Что такое ОВР (химия)? ОВР: примеры и решение ::

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↑.

2. KNO3 Al → KAlO2 Al2O3 N2.

3. Na2O2 H2SO4 KMnO4 → O2↑ MnSO4 Na2SO4 K2SO4 H2O.

4. NaCl H2SO4 MnO2 → Cl2 MnSO4 Na2SO4 H2O.

5. NaCl H2SO4 KMnO4 → Cl2 MnSO4 Na2SO4 K2SO4 H2O.

6. KNO2 H2SO4 MnO2 → MnSO4 KNO H2O.

7. KI H2SO4 KMnO4 → I2 MnSO4 K2SO4 H2O.

8. KI K2Cr2O7 H2SO4 → I2 Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O.

9. C K2Cr2O7 H2SO4 → CO2 Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O.

10. PbO2 HNO3 KI → Pb(NO3)2 I2 KNO3 H2O.

11. PbO2 HNO3 Mn(NO3)2 → Pb(NO3)2 HMnO4 H2O.

12. NaNO2 KMnO4 H2SO4 → NaNO3 MnSO4 K2SO4 H2O.

13. KNO2 KMnO4 H2SO4 → KNO3 MnSO4 K2SO4 H2O.

14. KNO2 K2Cr2O7 H2SO4 → KNO3 Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O.

15. KNO2 KI H2SO4 → NO I2 K2SO4 H2O.

16. KNO2 FeSO4 H2SO4 → NO Fe2(SO4)3 K2SO4 H2O.

17. Ca3(PO4)2 C SiO2 → CaSiO3 P CO.

18. Sb HNO3 → Sb2O5 NO2 H2O.

19. H2O2 H2SO4 KMnO4 → MnSO4 O2 H2O K2SO4.

20. S HNO3 → H2SO4 NO2 H2O.

21. H2S HNO3 → H2SO4 NO2 H2O.

22. H2S KMnO4 → MnO2 S H2O KOH.

23. H2S K2Cr2O7 H2SO4 → S Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O.

24. KMnO4 Na2SO3 H2SO4 → MnSO4 Na2SO4 K2SO4 H2O.

25. KMnO4 Na2SO3 H2O → MnO2 Na2SO4 KOH.

26. KMnO4 Na2SO3 KOH → K2MnO4 Na2SO4 H2O.

27. K2Cr2O7 K2SO3 H2SO4 → Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O.

28. H2SO4 C → SO2 CO2 H2O.

29. H2SO4 Zn → ZnSO4 H2S H2O.

30. H2SO4 KBr → SO2 Br2 KHSO4 H2O.

31. H2SO4 KI → H2S I2 K2SO4 H2O.

32. PbO2 HCl → PbCl2 Cl2 H2O.

33. K2Cr2O7 HCl → CrCl3 Cl2 KCl H2O.

34. KMnO4 HCl → MnCl2 Cl2 KCl H2O.

35. KClO3 HCl → KCl Cl2 H2O.

36. HClO3 FeSO4 H2SO4 → Fe2(SO4)3 HCl H2O.

37. NaBrO3 NaBr H2SO4 → Br2 Na2SO4 H2O.

38. HNO3 I2 → HIO3 NO2 H2O.

39. HNO3 I2 → HIO3 NO H2O.

40. H2SO4 HI → I2 H2S S H2O.

41. Fe2(SO4)3 HI → FeSO4 I2 H2SO4.

42. HIO3 FeSO4 H2SO4 → Fe2(SO4)3 I2 H2O.

43. NaIO3 NaI H2SO4 → I2 Na2SO4 H2O.

44. KMnO4 Cu2O H2SO4 → MnSO4 CuSO4 K2SO4 H2O.

45. HNO3 Cu2S → CuSO4 Cu(NO3)2 NO2 H2O.

46. H2SO4 Cu2S → CuSO4 SO2 H2O.

47. Ag HNO3 → AgNO3 NO H2O.

48. Zn HNO3 → Zn(NO3)2 N2O H2O.

49. PH3 KMnO4 H2SO4 → H3PO4 MnSO4 K2SO4 H2O.

50. FeSO4 KMnO4 H2SO4 → Fe2(SO4)3 MnSO4 K2SO4 H2O.

51. H2S KMnO4 H2SO4 → S MnSO4 K2SO4 H2O.

52. Ca3P2 KMnO4 H2SO4 → CaSO4 H3PO4 MnSO4 K2SO4 H2O.

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления 5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота металл = соль металла продукт восстановления азота H2O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2 (N 4); оксид азота (II) NO (N 2); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2;  нитрат аммония NH4NO3.

Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от  4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами  азотной кислоты в реакции:

• при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH₄NO₃;

Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

4Zn 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 NH4NO3 3H2O

• концентрированная азотная кислота на холодепассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

• азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платинойPt, и палладием Pd;

• при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV)NO₂;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu 4HNO3 = Cu(NO3)2 2NO2 2H2O 

• при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота(I) N₂O;

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

8Na 10HNO3 = 8NaNO3  N2O  5H2O 

• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO;
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо  оксид азота (II) NO, либо оксид азота N₂O, либо молекулярный азот N₂ — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N₂.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%).

NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления 5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О-2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярногокислородаO2.

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления 3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород.

Например:

2NaNO3 → 2NaNO2 O2. 

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития.

Например, разложение нитрата цинка:

2Zn(NO3)2 → 2ZnО 4NO2 O2.

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.).

Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N 5, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород.

Например, разложение нитрата серебра:

2AgNO3 → 2Ag  2NO2 O2.

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложениенитрата аммония:

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления 5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 оС образуется оксид азота (I)(«веселящий газ») и вода:

NH4NO3 → N2O 2H2O

Это пример реакции контрдиспропорционирования.

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород:

2NH4NO3 → 2N2  O2 4H2O

При разложениинитрита аммонияNH4NO2 также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N 3 и восстановителя N-3

NH4NO2 → N2  2H2O

Термическое разложение  нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO3)2 = MnO2 2NO2

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления 3:

2Fe(NO3)2 → 2FeO 4NO2 O2 при 60°C 4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 8NO2 O2 при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150оС под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислители и восстановители

Окислители— это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

• простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
• сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN ⁵O₃, HCl ⁷O₄), соли (KN ⁵O₃, KMn ⁷O₄), оксиды (S ⁶O₃,  Cr ⁶O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих  высокие степени окисления: Pb⁴ , Fe³ , Au³ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

• простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
• сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H₂S, HBr), соли бескислородных кислот (K₂S, NaI);
• некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn² , Fe² , Cr² ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S ⁴O₃)^2–, (НР ³O₃)^2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

• перманганат калия (KMnO₄);

• дихромат калия (K₂Cr₂O₇);

• азотная кислота (HNO₃);

• концентрированная серная кислота (H₂SO₄);

• пероксид водорода (H₂O₂);

• оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO₂, PbO₂);

• расплавленный нитрат калия (KNO₃) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются влабораторной практике относятся:

Схема восстановления перманганатов

 В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганецв степени окисления 7. Соли марганца 7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn2 . Оксид марганца в степени окисления 2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой средеобразуется соль.

Соли марганца 2 бесцветны. В нейтральном растворемарганец восстанавливается до степени окисления 4, с образованием амфотерного оксида MnO2 — коричневогоосадка, нерастворимого в кислотах и щелочах.

В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления 6. Соединения марганца 6  проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S0.

5 K2S 2 KMnO4 8 H2SO4 = 5 S  2 MnSO4 6 K2SO4 8 H2O,

3 K2S 2 KMnO4 4 H2O = 2 MnO2↓  3 S↓  8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является  указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции.

K2S 2 KMnO4 –(KOH)= 2 K2MnO4 S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия.

Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно?

Перманганаты окисляют:

• неметаллыс отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения— фосфор, мышьяк — до 5;
• неметаллыс промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлыиз простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO4 неМе (низшая с.о.) = неМе0 другие продукты

KMnO4 неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) др. продукты

KMnO4 Ме0 = Ме (стабильная с.о.)  др. продукты

KMnO4 P-3, As-3= P 5, As 5  др. продукты

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальнойстепени окисления.

Например:

Fe H2SO4(разб) = FeSO4 H2

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H2SO4 (конц) металл = соль металла продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) вода 

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S 4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1.Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2.Концентрированная серная кислотане взаимодействует сзолотом, платиной и палладием;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:

Cu0 2H2S 6O4(конц) = Cu 2SO4 S 4O2 2H2O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:

8Na0 5H2S 6O4(конц) → 4Na2 SO4 H2S—2 4H2O

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn ⁷ в кислой среде восстанавливается до Mn ², а в щелочной — до Mn ⁶);
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N ⁵ при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N^-3);
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ.Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N 5.

При увеличении температурыбольшинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2Al0 Fe 32O3 → Al 32O3 2Fe0,

C0 4HN 5O3(конц) = C 4O2 ↑  4N 4O2 ↑ 2H2O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента  переходят в разные продукты, например:

(N-3H4)2Cr 62O7  → N20 ↑ Cr 32O3 4 H2O,

2 NaN 5O-23 → 2 NaN 3O2 O02↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один  и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br2 6 KOH → 5KBr KBrO3 3 H2O,

Репропорционирование(конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в одинпродукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

 2H2S-2 S 4O2 = 3S 2H2O

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочнойсреде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде.

Восстанавливаются соединения хрома (VI)  до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr 3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей(амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)

3, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].

Соединения хрома VI окисляют:

•  неметаллыв отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения— фосфор, мышьяк – до 5;
• неметаллыв промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
• активные металлыиз простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат  неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 другие продукты

Хромат/бихромат неМе (промежуточная положительная  с.о.) = неМе(высшая с.о.) др. продукты

Хромат/бихромат Ме0 = Ме (стабильная с.о.)  др. продукты

Хромат/бихромат P, As (отрицательная с.о.) = P, As 5  другие продукты

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислительвосстанавливается, а восстановительокисляется.

В окислительно-восстановительных  реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K 2S-2 2K Mn 7O-24 = 2K 2Mn 6O-24 S0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S-2 -2e = S0

Mn 7 1e = Mn 6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Первый пример

Разве ОВР — химия? Как решать такие задания? Данный вопрос является актуальным для ребят, которые выбрали предмет в качестве выпускного экзамена. На примере взаимодействия оксида железа (3) и угарного газа (оксида углерода (2)) рассмотрим последовательность действий.

Итак, дана схема Fe2O3 CO → Fe CO2, ее нужно рассмотреть как ОВР. ЕГЭ (химия) в 11 классе предполагает самостоятельное дополнение школьниками схемы недостающими веществами, но мы начнем с более простого задания, в котором уже даны все участники процесса.

Как проверить, что это ОВР? Химия отвечает на этот вопрос посредством степеней окисления. Так как железо превращается из 3 в простое вещество с нулевым показателем степени окисления, а углерод повышает ее с 2 до 4, процесс является ОВР.

Баланс данного задания имеет следующий вид:

Fe( 3) 3e=Fe(0) 2

C( 2)-2e=C( 4) 3

Наименьшее общее кратное составляет 6. Железо является окислителем, угарный газ проявляет восстановительную способность. В готовом виде процесс имеет вид:

Fe2O3 3CO → 2Fe 3CO2

Пероксид водорода

Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S 4O2 H2O2-1 → H2S 6O4-2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например:

2KMn 7O4 5H2O2-1 3H2SO4 → 5O20 2Mn 2SO4 K2SO4 8H2O

Второй пример

ОВР в органической химии рассматривается по такому же алгоритму, есть только некоторые отличия в расстановке степеней окисления. Одно из заданий ЕГЭ посвящено вопросам, связанным с расстановкой коэффициентов в ОВР. Для успешного выполнения данного задания сначала школьники должны подумать, какие недостающие вещества им нужно вписать, и только после этого переходить к алгоритму разбора ОВР.

Например, с помощью электронного баланса необходимо составить уравнение:

PH3 AgNO3 … = Ag HNO3

Для начала выявим, какое вещество пропущено в левой части данного взаимодействия. С учетом того, что серебро проявляет окислительные свойства, а фосфор будет восстановителем, недостающим веществом станет вода.

При составлении электронного баланса, получаем следующий вид:

P(-3) отдает 8 электронов = P( 5) 1

Ag( ) принимает электрон = Ag(0) 8

При расстановке коэффициентов, получаем запись процесса:

PH3 8 AgNO3 4H2O = 8Ag 8HNO3 H3PO4

PH3 — восстановитель, AgNO3 — окислитель

Третий пример

Воспользовавшись методом электронного баланса, решите уравнение:

Cr2 (SO4) 3 … NaOH = Na2CrO4 NaBr … H2O

В данной схеме пропущено два вещества, поэтому сначала восстановим пробелы. Хром в данном процессе меняет степень окисления с 3 на 6, следовательно, им проявляются окислительные характеристики. Восстановитель в задании упущен, поэтому его функцию будет выполнять молекулярный бром. Среди продуктов реакции должна быть соль натрия, ею будет сульфат.

Электронный баланс для данного превращения имеет вид:

2Cr( 3) — 6e = 2Cr( 6) 1

Br2(0) 2e = 2Br — 3

При расстановке в схеме коэффициентов учитываем, что атом натрия находится в составе нескольких веществ, поэтому его необходимо суммировать:

Cr2(SO4) 3 3 Br2 16NaOH = 2Na2CrO4 6 NaBr 3Na2 SO4 8H2O

• Cr2(SO4) 3 является окислителем;
• Br2 выступает в роли восстановителя.

Заключение

Разбор окислительных и восстановительных процессов методом электронного баланса является одним из тех заданий, которые вызывают серьезные проблемы у выпускников девятого и одиннадцатого классов. Именно поэтому важно отработать алгоритм действий, чтобы ребята успешно выполняли задания данного типа.

Также довольно много проблем возникает при определении количества принятых и отданных атомами (ионами) электронов. Ребята неправильно определяют окислитель и восстановитель, допускают ошибки при расстановке коэффициентов в схеме уравнения. Задания, связанные с ОВР, считаются сложными, поэтому предполагают отработку порядка действий во внеурочной деятельности.

Пятый пример

Заполните пропуски, расставьте коэффициенты в предложенной схеме превращений:

KMnO4 H2SO4 KBr = MnSO4 Br2 … …

В данном взаимодействии окислительные параметры демонстрирует марганец, входящий в состав марганцовки. Бром, входящий в бромид калия, является восстановителем. Следовательно, среди продуктов реакции должны быть такие вещества, в которых не наблюдается изменений степеней окисления. Недостающими веществами будут выступать вода и сульфат калия. Процесс передачи электронов:

Mn( 7) принимает 5e = Mn( 2) 2

2Br(-) отдает 2e = Br2(0) 5

Расставим полученные коэффициенты в предложенную схему, получим следующее уравнение:

2KMnO4 8H2SO4 10KBr = 2MnSO4 5Br2 8H2O 6K2SO4

Шестой пример

Воспользовавшись электронным балансом, поставьте коэффициенты в предложенной схеме превращений:

P HNO3 = NO2 … …

Пропуски веществ даны в правой части. Чтобы выявить продукты, определяем окислитель и восстановитель. В левой части берется сильная кислота, поэтому в продуктах будет вода. Вторым пропущенным соединением будет являться фосфорная кислота.

Электронный баланс имеет вид:

P(0) отдает 5e = P( 5) 1

N( 5) принимает e = N( 4) 5

Приступаем к расстановке коэффициентов в уравнении:

P 5HNO3 = 5NO2 H2O H3PO4

Значимость овр

Какое значение имеют ОВР? Химия располагает множеством примеров, когда данные превращения приводили к негативным последствиям. Например, до сих пор ученые не установили истинную причину разрушения статуи Колосса Родосского. Химики убеждены в том, что именно коррозия, которая является ОВР, стала причиной разрушения уникального памятника. В организме живых существ данные превращения обеспечивают обменные процессы.

Основные определения

В школьной программе рассматривается метод ОВР. Химия базируется на составлении баланса между количеством отданных (принятых) электронов. Окислителем является ион или атом, принимающий в процессе взаимодействия отрицательные частицы. Процесс, который при этом происходит, называется восстановлением. Восстановителем считают атомы или ионы, которые лишаются своих электронов, окисляясь при этом.