Кислород в реакциях с металлами является восстановителем
Обновлено: 05.07.2024
Урок посвящён изучению химических свойств металлов: реакциям взаимодействия с простыми веществами (кислородом, серой, галогенами), а также со сложными веществами (водой, кислотами, солями). В этом видеофрагменте приведены основные уравнения химических реакций, характеризующие химические свойства металлов. Каждая реакция дополняется либо рисунком, либо опытом. Кроме этого, все реакции рассматриваются с позиции процессов окисления – восстановления.
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока "Химические свойства металлов"
Химические свойства металлов
Сегодня мы с вами изучим общие химические свойства металлов.
В реакциях металлы проявляют восстановительные свойства, то есть они отдают электроны и превращаются в положительные ионы, сами при этом окисляются.
Сначала разберём реакции металлов с простыми веществами – неметаллами.
Например, с кислородом взаимодействуют практически все металлы, кроме золота и платины, при этом образуются оксиды.
Щелочные и щелочноземельные металлы при обычной температуре легко окисляются на воздухе, поэтому их обычно хранят в закрытых сосудах или под слоем масла.
Так, в реакции лития с кислородом воздуха образуется оксид лития, при этом литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2, литий является восстановителем, а кислород – окислителем, четыре атома лития отдают по одному электрону молекуле кислорода.
В реакции кальция с кислородом, кальций также повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2. Металл кальций выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя, при этом два атома кальция отдают по два электрона молекуле кислорода. В результате реакции образуется оксид кальция.
Такие металлы, как алюминий, цинк, свинец при обычной температуре реагируют с кислородом воздуха, покрываясь тонкой плёнкой оксида, которая защищает их от дальнейшего окисления. Слой оксида, образующегося на поверхности алюминия, настолько тонок, что металл не теряет своего блеска. Так, в реакции алюминия с кислородом, образуется оксид алюминия, алюминий повышает свою степень окисления с 0 до +3, являясь при этом восстановителем, а кислород, наоборот, понижает свою степень окисления с 0 до -2. В этой реакции четыре атома алюминия отдают по три электрона молекуле кислорода.
Многие металлы взаимодействуют с кислородом при нагревании: например, медь при нагревании на воздухе чернеет, так как покрывается плёнкой чёрного оксида меди два.
В этой реакции медь выступает в роли восстановителя и повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород – окислитель, понижает свою степень окисления с 0 до -2. При этом два атома меди отдают по два электрона молекуле кислорода.
При прокаливании железа образуется железная окалина – это смешанный оксид, который состоит из оксида железа два и оксида железа три.
Железо, в данном случае, является восстановителем, оно повышает свою степень окисления с 0 до +2 и +4, значит, железо – это восстановитель, а кислород – окислитель, он понижает свою степень окисления с 0 до -2. В этой реакции три атома железа отдают восемь электронов молекуле кислорода.
А вот магний при поджигании на воздухе сгорает яркой вспышкой, образуя оксид магния.
Магний также является восстановителем, потому что повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем. В результате реакции образуется оксид магния, а два атома магния отдают по два электрона молекуле кислорода.
Таким образом, большинство металлов реагируют с кислородом с образованием оксидов, активные металлы вступают во взаимодействие с кислородом при обычных условиях, менее активные при нагревании, а такие, как золото или платина не реагируют с кислородом.
Металлы в этих реакциях являются восстановителями и, соответственно, повышают свою степень окисления, а кислород является окислителем и понижает свою степень окисления.
С серой все металлы, кроме золота, способны взаимодействовать при незначительном нагревании, образуя сульфиды:
В реакции натрия с серой образуется сульфид натрия, натрий повышает свою степень окисления с 0 до +2, он является восстановителем, сера является окислителем и понижает свою степень с 0 до -2. В результате взаимодействия два атома натрия отдают по одному электрону молекуле серы.
В реакции кальция с серой образуется сульфид кальция, кальций также повышает свою степень окисления с 0 до +2, являясь при этом восстановителем, а сера понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем, при этом, каждый атом кальция отдаёт по два электрона молекуле серы.
А в реакции железа с серой образуется сульфид железа два. Здесь также железо является восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2, а серя, являясь окислителем, понижает свою степень окисления с 0 до -2. Каждый атом железа здесь отдаёт по два электрона молекуле серы.
Если смешать небольшое количество порошка алюминия с порошком серы и нагреть сверху смесь пламенем лучинки, то в результате бурной реакции образуется сульфид алюминия:
Алюминий выступает в роли восстановителя и повышает свою степень окисления с 0 до +3, а сера понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем. В этой реакции два атома алюминия отдают по три электрона молекуле серы.
Таким образом, с серой при определённых условиях реагируют все металлы кроме золота, в результате этого взаимодействия образуются сульфиды, в которых степень окисления серы равна мину двум. В этих реакциях металлы выступают в роли восстановителей, а сера – в роли окислителя.
C фтором, хлором, бромом и йодом – металлы реагируют с образованием галогенидов.
Так, в реакции алюминия с йодом образуется йодид алюминия, а катализатором в этой реакции является вода.
В этой реакции алюминий также повышает свою степень окисления с 0 до +4, являясь при этом восстановителем, а йод является окислителем и понижает свою степень окисления с 0 до -1. При этом два атома алюминия отдают по три электрона молекуле йода.
Таким образом, в реакциях с галогенами, металлы являются восстановителями и повышают свою степень окисления, а сами галогены являются окислителями и понижают свою степень окисления, при этом металлы окисляются, а галогены восстанавливаются. В результате этих реакций образуются галогениды.
Металлы не только реагируют с неметаллами – простыми веществами, но и вступают в реакции со сложными веществами.
Например, с водой эффективно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы. Если натрий поместить в ёмкость с водой, в которую добавили несколько капель фенолфталеина, то он будет двигаться по поверхности воды, бурно реагируя с ней. При этом выделяется водород и образуется гидроксид натрия, окрашивающий фенолфталеин в малиновый цвет.
Металлический натрий выступает в качестве восстановителя, он повышает свою степень окисления с 0 до +1, а ионы водорода выступают в качестве окислителя и водород понижает свою степень окисления с +1 до 0. В этой реакции два атома натрия отдают по одному электрону ионам водорода.
Некоторые металлы взаимодействуют с водой при определённых условиях, например, цинк – при нагревании, железо – в раскалённом виде с парами воды. При этом образуются оксиды металлов и выделяется водород.
Так, в реакции с цинком образуется оксид цинка и водород. Цинк при этом, являясь восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2 и отдаёт по два электрона ионам водорода. Катионы водорода выступают в роли окислителя и понижают свою степень окисления с +1 до 0. В реакции с железом, аналогично, железо является восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2 и +3, при этом три атома железа отдают по восемь электронов ионам водорода, а ионы водорода понижают свою степень окисления с +1 до 0 и являются окислителями.
Если металл стоит в ряду активности после водорода, то он не вытесняет водород из воды ни при каких условиях.
Таким образом, щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой с образованием щелочей, при этом выделяется водород, некоторые металлы реагируют с водой только при нагревании, при этом образуются оксиды и выделяется водород, а металлы, стоящие в ряду активности после водорода не реагируют с водой. В этих реакциях металлы выступают в роли восстановителей, а ионы водорода – в роли окислителя.
Металлы реагируют и с кислотами. Активность металлов при взаимодействии с растворами кислот зависит от положения металла в ряду активности. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, способны вытеснять водород из разбавленных растворов кислот.
Следует учитывать и следующее металл реагирует с кислотой:
· металл должен стоять в ряду активности до водорода
· если образуется растворимая соль
· концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации иначе реагируют с металлами, при этом водород не выделяется
· на щелочные металлы это правило не распространяется, так как они реагируют активно с водой, а речь в данном случае идёт о растворах кислот
Например, в реакции магния с раствором серной кислоты, магний выступает в роли восстановителя, а ионы водорода в качестве окислителя.
При этом магний повышает свою степень окисления с 0 до +2, а водород понижает свою степень окисления с +1 до 0. Каждый атом магния отдаёт по два электрона ионам водорода.
Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, к такому взаимодействию не способны:
Например, медь стоит в ряду активности после водорода, поэтому она не реагирует с раствором соляной кислоты.
Если налить в две пробирки растворы кислот: в первую – раствор соляной кислоты, во вторую – раствор серной кислоты, а затем поместить в каждую по грануле цинка, то в результате у нас появляются пузырьки газа и в первой, и во второй пробирке. Значит, цинк стоит в ряду активности металлов до водорода, поэтому он способен вытеснять водород из раствора кислот.
Цинк в обеих реакциях является восстановителем, он повышает свою степень окисления с 0 до +2, а водород понижает свою степень окисления с +1 до 0, при этом выступая в роли окислителя. В этих двух реакциях атом цинк отдаёт по два электрона ионам водорода.
Следует помнить, что металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с растворами кислот, но в результате этих реакций должна образоваться растворимая соль, на щелочные металлы эти правила не распространяются, концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации иначе реагируют с металлами.
Металлы реагируют с растворами солей, при этом нужно также использовать ряд активности металлов: более активный металл способен вытеснять другой металл из раствора соли, однако при этом должна образоваться растворимая соль и щелочные металлы брать нельзя, потому что они реагируют с водой, а реакции эти протекают в растворе.
Если в две пробирки налить раствора сульфата меди (II) и поместить в первую кусочек железа, а во вторую гранулу цинка, то реакция будет у нас идти в двух пробирках. На кусочке железа и грануле цинка оседает медь и раствор сульфата (II) изменяет свою окраску: в первой пробирке – на жёлтую, во второй – с голубой на более светлую.
В этой реакции железо выступает в роли восстановителя, само при этом окисляясь. Атомы железа превращаются в ионы железа. Ионы меди выступают в роли окислителя, они восстанавливаются, превращаясь в атомы меди. В результате окислительно-восстановительной реакции электроны от атомов железа переходят к ионам меди.
Во второй реакции, в роли восстановителя выступает цинк, сам он окисляется, атомы цинка превращаются в ионы цинка, ионы меди выступают в роли окислителя, ионы меди восстанавливаются и превращаются в атомы меди, электроны от атомов цинка переходят к ионам меди.
Следовательно, металлы реагируют и с растворами кислот, но нужно помнить, что каждый металл вытесняет из раствора соли другой металл, стоящий правее него в ряду напряжений металлов, при этом должна образоваться растворимая соль и щелочные металлы брать нельзя, так как они реагируют с водой.
Химические свойства металлов
Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.
20 декабря 2021
· Обновлено 20 декабря 2021
Ждём вас 8 октября в 13:00. Вместе с педагогами, психологами и другими экспертами в образовании и воспитании ответим на главные вопросы мам и пап.
Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.
В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).
Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.
Ряд активности металлов
Металлы средней активности
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с неметаллами
Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:
оксид образует только литий
натрий образует пероксид
калий, рубидий и цезий — надпероксид
Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:
2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании)
Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:
С галогенами металлы образуют галогениды:
Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):
При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):
Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):
Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).
Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:
С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
Взаимодействие с водой
Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.
Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.
Взаимодействие с кислотами
Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Металлы IА группы:
Металлы IIА группы
Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.
Взаимодействие с солями
Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.
Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.
Взаимодействие с аммиаком
Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:
Взаимодействие с органическими веществами
Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.
Взаимодействие металлов с оксидами
Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.
3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)
Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?
Подведем итоги
От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).
Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.
Окислительно-восстановительные реакции
Разбираться в ОВР важно, чтобы хорошо сдать ЕГЭ по химии. Какие реакции называются окислительно-восстановительными, их типы, а также примеры окислителей и восстановителей — в нашей подробной статье.
28 декабря 2021
· Обновлено 3 июня 2022
Что такое ОВР
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.
В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.
Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).
Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.
Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.
Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.
Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.
Примеры веществ-окислителей
И марганец, и хром в кислой среде (H + ) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH − ) марганец превращается в манганат (MnO4 2− ), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.
Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.
Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.
Только окислителями могут быть и протон водорода (H + ) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н + при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.
Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.
Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.
Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.
Примеры веществ-восстановителей
Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных. Например:
Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли. Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.
Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.
Пошаговый гайд от Екатерины Мурашовой о том, как перестать делать уроки за ребёнка и выстроить здоровые отношения с учёбой.
Окислительно-восстановительная двойственность
Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.
Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.
При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.
Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4
Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.
С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.
Пероксид водорода
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.
Простое вещество йод
Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.
Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Азотистая кислота и нитриты
При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.
Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:
Рассмотрим каждую по отдельности.
Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.
2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I −1 ).
Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.
Пример такой окислительно-восстановительной реакции:
где Cl +5 — окислитель, а O −2 — восстановитель.
Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.
Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.
Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N +3 переходит в N +5 , являясь восстановителем, и N +3 переходит в N +2 , являясь окислителем.
Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.
Основные правила составления ОВР
Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.
Составить уравнение реакции и записать продукты реакции. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту. В кислой среде невозможно образование оснóвных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.
Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.
Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.
Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.
Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.
Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.
Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.
Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.
Уравняйте кислотные остатки.
Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.
Проверьте себя по кислороду — если все посчитано верно, то он сойдется.
На данном уроке учащиеся узнают, что такое окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, а также вспомнят, как определять степени окисления в соединениях, научатся на конкретных примерах расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Конспект урока "Окислительно-восстановительные реакции"
Сравним две реакции: первая реакция – взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой.
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
Расставим степени окисления у всех атомов. У натрия степень окисления +1, у кислорода -2, у водорода +1, в соляной кислоте у водорода степень окисления +1, а у хлора -1. В хлориде натрия у натрия степень окисления +1, у хлора -1, в воде у водорода степень окисления +1, у кислорода -2. Как видно, атомы химических элементов не изменили свои степени окисления.
Сравним вторую реакцию – взаимодействие магния с соляной кислотой.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑.
У магния степень окисления нуль, т.к. это простое вещество, у водорода в соляной кислоте +1, у хлора -1, в хлориде магния у магния степень окисления +2, у хлора -1, у водорода, как простого вещества степень окисления равна нулю. Следовательно, в данной реакции магний и водород изменили свои степени окисления: магний с нуля до +2, а водород с +1 до нуля. Т.е. каждый атом магния отдал два электрона, а каждый атом водорода принял по одному электрону.
Эти химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, называют окислительно-восстановительными реакциями.
Процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами называется восстановлением. Степень окисления при этом понижается. В нашем случае атомы водорода присоединяют электроны и понижают свою степень окисления, т.е. этот процесс является восстановлением. Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны и превращаться при этом в отрицательные ионы, т.е. они восстанавливаются. Так атом серы может присоединить два электрона и превратиться в сульфид-ион, где степень окисления серы -2.
Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в нейтральные атомы или положительные ионы, у которых степень окисления понижается.
Т.е. ион железа (III) и атом серы являются окислителями. Т.о., атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.
Процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами называется окислением. При этом степень окисления повышается. Атомы металлов отдают электроны, превращаются при этом в положительные ионы, т.е. они окисляются. Например, атом кальция отдает два электрона и превращается в ион кальция, со степенью окисления +2.
Отдавать электроны могут также и отрицательные, и положительные ионы. Например, сульфид ион отдает два электрона и превращается в атом серы, или ион железа (II) отдает один электрон и превращается в ион железа (III).
Атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны, называют восстановителями. В нашем случае, это сульфид-ион и ион железа (II).
Все окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.
Рассмотрим реакцию взаимодействия алюминия с серой. В нашем случае атом алюминий отдает три электрона и становится ионом алюминия со степенью окисления +3. Т.е. он является восстановителем, при этом он повышает свою степень окисления, а сам он окисляется. Атом серы, напротив, принимает два электрона, понижает свою степень окисления и превращается в сульфид-ион, где степень окисления серы -2. Атом серы является окислителем, т.е. он восстанавливается.
В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления. Например, при записи уравнения реакции алюминия и серы над каждым атомом и ионом ставят степени окисления.
А в электронных уравнениях указывают число отдаваемых и принимаемых электронов, указывают восстановитель и окислитель, процессы окисления и восстановления.
Молекулярное уравнение этой реакции записать несложно, т.к. коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений.
Так, перед алюминием будет стоять коэффициент 2, а перед серой – 3.
Попробуем расставить коэффициенты методом электронного баланса в более сложной реакции. Как вы помните, азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная кислота реагирует с металлами иначе, чем другие кислоты. Запишем реакцию взаимодействия серебра с разбавленной азотной кислотой. В результате реакции образуется соль – нитрат серебра (I), оксид азота (II) и вода. Укажем степени окисления у атомов и ионов.
Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления. В нашем случае – это серебро и азот. Составим электронные уравнения, отразив процессы восстановления и окисления.
В реакциях между металлом и кислотой, коэффициенты ставят, как правило, сначала перед продуктами реакции, а затем перед исходными веществами. Значит, перед формулой нитрата серебра (I) ставим коэффициент 3, а перед оксидом азота (II) коэффициент 1.
Следовательно, и перед формулой серебра в левой части уравнения нужно поставить коэффициент 3. Считаем число атомов азота после реакции, 4 атома, до реакции один атом, значит, перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент 4. Считаем число атомов водорода в левой части уравнения, их – 4, в правой – 2, значит, перед формулой воды нужно поставить коэффициент 2. Считаем число атомов кислорода: в левой части 12, в правой тоже, теперь мы можем поставить знак равенства вместо стрелки.
Зная степень окисления атомов химических элементов нетрудно предсказать окислителем или восстановителем будет элемент или вещество. Например, в азотной кислоте (HNO3) степень окисления азота максимальная +5, следовательно, он «потерял» все электроны, поэтому азотная кислота будет проявлять только окислительные свойства. В аммиаке (NH3) степень окисления азота минимальная -3, т.е. он не может больше принимать электроны и может быть только восстановителем. В оксиде азота (II) степень окисления азота +2, т.е. является промежуточной, поэтому он может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.
Наиболее важными восстановителями являются активные металлы, водород (H2), уголь, оксид углерода (II) – CO, сероводород – H2S, аммиак (NH3) и др. Наиболее важными окислителями являются: кислород (O2), галогены, азотная кислота (HNO3), серная кислота (H2SO4), перманганат калия (KMnO4) и др.
Читайте также: