4.1 Классификация химических реакций

Раздел 4. Классификация химических реакций и закономерности их протекания

4.1.  Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители 

Многие химические реакции уравниваются простым подбором коэффициентов. Но иногда возникают сложности: количество атомов какого-нибудь элемента в левой и правой частях уравнения никак не удается сделать одинаковым без того, чтобы не нарушить "равновесия" между атомами других элементов.

Чаще всего такие сложности возникают в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для их уравнивания используют несколько способов, из которых мы пока рассмотрим один – метод электронного баланса.

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:

Al + O₂ = Al₂O₃

Пусть вас не вводит в заблуждение простота этого уравнения. Наша задача – разобраться в методе, который в будущем позволит вам уравнивать гораздо более сложные реакции.

Итак, в чем заключается метод электронного баланса? Баланс – это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:

0		0		+3 –2
Al	+	O2	=	Al2O3

Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород – принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O₂) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al₂O₃ необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем окисление алюминия кислородом. Например, известная всем "марганцовка" – марганцевокислый калий KMnO₄ – является сильным окислителем за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl^– отдает ему электрон, превращаясь в атом хлора. Это иногда используют для получения газообразного хлора в лаборатории:

+7

–1

0

+2

KMnO4

+

KCl

+

H2SO4

=

Cl2

+

MnSO4

+

K2SO4

+

H2O

Составим схему электронного баланса:

Двойка и пятерка – главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать все другие коэффициенты. Перед Cl₂ следует поставить коэффициент 5 (или 2·5 = 10 перед KСl), а перед KMnO₄ – коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим двум коэффициентам. Это гораздо легче, чем действовать простым перебором чисел.

2KMnO₄ + 10KCl + 8H₂SO₄ = 5Cl₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Чтобы уравнять количество атомов К (12 атомов слева), надо перед K₂SO₄ в правой части уравнения поставить коэффициент 6. Наконец, чтобы уравнять кислород и водород, достаточно перед H₂SO₄ и H₂O поставить коэффициент 8. Мы получили уравнение в окончательном виде.

Метод электронного баланса, как мы видим, не исключает и обыкновенного подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, но может заметно облегчить такой подбор.

** Окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль в природе и технике. Без этих реакций невозможна жизнь, потому что дыхание, обмен веществ, синтез растениями клетчатки из углекислого газа и воды – все это окислительно-восстановительные процессы.

В технике с помощью реакций этого типа получают такие важные вещества как аммиак (NH₃), серную (H₂SO₄)и соляную (HCl) кислоты и многие другие продукты. Вся металлургия основана на восстановлении металлов из их соединений – руд. Большинство химических реакций – окислительно-восстановительные. Приведем важнейшие определения, связанные с окислительно-восстановительными реакциями.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Если каждый атом окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает атом восстановителя, то необходимо так подобрать количество атомов того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого уравнивают уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S⁰ + O₂⁰ → S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

Cu⁺²O + C⁺²O → Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

Zn⁰ + 2HCl → Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄  → I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ → 3S⁰ + 3H₂O

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^-2 → 2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

N^-3H₄N⁺⁵O₃  –^t°→  N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂ → 2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t°→  Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰ + 2KOH → KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O → 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ → HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH →KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A       Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1.      Записывают схему реакции.

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 → KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3.      Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē →Cl₂⁰

4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn+7 + 5ē → Mn+2	2
2Cl-1 - 2ē → Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 → 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 → 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

B      Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

2Cl1- –  2ē →	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē →	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺ →5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

Типичные реакции окисления-восстановления

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O

электронный баланс

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
S+4 – 2ē ® S+6	5

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

 

Реакции в нейтральной среде

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O ® 3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂¯ + 2KOH

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	3
Mn+7 + 3ē ® Mn+4	2

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- ® 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2- ® 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ® K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	1
Mn+7 + 1ē ® Mn+6	2

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	1
MnO41- + ē ® MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- ® SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Таким образом,

УПРАЖНЕНИЯ

1.      Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:  Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

Решение: Fe₂O₃ + 3 CO = 2 Fe +3 CO₂

Fe^III + 3 e^- = Fe⁰          2

C^II - 2 e^- = C^IV            3

При одновременном окислении (или восстановлении) атомов двух элементов одного вещества расчет ведут на одну формульную единицу этого вещества.

_____________________________________________________________

2.      Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:  Fe(S)₂ + O₂ = Fe₂O₃ + SO₂

Решение: 4 Fe(S)₂ + 11 O₂ = 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

Fe^II - e^- = Fe^III

                                     -11 e^-        4

2S^-I - 10 e^- = 2S^IV      

O₂⁰ + 4 e^-  = 2O^-II        + 4 e^-        11

_____________________________________________________________

3.      Подберите коэффициенты в уравнении реакции окисления-восстановления:  (NH₄)₂CrO₄ → Cr₂O₃ + N₂ +H₂O + NH₃

Решение: 2 (NH₄)₂CrO₄ = Cr₂O₃ + N₂ +5 H₂O + 2 NH₃

Cr^VI + 3 e^-  = Cr^III         2

2N^-III - 6 e^-  = N₂⁰        1

Для реакций дисмутации (диспропорционирования, самоокисления - самовосстановления), в которых атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются, дополнительные множители проставляют вначале в правую часть уравнения, а затем находят коэффициент для реагента.

_____________________________________________________________

4.      Подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

Na₂SO₃ + KOH + KMnO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + K₂MnO₄

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

SO₃^2- + 2 OH^- + 2 MnO₄^- = SO₄^2- + H₂O + 2 MnO₄^2-

MnO₄^- + 1 e^-  = MnO₄^2-                               2

SO₃^2- + 2 OH^- -2 e^-  = SO₄^2- + H₂О            1

Если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде, то уравнение полуреакции восстановления:

MnO₄^- + 4 H⁺ + 3 e^-  = MnО_2(т) + 2 H₂O

а если в слабощелочной среде, то

MnO₄^- + 2 H₂О + 3 e^-  = MnО_2(т) + 4 ОН^-

Часто слабокислую и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения следует (после подбора дополнительных множителей) записать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н⁺ и ОН^-.

_____________________________________________________________

5.      Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в нейтральной среде:

KMnO₄ + H₂О + Na₂SO₃ → MnО_2(т) + Na₂SO₄…..

Решение: 2 KMnO₄ + H₂О + 3 Na₂SO₃ = 2 MnО_2(т) + 3 Na₂SO₄ + 2 КОН

MnO₄^- + H₂О+ 3 SO₃^2- = 2 MnО_2(т) + 3 SO₄^2- + 2ОН^-

MnO₄^- + 2 H₂О + 3 e^-  = MnО_2(т) + 4 ОН^-       

SO₃^2- + H₂O -2 e^-  = SO₄^2- + 2 H⁺

8ОН^- + 6 Н⁺ = 6 Н₂О + 2 ОН^-

Таким образом, если реакцию из примера 10 проводят простым сливанием водных растворов перманганата калия и сульфита натрия, то она протекает в условно нейтральной (а в действительности, в слабощелочной) среде из-за образования гидроксида калия. Если же раствор перманганата калия немного подкислить, то реакция будет протекать в слабокислотной (условно нейтральной) среде.

_____________________________________________________________

6.      Подберите коэффициенты в уравнении реакции, протекающей в слабокислотной среде:

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → MnО_2(т) + H₂O + Na₂SO₄….

Решение: 2KMnO₄ + H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = 2MnО_2(т) + H₂O + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄

2 MnO₄^- + 2 H⁺+ 3 SO₃^2- = 2 MnО_2(т) + Н₂О + 3 SO₄^2-

MnO₄^- + 4 H⁺  + 3 e^-  = MnО_2(т) + 2 H₂O             2

SO₃^2- + H₂O - 2 e^-  = SO₄^2- + 2 H⁺                      3

Формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции, т.е. их окисленные и восстановленные формы, называют окислительно-восстановительными парами. Так, из химической практики известно (и это требуется запомнить), что перманганат-ион в кислотной среде образует катион марганца(II) (пара MnO₄^- + H⁺ / Mn²⁺ + H₂O), в слабощелочной среде - оксид марганца(IV) (пара MnO₄^-+ H⁺ ¤ MnО_2(т) + H₂O или MnO₄^-+ H₂О  = MnО_2(т) + ОН^-). Состав окисленных и восстановленных форм определяется, следовательно, химическими свойствами данного элемента в различных степенях окисления, т.е. неодинаковой устойчивостью конкретных форм в различных средах водного раствора.

_____________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 1. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H₂+ ZnCl₂

Б) Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

2. Даны схемы уравнений реакций:
СuS + HNO₃(разбавленная) = Cu(NO₃)₂ + S + NO + H₂O

K + H₂O = KOH + H₂
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса. 
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.

3. С помощью метода электронного баланса подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
1) NH₃ + O₂ = NO + H₂O
2) PH₃ + Cl₂ = PCl₃ + HCl
3) CH₄ + Cl₂ = CCl₄ + HCl
4) CuO + NH₃ = Cu + N₂ + H₂O
5) P + N₂O = N₂ + P₂O₅
6) NO₂ + H₂O = HNO₃ + NO
7) NH₄NO₃ = N₂O + H₂O

4. Уравняйте следующие реакции:

1) KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ = MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2) KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O = MnO₂ + K₂SO₄ + KOH

3) KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH = K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = MnSO₄ + K₂SO₄ + S + H₂O

5) K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

6) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + I₂ + H₂O

7) KMnO₄ + HCl = Cl₂↑ + MnCl₂ + KCl + H₂O

5. Перекись водорода способна быть как окислителем, так и восстановителем. Найдите окислитель и восстановитель в следующих реакциях и уравняйте их:
1) KI + H₂O₂ = I₂ + KOH
2) I₂ + H₂O₂ = HIO₃ + H₂O
2) HClO + H₂O₂ = HCl + O₂ + H₂O
6. Уравняйте следующие реакции:
1) K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + S + H₂O
2) K₂MnO₄ + H₂O = MnO₂ + KMnO₄ + KOH
3) NaBr + H₂SO₄ + NaBrO₃ = Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O
4) (NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂↑ + H₂O
Чем отличаются эти реакции и как они называются?

7. Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:

8. Какие из следующих веществ могут быть:

9. Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановительных реакций:

10. Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановительных реакций:

Какую роль (окислителя; восстановителя;   и окислителя, и восстановителя)  играет пероксид водорода в каждой из этих реакций. Составьте уравнения реакций методом электронного баланса.

1.     Отметьте схемы ОВР:
а) SiH4+ O2 → SiO2 + H2O	б) FeO + P → Fe + P2O5
в) все ответы верны	г) Ca + H2 → CaH2
2.     Окислительные свойства простых веществ слева направо возрастают в рядах:
а) хлор, бром, фтор	б) бром, цинк, фтор
в) сера, водород, кислород	г) углерод, азот, кислород
3.     Найдите сумму коэффициентов перед всеми веществами в ОВР, протекающей по схеме  Fe + H2O + O2 → Fe (OH)3:
а) 12	б) 13
в) 15	г) 17
4.     Какие свойства в ОВР проявляет йодид-ион:
а) только окислителя	б) ни окислителя, ни восстановителя
в) только восстановителя	г) и окислителя, и восстановителя
5.     Двойственные окислительно-восстановительные свойства в ОВР характерны для:
а) оксида серы (IV)	б) азотной кислоты
в) азотистой кислоты	г) перманганата калия
6.     Укажите наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов для ОВР, протекающей по схеме FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2:
а) 4	б) 40
в) 44	г) 20
7.     Укажите сумму коэффициентов при формулах всех веществ для ОВР, протекающей по схеме Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O:
а) 5	б) 6
в) 9	г) 7
8.     Укажите значение коэффициента при окислении в ОВР, протекающей по схеме Р + КСlO3 → КСl + P2O5
а) 6	б) 3
в) 5	г) 11
9.     Укажите значение коэффициента при окислении в ОВР, протекающей по схеме P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO:
а) 10	б) 18
в) 8	г) 9
10.                        Укажите сумму коэффициентов перед формулами всех веществ в ОВР, отражаемой схемой  KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O:
а) 18	б) 25
в) 30	г) 35

Ответы:

1	в
2	г
3	г
4	в
5	а
6	в
7	в
8	в
9	в
10	г