Степени окисления
1) Степень окисления атомов в простых веществах (например, Fe, Al, O2) равна нулю.
2) Степень окисления атомов в оксидах:
Fe2O3
Степень окисления атомов кислорода в оксидах -2
-2
Fe2O3
У трех атомов кислорода суммарный заряд -6.
-6
-2
Fe2O3
Суммарный заряд все атомов в молекуле равен нулю, поэтому у двух атомов железа суммарный заряд равен +6
+6 -6 = 0
-2
Fe2O3
Поэтому степень окисления атома железа равна +3
+6 -6 = 0
+3 -2
Fe2O3
3) Степень окисления атомов в кислотах:
У атомов водорода степень окисления в кислотах +1, у атомов кислорода -2
+1 -2
H2SO4
У двух атомов водорода суммарный заряд +2, у четырех атомов кислорода суммарный заряд -8:
+2 -8
+1 -2
H2SO4
Суммарный заряд все атомов в молекуле равен нулю, поэтому у серы должен быть заряд (степень окисления) +6:
+2+6 -8=0
+1+6 -2
H2SO4
Двухромовая кислота
+1 -2
H2Cr2O7
У двух атомов водорода суммарный заряд +2, у семи атомов кислорода суммарный заряд -14
+2 -14
+1 -2
H2Cr2O7
Так как суммарный заряд всех атомов в молекуле равен нулю, заряд двух атомов хрома равен +12, а степень окисления одного атома хрома равна +6:
+2 +12 -14=0
+1 +6 -2
H2Cr2O7
4) Степень окисления атомов в основания равна количеству гидроксид-анионов.
+2 +3
Fe(OH)2, Fe(OH)3
Степень окисления азота в аммиаке и в солях аммония равна -3:
-3
NH3
5) Степень окисления атомов в солях такая же, как в соответствующих кислотах и в основаниях:
Дихромат аммония получается при взаимодействии аммиака и двухромовой кислоты:
-3 +6 -3 +6
2NH3 + H2Cr2O7 (NH4)2Cr2O7
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых атомы меняют степени окисления. Это возможно в том случае, если одни атомы отдают электроны другим атомам.
Атом (или молекула), которые принимают электроны, называют окислителями. Атом (или молекула), которые отдают электроны, называют восстановителями.
Окислители восстанавливаются, восстановители окисляются. Окисление – это отдача электронов, а восстановление – прием электронов.
Типичные окислители:
F2, Cl2, Br2, I2, O3 (озон), HNO3, KMnO4 (перманганат калия), K2Cr2O7 (дихромат калия).
Типичные восстановители:
H2, CO, NH3, металлы.
Взаимодействие металлов с кислотами.
1) Соляная кислота взаимодействует с металлами, которые находятся выше водорода в ряду напряжений (приложение 1), при этом выделяется водород.
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
2) Значительно разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами подобно соляной кислоте
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Концентрированная серная кислота образует другие продукты восстановления (SO2, S, H2S):
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
3) Азотная кислота водород не выделяет. Продуктами восстановления являются NO2, NO, N2, NH4NO3 и так далее.
Cu + 4HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Электронный баланс.
Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях иногда непросто. Можно использовать метод, который называется электронным балансом
Записываем схему реакции без коэффициентов и находим степени окисления:
0 +5 +2 +5 +2
Cu + HNO3 (разб.) Cu(NO3)2 + NO + H2O
Составляем так называемые «электронные уравнения»
Окисление меди, потеря двух электронов:
0 +2
Cu – 2e Cu
Восстановление азота, приобретение трех электронов:
+5 +2
N + 3e N
Количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым, составляем баланс.
0 +2
Cu – 2e Cu 3
+5 +2
N + 3e N 2
Желтым маркером показаны коэффициенты. Следует отметить, что эти коэффициенты относятся только к атомам, которые меняли степени окисления, например, к атомам азота в оксиде (NO), но не относятся к атомам, которые не меняли степени окисления, например, к атомам азота в нитрате меди.
Рекомендуется подчеркивать вещества, коэффициенты которых мы уже определили:
0 +5 +2 +5 +2
3Cu + HNO3 (разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
Осталось найти коэффициенты еще двух веществ – азотной кислоты и воды. Часть атомов азота в азотной кислоте не восстановилась, они перешли в нитрат меди без изменений. Атомы, входящие в молекулы воды, также не меняли степени окисления.
В правой части находится 8 атомов азота: 6 атомов азота находятся в трех молекулах нитрата меди, а два атома азота – в двух молекулах оксида азота. Отсюда следует, что коэффициент азотной кислоты – 8.
0 +5 +2 +5 +2
3Cu + 8HNO3 (разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
Осталось определить коэффициент воды. Он равен четырем (его можно найти, определив количество атомов водорода в левой части уравнения).
0 +5 +2 +5 +2
3Cu + 8HNO3 (разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Получение металлов.
В природе металлы находятся, как правило, в окисленном состоянии, поэтому их нужно восстанавливать.
При восстановлении металлов из оксидов можно использовать такие восстановители, как водород (H2) или угарный газ (CO). Эти процессы происходят при нагревании.
Например, железо из оксида восстанавливают угарным газом (доменный процесс):
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
Вольфрам восстанавливают из оксида водородом:
WO3 + 3H2 W + 3H2O
При восстановлении металлов из оксидов использую электролиз (химический процесс, протекающий под действием электрического тока) или действие более активного металла (находящегося в ряду напряжений выше).
Натрий можно получить электролизом расплава соли
электролиз
2NaCl 2Na + Cl2
Менее активные металлы можно вытеснить из раствора более активными металлами:
Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
Влияние кислотности среды.
Катионы водорода, которые образуются при диссоциации кислот, могут участвовать в окислительно-восстановительных процессах, поэтому их концентрация (кислотность среды) может оказывать значительное слияние на характер процесса. Например, перманганат калия в кислой среде образует в качестве продукта восстановления соли двухвалентного марганца, в нейтральной – оксид марганца (+4), а в щелочной среде – манганат калия (K2MnO4).