процесс его восстановления приводит к образованию воды, формулу которой мы и записываем в правую часть уравнения.

H₂O₂ + Cr(NO₃)₃ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaNO₃ + H₂O

Составляем электронный баланс:

Cr⁺³ - 3ē → Cr⁺⁶ 2O^-1 + 2ē → 2O^-2

Указываем, что хром в степени окисления +3 является восстановителем (или нитрат хрома(III)), а кислород в степени окисления -1 (или пероксид водорода за счёт кислорода в степени окисления -1) – окислителем. Расставляем коэффициенты в уравнении реакции:

3H₂O₂ + 2Cr(NO₃)₃ + 10NaOH → 2Na₂CrO₄ +6NaNO₃ + 8H₂O