ОВР 1 часть: Часть 2

Химия, 11 класс

Необходимо также научиться уравнивать окислительно-восстановительные реакции. Мы рассмотрим метод уравнивания и подбора стехиометрических коэффициентов в окислительно- восстановительных реакциях, изве...

Видео

Конспект

восстановительных реакциях, известный как метод электронного баланса. Для начала рассмотрим реакции, протекающие между газообразными веществами, газами и твердыми веществами, а также между твердыми веществами. Например, реакция азота с водородом, в результате которой образуется аммиак. Важно отметить, что наличие простого вещества в левой или правой части реакции является явным признаком окислительно-восстановительного процесса.

Как же уравниваются такие реакции? Первым шагом является определение степени окисления на каждом атоме всех участников реакции. В простых веществах степень окисления равна нулю. В молекуле аммиака атом азота является более электроотрицательным. Водород, находящийся в IA-группе, обладает одним валентным электроном, который может быть отдан. Следовательно, водород имеет заряд $+1$. Отметим, что, при написании степени окисления единицу обычно не пишут, а указывают только знак плюс или минус.

Таким образом, степень окисления каждого атома водорода равен $+1$. Тогда у азота должна быть такая степень окисления, которая полностью компенсирует положительный заряд трех атомов водорода, чтобы суммарный заряд всей молекулы был равен нулю, поскольку молекула является электронейтральной частицей. Следовательно, у азота степень окисления $-3$.

N_2^0 + H_2^0 \rightleftharpoons N^{-3}H_3^{+}

Важно обратить внимание на то, как следует записывать степени окисления. Если частица, например, в водном растворе, может существовать в виде иона, что часто характерно для катионов металлов, таких как $Na^+$, $Ca^{2+}$, $Al^{3+}$, то можно записать как заряд иона – сначала записывается цифра, а затем заряд, например, $Ca^{2+}$. При указании степени окисления сначала записывается заряд, а затем численное значение, т.е. можно записать как $Ca^{+2}$, $Al^{+3}$. Если речь идет о степени окисления марганца, который входит в состав перманганат-аниона $MnO_4^-$, то для марганца можно указывать только степень окисления, т.е. возможна только единственная запись $Mn^{+7}$, т.к. частица катион марганца с зарядом $+7$ самостоятельно не существует. Если записывается многоатомный ион, то у такой частицы может быть только заряд, но не степень окисления, например, $SO_4^{2-}$.

При записи исходных частиц для простых веществ, в частности, для двухатомных газов, для упрощения уравнивания и уменьшения вероятности ошибок, принято записывать не просто атом азота в степени окисления 0, а сразу $N_2$. Это делается для того, чтобы не забыть про коэффициент. Азот переходит в состояние, где его степень окисления равна $-3$.

N_2^0 + ?e \rightarrow ?\ N^{-3}

Первым шагом является достижение материального баланса, то есть число атомов каждого типа в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Поэтому перед азотом в правой части ставится коэффициент 2. Таким образом, число атомов азота уравнивается, и материальный баланс по этому элементу соблюдается.

N_2^0 + ?e \rightarrow 2\ N^{-3}

Суммарный заряд в левой части равен 0, а в правой части две частицы имеют заряд $-3$, то есть $-6$. В ходе этого процесса присоединяется 6 электронов. Учитывая, что электрон имеет отрицательный заряд, чем больше минусов, тем больше присоединяется электронов.

N_2^0 + 6e \rightarrow 2\ N^{-3}

Следующая полуреакция – это переход водорода в состояние $H^+$. Здесь также необходим материальный баланс, поэтому если коэффициент перед молекулой водорода равен 1, то справа будет коэффициент 2.

H_2^0 - 2e \rightarrow 2H^+

Для баланса отданных и принятых электронов, первую полуреакцию домножаем на 1, вторую на коэффициент 3. Это связано с тем, что электроны не возникают и не исчезают, поэтому число принятых электронов должно быть равно числу отданных. Необходимо найти наименьшее общее кратное для чисел 2 и 6, которое равно 6, поэтому 1-ю реакцию нужно умножить на 1, а вторую на 3. С этими множителями нужно записать сумму полуреакций. Можно указать электроны, но обычно это не делается, предполагая, что множители расставлены правильно.

N_2^0 + 6e \rightarrow 2\ N^{-3} \times 1

H_2^0 - 2e \rightarrow 2H^+ \times 3

Критерием правильного выбора множителей является то, что число присоединяемых и отдаваемых электронов одинаково, поэтому их можно сократить. Полученные коэффициенты переносятся в уравнение: $N_2^0 + H_2^0 \rightleftharpoons N^{-3}H_3^{+}$. Перед азотом коэффициент 1, который обычно не пишется, перед водородом 3. Справа должно быть 2 атома азота в степени окисления $-3$ и 6 атомов водорода со степенью окисления $+1$. Следует поставить коэффициент 2 перед $NH_3$, и видим, что получается два атома азота в более низкой степени окисления и шесть ионов водорода.

N_2^0 + 3H_2^0 \rightleftharpoons 2N^{-3}H_3^{+}

Таким образом, мы рассмотрели способ уравнивания окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса.

Рассмотрим еще одну интересную реакцию. Твердый нитрат натрия смешивается с твердым хлоридом аммония и нагревается. В результате происходит реакция сопропорционирования, образуются $N_2O$, $NaCl$ и $H_2O$. Часто возникает вопрос, как узнать, какие продукты реакции образуются. Ответ следующий: сейчас мы учимся уравнивать окислительно-восстановительные реакции. Пока что вам будет известны и реагенты, и продукты. О том, какие продукты будут получаться в растворах, когда проходят какие-то окислительно-восстановительные реакции, будет рассказано позже. Но, конечно, очень много информации нужно для того, чтобы правильно написать продукты взаимодействия какого-либо окислителя и восстановителя. Эту информацию вы будете получать при рассмотрении химии элементов.

Поэтому сейчас в первую очередь делается акцент на метод уравнивания, на то, как мы должны уравнивать, и параллельно необходимо понять логику протекающих реакций и причины происходящего. Это также поможет в освоении материалов химии элементов.

Расставляем степени окисления: у $Na$ $+1$, у $O$ $-2$, у $N$ $+5$, у $H$ $+1$, у $Cl$ $-1$ и у $N$ $-3$. Соль аммония является производной, протонированной формулой катиона, производной от аммиака, и, соответственно, степень окисления у азота должна совпадать.

В $N_2O$ у кислорода $-2$, тогда у азота степень окисления должна быть $+1$. В $NaCl$ у $Na$ $+1$ и у $Cl$ $-1$, в $H_2O$ у $H$ $+1$ и у $O$ $-2$.

N^{-3}H_4^{+}Cl^{-} + Na^{+}N^{+5}O_3^{-2} \rightarrow Na^{+}Cl^{-} + H_2^{+}O^{-2} + N_2^{+}O^{-2}

Можно увидеть, что изменили свою степень окисления только атомы азота, которые присутствовали в двух исходных соединениях. Один атом азота изначально был в высшей степени окисления $+5$, а другой атом азота был в низшей степени окисления $-3$. Что это за реакция? Окислителем является азот из нитратной группы, восстановителем – азот из катиона аммония. И видно, окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, видно, что азот, находящийся в разных степенях окисления в ходе реакции переходит в какую-то промежуточную степень окисления. Такие реакции называются реакциями сопропорционирования. Возможно, в каких-то источниках вы встретите иной термин – реакция конмутации, надо знать, что эти термины описывают один и тот же процесс перехода атома одного и того же элемента из разных степеней окисления в какое-то промежуточное значение.

Полуреакции для подбора коэффициентов в уравнении реакции.

N^{+5} + 4e \rightarrow N^{+} \times 1

N^{-3} - 4e \rightarrow N^{+} \times 1

Полученные стехиометрические коэффициенты переносятся в уравнение реакции.

1NH_4Cl + 1NaNO_3 \rightarrow ?NaCl + ?H_2O + 1N_2O

1NH_4Cl + 1NaNO_3 \rightarrow 1NaCl + 2H_2O + 1N_2O

NH_4Cl + NaNO_3 \rightarrow NaCl + 2H_2O + N_2O

Таким образом, подобраны стехиометрические коэффициенты для реакции сопропорционирования, протекающей между двумя твердыми веществами при нагревании.

Следующий пример, схожий с предыдущим, рассматривает одну соль – нитрит аммония $NH_4NO_2$. Эта соль образована азотистой кислотой и аммиаком. Ее особенность заключается в том, что в ее составе присутствуют атомы азота как в низшей, так и в промежуточной степени окисления. В этом случае также происходит реакция сопропорционирования. В данном случае продуктом сопропорционирования является молекула азота $N_2$, а также вода $H_2O$.

NH_4NO_2 \rightarrow N_2 + H_2O

Для уравнивания необходимо учитывать, что восстановителем является атом азота в низшей степени окисления, поскольку он повышает свою степень окисления, а окислителем – атом азота в анионе, находящийся в положительной степени окисления. Это не высшая степень окисления, как в предыдущем случае ($+5$), а промежуточная ($+3$). Однако, азот в степени окисления $+3$ достаточно реакционноспособен и часто является хорошим окислителем, а также может проявлять восстановительные свойства.

Запишем полуреакции:

2N^{-3} - 6e \rightarrow N_2 \times 1

2N^{+3} + 6e \rightarrow N_2 \times 1

Суммарная реакция: $2N^{-3} + 2N^{+3} \rightarrow 2N_2$, обращаем внимание, что можно сократить на 2 стехиометрические коэффициенты.

N^{-3} + N^{+3} \rightarrow N_2

NH_4NO_2 \rightarrow N_2 + 2H_2O

Следующая интересная реакция – взаимодействие бертолетовой соли $KClO_3$ с фосфором $P$. Эта реакция протекает очень бурно, и ее продуктами являются хлорид калия $KCl$ и высший оксид фосфора $P_2O_5$. Важно отметить, что в левой части находится простое вещество – фосфор. Это является признаком окислительно-восстановительной реакции. Расставляем степени окисления.

K^{+}Cl^{+5}O_3^{-2} + P^0 \rightarrow K^{+}Cl^{-} + P_2^{+5}O_5^{-2}

Хлор понижает свою степень окисления, выступая в роли окислителя, а фосфор повышает свою степень окисления, выступая в роли восстановителя. Записываем полуреакции.

Cl^{+5} + 6e \rightarrow Cl^{-} \times 5

P^0 - 5e \rightarrow P^{+5} \times 6

Для уравнивания этих двух процессов необходимо найти наименьшее общее кратное, которое равно 30. Поэтому первую полуреакцию умножаем на 5, а вторую – на 6, а затем суммируем эти полуреакции, умножив на соответствующие коэффициенты. Только в этом случае число принятых и отданных электронов будет одинаковым. Получаем:

5Cl^{+5} + 6P^0 \rightarrow 5Cl^{-} + 6P^{+5}

Переносим эти коэффициенты в уравнение реакции:

5KClO_3 + 6P \rightarrow 5KCl + 3P_2O_5

Проверяем корректность уравнения по остальным участникам реакции. Все уравнено.

Следующая интересная реакция часто используется для получения соединений переходных металлов (d-металлов), таких как хром, марганец, железо, в высоких степенях окисления. В качестве примера можно рассмотреть $Cr_2O_3$. $Cr_2O_3$ – это темный зеленый порошок, очень инертный и используемый в качестве абразива (абразив – это материал, обладающий высокой твердостью, используется для обработки – уменьшение шероховатости, полировки – поверхности различных материалов). Он инертен, тяжело вступает в химические реакции, и большинство реакций с ним – это реакции твердофазного сплавления. Окислительно-восстановительная реакция протекает при сплавлении $Cr_2O_3$ с $KClO_3$ и $K_2CO_3$.

В данной системе $KClO_3$ содержит хлор в степени окисления $+5$ и является очень хорошим окислителем. Хром в $Cr_2O_3$ находится в степени окисления $+3$, что является промежуточной и наиболее устойчивой степенью окисления для хрома. В этой степени окисления хром не стремится ни к окислению, ни к восстановлению. Однако, для хрома также возможны соединения с высшей степенью окисления $+6$ (хроматы и дихроматы), а также известны соли и соединения хрома $+2$, которые проявляют очень хорошие восстановительные свойства. Таким образом, хром может как повысить, так и понизить свою степень окисления в зависимости от того, с каким реагентом он вступает в реакцию. В данной реакции хром повышает свою степень окисления. Роль $K_2CO_3$ заключается в создании нужной реакции среды при сплавлении, это, так называемый, щелочной плавень. Хлорат калия является окислителем в этой реакции из-за хлора в степени окисления $+5$, и хлор меняет свою степень окисления с $+5$ до $-1$, восстанавливаясь при этом. Карбонат калия создает щелочную реакцию среды и является щелочным плавнем. Оксид хрома благодаря хрому в с.о. $+3$ проявляет восстановительные свойства и в щелочной среде окисляется до с.о. $+6$. В щелочном растворе образуется хромат калия.

Запишем полуреакции:

Cl^{+5} + 6e \rightarrow Cl^{-} \times 1

Cr^{+3} - 3e \rightarrow Cr^{+6} \times 2

Суммарное уравнение: $Cl^{+5} + 2Cr^{+3} \rightarrow Cl^{-} + 2Cr^{+6}$.

Запишем реакцию в молекулярном виде:

KClO_3 + Cr_2O_3 + ?K_2CO_3 \rightarrow KCl + 2K_2CrO_4 + ?CO_2

Учитывая баланс по калию, коэффициент перед карбонатом калия равен 2. Окончательно можно поставить коэффициенты в уравнении реакции

KClO_3 + Cr_2O_3 + 2K_2CO_3 = KCl + 2K_2CrO_4 + 2CO_2 .

Из зеленого порошка $Cr_2O_3$ и бесцветных кристалликов $KClO_3$ и $K_2CO_3$ при сплавлении в ходе окислительно-восстановительной реакции получается желтое вещество – хромат калия $K_2CrO_4$.

Подобные реакции часто протекают при окислении соединений марганца и хрома в щелочной среде. В качестве щелочных плавней, т.е. соединений, которые при сплавлении создают щелочую среду, могут выступать соединения, такие, как карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов, а также их гидроксиды. Следует отметить, что использование оксидов щелочных металлов в качестве плавней является экономически нецелесообразным и чаще встречается в теоретических задачах. Нитрат калия $KNO_3$, наряду с хлоратом калия $KClO_3$, является эффективным окислителем. При нагревании нитрат калия разлагается с образованием нитрита калия $KNO_2$ и кислорода. Выделяющийся кислород окисляет катионы до более высоких степеней окисления в щелочной среде. Данный пример иллюстрирует распространенный метод получения соединений d-металлов в высоких степенях окисления посредством твердофазных реакций, заключающихся в смешивании твердых веществ и последующем их нагревании.

Итак, мы рассмотрели способы уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Открыть урок на ВОЛНА