Восстановители это металлы или неметаллы

Обновлено: 18.05.2024

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Восстановители это металлы или неметаллы

Окислители и восстановители

Ключевые слова конспекта: окислители, восстановители, окисление, восстановление.

Окислитель – вещество, атомы, молекулы или ионы которого принимают электроны. Восстановитель – вещество, атомы, молекулы или ионы которого отдают электроны. Окислителем и восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают или принимают электроны. Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается ; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается .

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается. Восстановление – процесс приёма электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Окислители

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Вг₂, I₂, O₂, О₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причём от фтора к йоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (Н₂O или ОН – ).

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты МnO₄ – , хроматы СrO₄ 2– и дихроматы Сr₂O₇ 2– .

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счёт серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счёт азота в высшей степени окисления +5, причём окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом её концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO₃, НВrO₃) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена –1 (в случае хлора и брома) и 0 (в случае иода). Например:
5КСlO₃ + 6Р = 5КCl + 3Р₂O₅

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в раду напряжений до водорода):
Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + Н₂↑

При взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:
2Н₂O + 2Na = 2NaOH + Н₂↑
Н₂O + NaH = NaOH + Н₂↑

Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (например, Fe 3+ , Hg 2+ , Cu 2+ ), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:
2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

Восстановители

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щёлочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие, как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов.

Углерод чаще всего окисляется до монооксида СО или диоксида СO₂; фосфор при действии сильных окислителей окисляется до ортофосфорной кислоты Н₃РO₄.

В бескислородных кислотах (НCl, НВг, HI, H₂S) и их солях восстановителями являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl – к I – .

Металлы в промежуточной степени окисления (ионы Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg 2+ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления:
2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃10FeSO₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Образец выполнения задания ОГЭ.

Задание. Степень окисления азота в аммиаке и нитрате калия соответственно
1) –2 и +5
2) –3 и +5
3) +3 и +5
4) –4 и +3

Решение. Определим степени окисления элементов в аммиаке и нитрате натрия:

Обратим внимание, что в аммиаке степень окисления азота – отрицательная, так как электроотрицательность азота выше, чем электроотрицательность водорода.

Урок 8. Общие свойства металлов

Известно, что все простые вещества условно можно разделить на простые вещества-металлы и простые вещества-неметаллы.

МЕТАЛЛЫ, по определению М. В. Ломоносова — это «светлые тела, которые ковать можно». Обычно это ковкие блестящие материалы, обладающие высокой тепло- и электропроводностью. Эти физические и многие химические свойства металлов связаны со способностью их атомов ОТДАВАТЬ электроны.

НЕМЕТАЛЛЫ, напротив, способны ПРИСОЕДИНЯТЬ электроны в химических процессах. Большинство неметаллов проявляют противоположные металлам свойства: не блестят, не проводят электрический ток, не куются. Являясь противоположными по свойствам, металлы и неметаллы легко реагируют друг с другом.

Эта часть Самоучителя посвящена краткому освещению свойств металлов и неметаллов. Описывая свойства элементов, желательно придерживаться следующей логической схемы:

1. Вначале описать строение атома (указать распределение валентных электронов), сделать вывод о принадлежности данного элемента к металлам или неметаллам, определить его валентные состояния (степени окисления) — см. урок 3;

2. Затем описать свойства простого вещества, составив уравнения реакций

с кислородом;
с водородом;
с металлами (для неметаллов) или с неметаллами (для металлов);
с водой;
с кислотами или со щелочами (там, где это возможно);
с растворами солей;

3. Затем нужно описать свойства важнейших соединений (водородных соединений, оксидов, гидроксидов, солей). При этом вначале следует определить характер (кислотный или основной) данного соединения, а затем, вспомнив свойства соединений этого класса, составить необходимые уравнения реакций;

4. И наконец нужно описать качественные реакции на катионы (анионы), содержащие этот элемент, способы получения простого вещества и важнейших соединений этого химического элемента, указать практическое применение изучаемых веществ этого элемента.

Так, если вы определите, что оксид кислотный, то он будет реагировать с водой, основными оксидами, основаниями (см. урок 2.1) и ему будет соответствовать кислотный гидроксид (кислота). При описании свойств этой кислоты также полезно заглядывать в соответствующий раздел: урок 2.2.

Внутреннее строение и физические свойства металлов

Металлы — это простые вещества, атомы которых могут только отдавать электроны. Такая особенность металлов связана с тем, что на внешнем уровне этих атомов мало электронов (чаще всего от 1 до 3) или внешние электроны расположены далеко от ядра. Чем меньше электронов на внешнем уровне атома и чем дальше они расположены от ядра, — тем активнее металл (ярче выражены его металлические свойства).

Задание 8.1. Какой металл активнее:

Назовите химические элементы А, Б, В, Г.

Металлы и неметаллы в Периодической системе химических элементов Менделеева (ПСМ) разделяет линия, проведённая от бора к астату. Выше этой линии в главных подгруппах находятся неметаллы (см. урок 3). Остальные химические элементы — металлы.

Задание 8.2. Какие из следующих элементов относятся к металлам: кремний, свинец, сурьма, мышьяк, селен, хром, полоний?

Вопрос. Как можно объяснить тот факт, что кремний — неметалл, а свинец — металл, хотя число внешних электронов у них одинаково?

Существенной особенностью атомов металлов является их большой радиус и наличие слабо связанных с ядром валентных электронов. Для таких атомов величина энергии ионизации* невелика.

* ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ равна работе, затрачиваемой на удаление одного внешнего электрона из атома (на ионизацию атома), находящегося в основном энергетическом состоянии.

Часть валентных электронов металлов, отрываясь от атомов, становятся «свободными». «Свободные» электроны легко перемещаются между атомами и ионами металлов в кристалле, образуя «электронный газ» (рис. 28).

В последующий момент времени любой из «свободных» электронов может притянуться любым катионом, а любой атом металла может отдать электрон и превратиться в ион (эти процессы показаны на рис. 28 пунктирами).

Таким образом, внутреннее строение металла похоже на слоёный пирог, где положительно заряженные «слои» атомов и ионов металла чередуются с электронными «прослойками» и притягиваются к ним. Наилучшей моделью внутреннего строения металла является стопка стеклянных пластинок, смоченных водой: оторвать одну пластинку от другой очень трудно (металлы прочные), а сдвинуть одну пластинку относительно другой очень легко (металлы пластичные) (рис. 29).

Задание 8.3. Сделайте такую «модель» металла и убедитесь в этих свойствах.

Химическая связь, осуществляемая за счёт «свободных» электронов, называется металлической связью.

«Свободные» электроны обеспечивают также такие физические свойства металлов, как электро- и теплопроводность, пластичность (ковкость), а также металлический блеск.

Задание 8.4. Найдите дома металлические предметы.

Выполняя это задание, вы легко найдёте на кухне металлическую посуду: кастрюли, сковородки, вилки, ложки. Из металлов и их сплавов делают станки, самолёты, автомобили, тепловозы, инструменты. Без металлов невозможна современная цивилизация, так как электрические провода также делают из металлов — Cu и Al. Только металлы годятся для получения антенн для радио- и телеприёмников, из металлов делают и лучшие зеркала. При этом чаще используют не чистые металлы, а их смеси (твёрдые растворы) — СПЛАВЫ.

Сплавы

Металлы легко образуют сплавы — материалы, имеющие металлические свойства и состоящие из двух или большего числа химических элементов (простых веществ), из которых хотя бы один является металлом. Многие металлические сплавы имеют один металл в качестве основы с малыми добавками других компонентов. В принципе, чёткую границу между металлами и сплавами трудно провести, так как даже в самых чистых металлах имеются «следовые» примеси других химических элементов.

Все перечисленные выше предметы — станки, самолёты, автомобили, сковородки, вилки, ложки, ювелирные изделия — делают из сплавов. Металлы-примеси (легирующие компоненты) очень часто изменяют свойства основного металла в лучшую, с точки зрения человека, сторону. Например, и железо и алюминий — довольно мягкие металлы. Но, соединяясь друг с другом или с другими компонентами, они превращаются в сталь, дуралюмин и другие прочные конструкционные материалы. Рассмотрим свойства самых распространённых сплавов.

Сталь — это сплавы железа с углеродом, содержащие последнего до 2 %. В состав легированных сталей входят и другие химические элементы — хром, ванадий, никель. Сталей производится гораздо больше, чем каких-либо других металлов и сплавов, и все виды их возможных применений трудно перечислить. Малоуглеродистая сталь (менее 0,25 % углерода) в больших количествах потребляется в качестве конструкционного материала, а сталь с более высоким содержанием углерода (более 0,55 %) идет на изготовление режущих инструментов: бритвенные лезвия, сверла и др.

Железо составляет основу чугуна. Чугуном называется сплав железа с 2–4 % углерода. Важным компонентом чугуна является также кремний. Из чугуна можно отливать самые разнообразные и очень полезные изделия, например крышки для люков, трубопроводную арматуру, блоки цилиндров двигателей и др.

Бронза — сплав меди, обычно с оловом как основным легирующим компонентом, а также с алюминием, кремнием, бериллием, свинцом и другими элементами, за исключением цинка. Оловянные бронзы знали и широко использовали ещё в древности. Большинство античных изделий из бронзы содержат 75–90 % меди и 25–10 % олова, что делает их внешне похожими на золотые, однако они более тугоплавкие. Это очень прочный сплав. Из него делали оружие до тех пор, пока не научились получать железные сплавы. С применением бронзы связана целая эпоха в истории человечества: Бронзовый век.

Латунь — это сплавы меди с Zn, Al, Mg. Это цветные сплавы с невысокой температурой плавления, их легко обрабатывать: резать, сваривать и паять.

Мельхиор — является сплавом меди с никелем, иногда с добавками железа и марганца. По внешним характеристикам мельхиор похож на серебро, но обладает большей механической прочностью. Сплав широко применяют для изготовления посуды и недорогих ювелирных изделий. Большинство современных монет серебристого цвета изготавливают из мельхиора (обычно 75 % меди и 25 % никеля с незначительными добавками марганца).

Дюралюминий, или дюраль — это сплав на основе алюминия с добавлением легирующих элементов — медь, марганец, магний и железо. Он характеризуется своей стальной прочностью и устойчивостью к возможным перегрузкам. Это основной конструкционный материал в авиации и космонавтике.

Химические свойства металлов

Металлы легко отдают электроны, т. е. являются восстановителями. Поэтому они легко реагируют с окислителями.

Какие атомы являются окислителями?
Как называются простые вещества, состоящие из атомов, которые способны принимать электроны?

Таким образом, металлы реагируют с неметаллами. В таких реакциях неметаллы, принимая электроны, приобретают обычно НИЗШУЮ степень окисления.

Рассмотрим пример. Пусть алюминий реагирует с серой:

Вопрос. Какой из этих химических элементов способен только отдавать электроны? Сколько электронов?

Алюминий — металл, имеющий на внешнем уровне 3 электрона (III группа!), поэтому он отдаёт 3 электрона:

Поскольку атом алюминия отдает электроны, атом серы принимает их.

Вопрос. Сколько электронов может принять атом серы до завершения внешнего уровня? Почему?

У атома серы на внешнем уровне 6 электронов (VI группа!), следовательно, этот атом принимает 2 электрона:

Таким образом, полученное соединение имеет состав:

В результате получаем уравнение реакции:

Задание 8.5. Составьте, рассуждая аналогично, уравнения реакций:

Составляя уравнения реакций, помните, что атом металла отдаёт все внешние электроны, а атом неметалла принимает столько электронов, сколько их не хватает до восьми.

Названия полученных в таких реакциях соединений всегда содержат суффикс ИД:

Корень слова в названии происходит от латинского названия неметалла (см. урок 2.4).

Металлы реагируют с растворами кислот (см. урок 2.2). При составлении уравнений подобных реакций и при определении возможности такой реакции следует пользоваться рядом напряжений (рядом активности) металлов:

Металлы, стоящие в этом ряду до водорода, способны вытеснять водород из растворов кислот:

Задание 8.6. Составьте уравнения возможных реакций:

магний + серная кислота;
никель + соляная кислота;
ртуть + соляная кислота.

Все эти металлы в полученных соединениях двухвалентны.

Реакция металла с кислотой возможна, если в результате её получается растворимая соль. Например, магний практически не реагирует с фосфорной кислотой, поскольку его поверхность быстро покрывается слоем нерастворимого фосфата:

Металлы, стоящие после водорода, могут реагировать с некоторыми кислотами, но водород в этих реакциях не выделяется:

Задание 8.7. Какой из металлов — Ва, Mg, Fе, Рb, Сu — может реагировать с раствором серной кислоты? Почему? Составьте уравнения возможных реакций.

Металлы реагируют с водой, если они активнее железа (железо также может реагировать с водой). При этом очень активные металлы (Li – Al) реагируют с водой при нормальных условиях или при небольшом нагревании по схеме:

где х — валентность металла.

Задание 8.8. Составьте уравнения реакций по этой схеме для К, Nа, Са. Какие ещё металлы могут реагировать с водой подобным образом?

Возникает вопрос: почему алюминий практически не реагирует с водой? Действительно, мы кипятим воду в алюминиевой посуде, — и… ничего! Дело, в том, что поверхность алюминия защищена оксидной пленкой (условно — Al₂O₃). Если её разрушить, то начнётся реакция алюминия с водой, причём довольно активная. Полезно знать, что эту плёнку разрушают ионы хлора Cl – . А поскольку ионы алюминия небезопасны для здоровья, следует выполнять правило: в алюминиевой посуде нельзя хранить сильно солёные продукты!

Вопрос. Можно ли хранить в алюминиевой посуде кислые щи, компот?

Менее активные металлы, которые стоят в ряду напряжений после алюминия, реагируют с водой в сильно измельчённом состоянии и при сильном нагревании (выше 100 °C) по схеме:

Металлы, менее активные, чем железо, с водой не реагируют!

Металлы реагируют с растворами солей. При этом более активные металлы вытесняют менее активный металл из раствора его соли:

Задание 8.9. Какие из следующих реакций возможны и почему:

серебро + нитрат меди II;
никель + нитрат свинца II;
медь + нитрат ртути II;
цинк + нитрат никеля II.

Составьте уравнения возможных реакций. Для невозможных поясните, почему они невозможны.

Следует отметить (!), что очень активные металлы, которые при нормальных условиях реагируют с водой, не вытесняют другие металлы из растворов их солей, поскольку они реагируют с водой, а не с солью:

А затем полученная щёлочь реагирует с солью:

Поэтому реакция между сульфатом железа и натрием НЕ сопровождается вытеснением менее активного металла:

Коррозия металлов

Коррозия — самопроизвольный процесс окисления металла под действием факторов окружающей среды.

В природе практически не встречается металлов в свободном виде. Исключение составляют только «благородные», самые неактивные металлы, например золото, платина. Все остальные активно окисляются под действием кислорода, воды, кислот и др. Например, ржавчина образуется на любом незащищённом железном изделии именно в присутствии кислорода или воды. При этом окисляется железо:

а восстанавливаются компоненты атмосферной влаги:

В результате образуется гидроксид железа (II), который, окисляясь, превращается в ржавчину:

Подвергаться коррозии могут и другие металлы, правда, ржавчина на их поверхности не образуется. Так, нет на Земле металла алюминия — самого распространённого металла на планете. Но зато основу многих горных пород и почвы составляет глинозём Al₂O₃. Дело в том, что алюминий мгновенно окисляется на воздухе. Коррозия металлов наносит колоссальный ущерб, разрушая различные металлические конструкции.

Чтобы уменьшить потери от коррозии, следует устранить причины, которые её вызывают. В первую очередь, металлические предметы следует изолировать от влаги. Это можно сделать разными способами, например, хранить изделие в сухом месте, что далеко не всегда возможно. Кроме того, можно поверхность предмета покрасить, смазать водоотталкивающим составом, создать искусственную оксидную плёнку. В последнем случае в состав сплава вводят хром, который «любезно» распространяет собственную оксидную плёнку на поверхность всего металла. Сталь становится нержавеющей.

Изделия из нержавеющей стали дороги. Поэтому для защиты от коррозии используют тот факт, что менее активный металл не изменяется, т. е. не участвует в процессе. Поэтому если к сохраняемому изделию приварить более активный металл, то, пока он не разрушится, изделие корродировать не будет. Этот способ защиты называется протекторной защитой.

Выводы

Металлы — это простые вещества, которые всегда являются восстановителями. Восстановительная активность металла убывает в ряду напряжений от лития к золоту. По положению металла в ряду напряжений можно определить, как металл реагирует с растворами кислот, с водой, с растворами солей.

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.

О чем эта статья:

11 класс, ЕГЭ/ОГЭ

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.

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.

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I₂ 0 . Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S 0 . Сульфид калия является восстановителем.

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO₃. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl₂ 0 , хлористый водород является восстановителем.

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl₂. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО₂:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn 2+ , в нейтральной или слабощелочной — до MnO₂, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO₄ 2– . Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr 3+ :

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)₆] 3– :

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Тренировочные задания

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H₂O + KNO₃ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH3↑.

Читайте также: