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 H2O2 преобладают и проявляются в реакциях со многими типичными восстановителями, например с сульфидом свинца:
PbS + 4H2O-12 = PbSO4 + 4H2O-2
Однако при действии на H2O2 еще 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 → 
+ 2 ē → 
+ 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 H2SO4 окисляет 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 SO2. 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 + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;
Cu2S + 14HNO3(конц) → 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + 6H2O.
При взаимодействии HNO3 с 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 HNO3 на 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 KMnO4 восстанавливается 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, MnO42- (в зависимости от характера среды) |
| K2Cr2O7 дихромат калия | Cr3+ |
| MnO2 | Mn2+ |
| Кислородсодержащие соединения галогенов KClO3 KClO HClO4 KBrO3 и 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, PH3 и 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, SO42- (в зависимости от силы окислителя и условий реакции) |
| NH3 | N2, NO (в зависимости от условий реакции) |
| PH3 | PO43- |
| 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 KNO2 должен 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 KNO2 будет 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, KMnO4 в 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
Правильность расстановки коэффициентов проверяем, сравнивая суммарное количество атомов кислорода в левой и правой части уравнения.
Пример 11.
. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции
… + НNO3 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 + НNO3 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 + НNO3 разб. 3AgNO3 + NO + H2O
Теперь необходимо учесть, что азотная кислота в данном взаимодействии выполняет также роль среды и образует соль AgNO3, 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 Na2CrO4 имеет 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
Правильность расстановки коэффициентов проверяем, сравнивая суммарное количество атомов кислорода в левой и правой части уравнения.
