Активность металлов и неметаллов.

Перманганат калия как окислитель.

KMnO4 + восстановители →
в кислой среде Mn+2	в нейтральной среде Mn+4	в щелочной среде Mn+6
(соль той кислоты, которая участвует в реакции) MnSO4, MnCl2	MnO2↓	Манганат (K2MnO4 или KNaMnO4, Na2MnO4) -

 

Дихромат и хромат как окислители.

K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители → всегда получается Cr+3
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: CrCl3, Cr2(SO4)3	Cr(OH)3	K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в расплаве

 

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

Cr+3 + очень сильные окислители → Cr+6 (всегда независимо от среды!)
Cr2O3, Cr(OH)3, соли, гидроксокомплексы	+ очень сильные окислители: а)KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в щелочном расплаве) б) Cl2, Br2, H2O2 (в щелочном растворе)	Щелочная среда: образуется хромат K2CrO4
Cr(OH)3, соли	+ очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3	Кислая среда: образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7

 

Mn+2,+4 — оксид, гидроксид, соли	+ очень сильные окислители: KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)	Щелочная среда: Mn+6 K2MnO4 — манганат
Mn+2 — соли	+ очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3	Кислая среда: Mn+7 KMnO4 — перманганат HMnO4 — марганцевая кислота

 

Азотная кислота с металлами.

— не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота.

 

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот
NO2	NO	N2O	N2	NH4NO3
Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота	Неактивные металлы (правее железа) + разб. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочнозе-мельные, цинк) + конц. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочнозе-мельные, цинк) + кислота среднего разбавления	Активные металлы (щелочные, щелочнозе-мельные, цинк) + очень разб. кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co.
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd.

Серная кислота с металлами.

— разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее Н в ряду напряжений, при этом выделяется водород;
— при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образуются продукты восстановления серы.

 

SO2	S	H2S	H2
Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота	Щелочноземельные металлы + конц. кислота	Щелочные металлы и цинк + концентрированная кислота.	Разбавленная серная кислота ведет себя как обычная минеральная кислота (например, соляная)
Пассивация: с холодной концентрированной серной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co.
Не реагируют с серной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd.

Диспропорционирование.

Реакции диспропорционирования — это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления:

3Сl2 + 6KOH	t°	5KCl + KClO3 + 3H2O
→

Диспропорционирование неметаллов — серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Сера + щёлочь → 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	S0 → S−2 и S+4
Фосфор + щелочь → фосфин РН3 и соль гипофосфит КН2РО2 (реакция идёт при кипячении)	Р0 → Р−3 и Р+1
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) → 2 кислоты, HCl, HClO Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) → 2 соли, КCl и КClO и вода	Cl20 → Cl− и Cl+
Бром, иод + вода (при нагревании)→ 2 кислоты, HBr, HBrO3 Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании)→ 2 соли, КCl и КClO3 и вода	Cl20 → Cl− и Cl+5

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

NO2 + вода → 2 кислоты, азотная и азотистая NO2 + щелочь → 2 соли, нитрат и нитрит	N+4 → N+3 и N+5
K2SO3 t° сульфид и сульфат калия →	S+4 → S−2 и S+6
KClO3 t° 2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4 →	Cl+5 → Cl− и Cl+7

 

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au

Активность неметаллов так же можно определить по их положению в таблице Менделеева.

Запомните! Азот — более активный неметалл, чем хлор!

Более активный неметалл будет окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя, если они реагируют друг с другом.

Ряд электроотрицательности неметаллов:

H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F	>
увеличение электроотрицательности

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды: КClO₃ + P = P₂O₅ + KCl

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления — они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество). H₂S⁻² + S⁽⁺⁴⁾O₂ = S⁰ + H₂O

Необходимые навыки.

Расстановка степеней окисления.
Необходимо помнить, что степень окисления — это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

 

Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

НСОН FeS₂ Ca(OCl)Cl H₂S₂O₈

Расстановка степеней окисления в органических веществах.
Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

 

Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

2-метилбутен-2: СН₃–СН=С(СН₃)–СН₃

ацетон: (СН₃)₂С=О

уксусная кислота: СН3–СООН

Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

 

 

Пример: KNO₂ + KI + H₂SO₄ → … + … + … + …

В этой реакции надо увидеть, что иодид калия KI может являться только восстановителем, поэтому нитрит калия KNO₂ будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из +3 в ближайшую степень окисления +2.

KNO₂ + KI + H₂SO₄ → I₂ + NO + K₂SO₄ + H₂O

Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
Самая частая проблема — с дихроматом калия K₂Cr₂O₇, когда он в роли окислителя переходит в +3:

2Сr⁺⁶ + 6e → 2Cr⁺³

Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении.

 

Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед FeSO₄ и перед Fe₂(SO₄)₃?

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
Fe⁺² − 1e → Fe⁺³
2Cr⁺⁶ + …e → 2Cr⁺³

Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

HNO₃ + Mg → Mg(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид — значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой — ничего похожего на соединения серы — видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

 

Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

PH₃ + … + … → K₂MnO₄ + … + …

PH₃ + … + … → MnSO₄ + H₃PO₄ + … + …

Помните, что вода — вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

KNO₃ + Zn + KOH → NH₃ + …

 

Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

СН₃-СН=СН₂ + KMnO₄ + H₂O (хол. р-р.) → CH₃-CHOH-CH₂OH + …

СН3-СН=СН2 + KMnO4 (водн.р-р)	t°	CH3-COOK + K2CO3 + …
→

Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше.

 

Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

MnSO₄ + KMnO₄ + Н₂O → MnO₂ + …

Во что переходят реагенты в реакции?
Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель — сильные или не очень? Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из −2 в +6, обычно окисление идёт только до S⁰. И наоборот, если KI — сильный восстановитель и может восстановить серу из +6 до −2, то KBr — только до +4.

 

Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

H₂S + KMnO₄ + H₂O → …

H₂S + HNO₃ (конц.) → …

Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

 

Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

KMnO₄ + HCl → MnCl₂ + …

Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя — надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

 

Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

Cl₂ + I₂ + H₂O → … + …

Если же один из реагентов — типичный окислитель или восстановитель — тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

Пероксид водорода — вещество с двойственной природой, в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя — переходит в свободный газообразный кислород.

 

Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

H₂O₂ + KI + H₂SO₄ →

H₂O₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

H₂O₂ + KNO₂ →

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) — его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем!

 

Задание 13: Допишите и уравняйте:

HNO₃ + Al → Al(NO₃)₃ + N₂ + H₂O

Al + KMnO₄ + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + … + K₂SO₄ + H₂O

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

Возможные ошибки.

Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
Часто ошибаются в следующих случаях:

а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин РН₃ — степень окисления у фосфора — отрицательная;
б) в органических веществах — проверьте ещё раз, всё ли окружение атома С учтено;
в) аммиак и соли аммония — в них азот всегда имеет степень окисления −3;
г) кислородные соли и кислоты хлора — в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7;
д) пероксиды и надпероксиды — в них кислород не имеет степени окисления −2, бывает −1, а в КО₂ — даже −(½)
е) двойные оксиды: Fe₃O₄, Pb₃O₄ — в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

 

Задание 14: Допишите и уравняйте:

Fe₃O₄ + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + …

 

Задание 15: Допишите и уравняйте:

KO₂ + KMnO₄ + … → … + … + K₂SO₄ + H₂O