Окисно-відновні реакції. Окислювач та відновник

Реакції обміну розчинах електролітів отримали назву реакцій іонного обміну. Ці реакції протікають до кінця у 3-х випадках:

1. Якщо в результаті реакції випадає осад (утворюється нерозчинна або малорозчинна речовина, що можна визначити за таблицею розчинності):
CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Якщо виділяється газ (утворюється часто при розкладанні слабких кислот):

3. Якщо утворюється малодисоціююча речовина. Наприклад, вода, оцтова кислота:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Це пов'язано зі зміщенням хімічної рівноваги вправо, що викликано видаленням одного із продуктів із зони реакції.

Реакції іонного обміну не супроводжуються переходом електронів та зміною ступеня окислення елементів на відміну від окисно-відновних реакцій.

Якщо попросять написати рівняння в іонному вигляді, можна перевіряти правильність написання іонів таблиці розчинності. Не забувайте змінювати індекси на коефіцієнти. Нерозчинні речовини, гази, що виділяються, воду (та інші оксиди) на іони не розкладаємо.

Cu 2+ + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl -
Викреслюємо іони, що не змінилися:

SO 4 2- + Ba 2+ = BaSO 4 ↓

2. Завдання. Обчислення масової частки (%) хімічного елемента речовині, формула якого наведена.

Формулу для обчислення масової частки у загальному вигляді можна записати так:

ω = маса компонента / маса цілого,

де ω – масова частка

Для розрахунку масової частки елемента в складній речовині формула матиме такий вигляд:

ω = Ar n / Mr,

де Ar - відносна атомна маса,
n – число атомів у молекулі,

Mr – відносна молекулярна маса (чисельно дорівнює M – молярній масі)

Приклад:

Розрахуйте масову частку елементів у оксиді сірки (VI) SO 3 .

Рішення:

Mr (SO 3) = 32 + 16 3 = 80

ω (S) = 32: 80 = 0,4 = 40%

ω (O) = 16 3: 80 = 0,6 = 60%

перевірка: 40% + 60% = 100%

Відповідь: 40%; 60%.

Білет № 11

Кислоти у світлі уявлень про електролітичну дисоціацію. Хімічні властивості кислот: взаємодія з металами, основними оксидами, основами, солями (на прикладі хлороводневої кислоти).

З погляду теорії електролітичної дисоціації кислотами називаються речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню:

HCl → H + + Cl -

Суворіше формулювання: що відщеплюють в якості катіонів (позитивних іонів) тільки іони водню.

Під іоном водню мають на увазі гідратований протон (тобто протон, що приєднав воду). Якщо хочуть показати склад іону водню, його зазвичай зображують H3O+

1. Кислоти фарбують розчини індикаторів лакмусу та метилового помаранчевого у червоний колір

2. Взаємодіють з металами, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, наприклад, з цинком, з утворенням солі (хлориду цинку) та газоподібного водню:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Взаємодіють з основними оксидами з утворенням солі та води:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
(при проведенні реакції з оксидом міді (II), пробірку бажано злегка підігріти) виходить хлорид міді(II)

4. Взаємодіють з основами з утворенням солі та води:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5. Витісняють слабкі кислоти з розчинів їх солей, наприклад, карбонату натрію:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Реакція із солями може протікати з утворенням осаду:
AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓

Реакції іонного обміну — реакції у водних розчинах між електролітами, що протікають без змін ступенів окислення елементів, що їх утворюють.

Необхідною умовою перебігу реакції між електролітами (солями, кислотами та основами) є утворення малодисоціюючої речовини (вода, слабка кислота, гідроксид амонію), осаду або газу.

Розглянемо реакцію, в результаті якої утворюється вода. До таких реакцій відносяться всі реакції між будь-якою кислотою та будь-якою основою. Наприклад, взаємодія азотної кислоти з гідроксидом калію:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Вихідні речовини, тобто. азотна кислота і гідроксид калію, і навіть один із продуктів, саме нітрат калію, є сильними електролітами, тобто. у водному розчині вони існують практично лише у вигляді іонів. Вода, що утворилася, відноситься до слабких електролітів, тобто. практично не розпадається на іони. Отже, точніше переписати рівняння вище можна, вказавши реальний стан речовин, у водному розчині, тобто. у вигляді іонів:

H + + NO 3 - + K + + OH - = K + + NO 3 - + H 2 O (2)

Як можна помітити з рівняння (2), що до реакції, що після розчину знаходяться іони NO 3 − і K + . Інакше кажучи, насправді, нітрат-іони і іони калію не брали участь у реакції. Реакція відбулася лише завдяки об'єднанню частинок H + та OH – у молекули води. Таким чином, зробивши алгебраїчне скорочення однакових іонів у рівнянні (2):

H + + NO 3 - + K + + OH - = K + + NO 3 - + H 2 O

ми отримаємо:

H + + OH = H 2 O (3)

Рівняння виду (3) називають скороченими іонними рівняннями, виду (2) повними іонними рівняннями, а виду (1) молекулярними рівняннями реакцій.

Фактично іонне рівняння реакції максимально відображає її суть, саме те, завдяки чому стає можливим її перебіг. Слід зазначити, що одного скороченого іонного рівняння можуть відповідати безліч різних реакцій. Дійсно, якщо взяти, наприклад, не азотну кислоту, а соляну, а замість гідроксиду калію використовувати, скажімо, гідроксид барію, ми маємо таке молекулярне рівняння реакції:

2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O

Соляна кислота, гідроксид барію та хлорид барію є сильними електролітами, тобто існують у розчині переважно у вигляді іонів. Вода, як вже обговорювалося вище, – слабкий електроліт, тобто існує у розчині практично лише у вигляді молекул. Таким чином, повне іонне рівнянняданої реакції виглядатиме так:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Скоротимо однакові іони ліворуч і праворуч і отримаємо:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Розділивши і ліву та праву частину на 2, отримаємо:

H + + OH − = H 2 O,

Отримане скорочене іонне рівнянняповністю збігається зі скороченими іонним рівнянням взаємодії азотної кислоти та гідроксиду калію.

При складанні іонних рівнянь у вигляді іонів записують лише формули:

1) сильних кислот (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4) (список сильних кислот треба вивчити!)

2) сильних основ (гідрокси лужних (ЩМ) та лужноземельних металів (ЩЗМ))

3) розчинних солей

У молекулярному вигляді записують формули:

1) Води H 2 O

2) Слабкі кислоти (H 2 S, H 2 CO 3 , HF, HCN, CH 3 COOH (і ін. практично всі органічні))

3) Слабких основ (NH 4 OH і практично всі гідроксиди металів крім ЩМ та ЩЗМ

4) Малорозчинних солей (↓) («М» або «Н» у таблиці розчинності).

5) Оксидів (та інших речовин, які є електролітами)

Спробуємо записати рівняння між гідроксидом заліза (III) та сірчаною кислотою. У молекулярному вигляді рівняння їх взаємодії записується так:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Гідроксиду заліза (III) відповідає у таблиці розчинності позначення «Н», що свідчить про його нерозчинність, тобто. у іонному рівнянні його треба записувати цілком, тобто. як Fe(OH) 3 . Сірчана кислота розчинна і відноситься до сильних електролітів, тобто існує в розчині переважно продісоційованому стані. Сульфат заліза (III), як і практично всі інші солі, відноситься до сильних електролітів, і оскільки він розчинний у воді, в іонному рівнянні його потрібно писати у вигляді іонів. Враховуючи все сказане вище, отримуємо повне іонне рівняння наступного виду:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Скоротивши сульфат-іони ліворуч і праворуч, отримуємо:

2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O

розділивши обидві частини рівняння на 2, отримуємо скорочене іонне рівняння:

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Тепер розглянемо реакцію іонного обміну, у результаті якої утворюється осад. Наприклад, взаємодія двох розчинних солей:

Усі три солі – карбонат натрію, хлорид кальцію, хлорид натрію та карбонат кальцію (так-так, і він теж) – відносяться до сильних електролітів і всі, крім карбонату кальцію, розчиняються у воді, тобто хлорид кальцію. є беруть участь у даній реакції у вигляді іонів:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Скоротивши однакові іони ліворуч і праворуч у даному рівнянні, отримаємо скорочене іонне:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Останнє рівняння відображає причину взаємодії розчинів карбонату натрію та хлориду кальцію. Іони кальцію та карбонат-іони поєднуються в нейтральні молекули карбонату кальцію, які, з'єднуючись один з одним, породжують дрібні кристали осаду CaCO 3 іонної будови.

Розглянемо третю умову перебігу реакцій іонного обміну – утворення газу. Строго кажучи, тільки в результаті іонного обміну утворення газу можливе лише в окремих випадках, наприклад, при утворенні газоподібного сірководню:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

У більшості інших випадків газ утворюється в результаті розкладання одного з продуктів реакції іонного обміну. Наприклад, потрібно точно знати в рамках ЄДІ, що з утворенням газу через нестійкість розкладаються такі продукти, як H 2 CO 3 , NH 4 OH і H 2 SO 3:

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

NH 4 OH = H 2 O + NH 3

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Іншими словами, якщо в результаті іонного обміну утворюються вугільна кислота, гідроксид амонію або сірчиста кислота, реакція іонного обміну протікає завдяки утворенню газоподібного продукту:

Запишемо іонні рівняння для всіх вищевказаних реакцій, що призводять до утворення газів. 1) Для реакції:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

В іонному вигляді записуватимуться сульфід калію та бромід калію, т.к. є розчинними солями, і навіть бромоводнева кислота, т.к. відноситься до сильних кислот. Сірководень же, будучи малорозчинним і газом, що погано дисоціює на іони, запишеться в молекулярному вигляді:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br - = 2K + + 2Br - + H 2 S

Скоротивши однакові іони отримуємо:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Для рівняння:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

В іонному вигляді запишуться Na 2 CO 3 Na 2 SO 4 як добре розчинні солі і H 2 SO 4 як сильна кислота. Вода є малодисоціюючою речовиною, а CO 2 зовсім неелектроліт, тому їх формули будуть записуватися в молекулярному вигляді:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3) для рівняння:

NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3

Молекули води та аміаку запишуться повністю, а NH 4 NO 3 , KNO 3 і KOH запишуться в іонному вигляді, т.к. все нітрати є добре розчинними солями, а KOH є гідроксидом лужного металу, тобто. сильною основою:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Для рівняння:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2

Повне та скорочене рівняння матимуть вигляд:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

96. У 180 мл води розчинили 161 г глауберової солі Na 2 SO 4 ∙10H 2 O. Якою буде масова частка сульфату натрію в отриманому розчині? Скільки іонів кожного виду в ньому є?

97. Запишіть рівняння електролітичної дисоціації речовин:

А) гідроксид літію

Б) карбонат калію

В) нітрат барію

Г) сірчиста кислота

Д) сульфат хрому (III)

Е) фосфат калію

98. Складіть чотири рівняння електролітичної дисоціації речовин, що утворюють як аніони тільки сульфат-іони.

99. Напишіть формули речовин, що дисоціюють у воді на іони:

А) Ba 2+ та Cl ─

Б) Fe 3+ та NO 3 ─

В) H + та SO 4 2─

Г) K + та OH ─

100. Запишіть молекулярні та іонні рівняння практично здійсненних реакцій:

А) Na 2 CO 3 + Ca(NO 3) 2 →

Б) Cu(OH) 2 + HCl→

В) K 2 CO 3 + HNO 3 →

Г) NaOH + H 3 PO 4 →

Д) KNO 3 + Na 2 SO 4 →

Е) MgCO 3 + HCl→

Ж) Fe(NO 3) 3 + KOH→

101. Напишіть по два молекулярні рівняння, сутність яких виражена іонним рівнянням а) Ba 2+ + SO 4 2─ → BaSO 4 ↓, б) Н + + OH - → H 2 O.

102. Допишіть рівняння реакцій, вкажіть їх тип, назвіть продукти. Для реакцій обміну напишіть іонні рівняння.

1) HNO 3 + Li 2 CO 3 →

2) H 2 SO 4 + Al →

3) HCl + Fe 2 O 3 →

4) H 3 PO 4 + KOH→

103. З якими з перерахованих речовин взаємодіятиме розчин сірчаної кислоти: оксид кремнію (IV), гідроксид літію, нітрат барію, соляна кислота, оксид калію, силікат натрію, нітрат калію, гідроксид заліза (II)? Запишіть рівняння можливих реакцій у молекулярному та іонному вигляді.

104. Яка кількість речовини та яка маса вийде кожного продукту при проведенні наступних перетворень: сірка → оксид сірки (IV) → сірчиста кислота → сульфіт барію, якщо було взято сірки 16г?

105. З якими з перерахованих речовин взаємодіятиме розчин гідроксиду барію: азотна кислота, оксид натрію, хлорид амонію, гідроксид калію, оксид сірки (VI), хлорид міді (II), нітрат натрію, гідроксид заліза (II), вуглекислий газ? Запишіть рівняння можливих реакцій у молекулярному та іонному вигляді.

106. Допишіть рівняння реакцій, вкажіть їх тип, назвіть продукти. Запишіть іонні рівняння.

1) HNO 3 + Al(OH) 3 →

2) LiOH + H 2 SO 4 →

3) KOH + SO 2 →

4) NaOH + FeCl 3 →

107. Яка маса кожного продукту вийде під час проведення таких перетворень: кальцій → оксид кальцію → гідроксид кальцію → хлорид кальцію, якщо було взято 80г кальцію?

108. Вкажіть характер оксиду і складіть формулу відповідного гідроксиду (основа або кислота): Na 2 O, N 2 O 5 , Mn 2 O 7 , CuO, SO 2 , SO 3 , FeO, P 2 O 5 , CaO.

109. Складіть рівняння практично здійснених реакцій, вкажіть їх тип. Для реакцій обміну напишіть іонні рівняння.

1) K 2 O + H 2 O →

2) CO 2 + HNO 3 →

3) Fe 2 O 3 + H 2 SO 4 →

4) SO 3 + H 2 O →

5) FeO + H 2 O →

6) SO 2 + KOH →

7) CuO + Ca(OH) 2 →

8) P 2 O 5 + CaO →

9) SiO 2 + Cl 2 O 7 →

110. Яку масу солі можна отримати при розчиненні оксиду магнію в 100г 10% розчину азотної кислоти?

111. Допишіть рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді:

1) CuCl 2 + Al→

2) LiOH + FeSO 4 →

3) Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 →

4) CaCO 3 + HNO 3 →

5) FeCl 3 + KOH →

6) K 2 SiO 3 + HCl→

112. Допишіть рівняння можливих реакцій, вкажіть їх тип, назвіть продукти. Для реакцій обміну напишіть іонні рівняння.

1) Na 3 PO 4 + AgNO 3 →

2) K 2 SO 4 + NaCl→

3) BaCO 3 + HCl→

4) Cu(NO 3) 2 + Zn →

5) NaCl + Ca(OH) 2 →

6) Fe(NO 3) 2 + KOH →

113. Запишіть рівняння всіх можливих реакцій, за допомогою яких можна отримати сіль: а) хлорид міді (II); б) сульфат заліза (II).

114. Складіть генетичні ряди металів а) натрію; б) магнію.

115. Складіть генетичні ряди неметалів а) сірки, б) кремнію, в) фосфору.

116. Розв'яжіть ланцюжок перетворень, вкажіть тип реакцій, умови їх протікання, назвіть продукти:

А) Са → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CO 2 → Na 2 CO 3 → MgCO 3

Б) S→SO2→SO3→H2SO4→K2SO4→BaSO4.

117. Допишіть рівняння реакцій та охарактеризуйте їх за всіма відомими ознаками:

1) Na 2 SO 4 + BaCl 2 →

2) Al + CuCl 2 →

4) CH 4 + O 2 →

118. Розставте коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач, відновник, процеси окислення та відновлення:

1) NH 3 + O 2 → NO + H 2 O

2) Al + I 2 → AlI 3

3) CO 2 + Mg → MgO + C

4) HNO 3 + P + H 2 O → H 3 PO 4 + NO 2

5) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MnCl 2 + H 2 O

119. Допишіть рівняння реакцій обміну та складіть для них іонні рівняння:

1) FeO + HNO 3 →

2) MgCO 3 + HCl →

3) Fe 2 (SO 4) 3 + KOH →

120. Допишіть скорочені іонні рівняння та запропонуйте до них молекулярні:

1) OH ─ + H + →

2) SiO 3 2─ + 2 H + →

121. Розв'яжіть ланцюжок перетворень, вкажіть тип реакцій, умови протікання, назвіть продукти: Cu → CuO → CuSO 4 → Cu(OH) 2 → CuO → Cu.

122. Допишіть рівняння реакцій, визначте їх тип. Проставте ступеня окислення та вкажіть, які з реакцій є окислювально-відновними:

1) Al + CuSO 4 →

3) Fe + Cl 2 →

4) P 2 O 5 + H 2 O →

6) NaCl + AgNO 3 →

7) Zn + H 2 SO 4 →

123. Розставте коефіцієнти за допомогою електронного балансу:

1) Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2

2) NH 3 + O 2 → NO + H 2 O

3) Al + I 2 → AlI 3

4) CO 2 + Mg → MgO + C

5) HNO 3 + P + H 2 O → H 3 PO 4 + NO 2

6) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MgCl 2 + H 2 O

7) Cu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

8) K + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + S + H 2 O

9) K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

10) Na 2 SO 3 + KIO 3 + H 2 SO 4 → I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Окисно-відновні реакції. Окислювач та відновник (на прикладі двох реакцій).

Окисно-відновні реакції протікають із зміною ступеня окиснення. Широко поширеними реакціями цього є реакції горіння. Також сюди відносяться реакції повільного окиснення (корозія металів, гниття органічних речовин).

Ступінь окислення елемента показує кількість зміщених (притягнутих чи відданих) електронів. У простих речовин вона дорівнює нулю. У бінарних з'єднаннях (що складаються з 2-х елементів) дорівнює валентності, перед якою ставиться знак (тому іноді її називають «умовним зарядом»).

У речовинах, що з 3-х і більше елементів, ступінь окислення можна розрахувати з допомогою рівняння, взявши невідомий ступінь окислення за «ікс», а загальну суму прирівнявши до нуля. Наприклад, в азотній кислоті HNO 3 ступінь окислення водню +1, кисню −2 отримуємо рівняння: +1 + x −2 3 = 0

Елемент, що приєднує електрони, називається окислювачем. Елемент, що є донором електронів (що віддає електрони), називається відновником.

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

При нагріванні порошків заліза та сірки утворюється сульфід заліза. Залізо є відновником (окислюється), сірка – окислювачем (відновлюється).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

У цій реакції сірка є відновником, кисень окислювачем. Утворюється оксид сірки (IV)

Можна навести приклад за участю складної речовини:

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 2 0

цинк – відновник, водень соляної кислоти – окислювач.

Можна навести приклад за участю складної речовини та скласти електронний баланс:

Cu 0 + 4HN +5 O 3 = Cu +2 (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2N +4 O 2

Білет № 8

1. Реакції іонного обміну, умови протікання остаточно (з прикладу двох реакцій). Відмінність реакцій іонного обміну від окислювально-відновних реакцій.

Реакції обміну розчинах електролітів отримали назву реакцій іонного обміну. Ці реакції протікають до кінця у 3-х випадках:

1. Якщо в результаті реакції випадає осад (утворюється нерозчинна або малорозчинна речовина, що можна визначити за таблицею розчинності): CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Якщо виділяється газ (утворюється часто при розкладанні слабких кислот): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Якщо утворюється малодисоціююча речовина. Наприклад, вода, оцтова кислота: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Це пов'язано зі зміщенням хімічної рівноваги вправо, що викликано видаленням одного із продуктів із зони реакції.

Реакції іонного обміну не супроводжуються переходом електронів та зміною ступеня окислення елементів на відміну від окисно-відновних реакцій.

Якщо попросять написати рівняння в іонному вигляді, можна перевіряти правильність написання іонів таблиці розчинності. Не забувайте змінювати індекси на коефіцієнти. Нерозчинні речовини, гази, що виділяються, воду (та інші оксиди) на іони не розкладаємо.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Викреслюємо іони, що не змінилися.

Окисно-відновниминазивають реакції, що супроводжуються зміною ступенів окислення хімічних елементів, що входять до складу реагентів.

Окисленнямназивають процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном, що супроводжується підвищенням ступеня окислення.

Відновленнямназивають процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном, що супроводжується зниженням ступеня окислення.

Окислювачемназивають реагент, який приймає електрони в ході окисно-відновної реакції. (Легко запам'ятати: окислювач - грабіжник.)

Відновникомназивають реагент, який віддає електрони в ході окисно-відновної реакції.

Окисно-відновні реакції ділять на реакції міжмолекулярного окислення-відновлення, реакції внутрішньомолекулярного окислення-відновлення, реакції диспропорціонування та реакції конмутації.

Для складання окисно-відновних реакцій використовують метод електронного балансу.

Складання рівняння окислювально-відновної реакції здійснюють кілька стадій.

1. Записують схему рівняння із зазначенням у лівій та правій частинах ступенів окислення атомів елементів, що беруть участь у процесах окислення та відновлення.
2. Визначають число електронів, що купуються або віддаються атомами або іонами.
3. Зрівнюють число приєднаних та відданих електронів введенням множників, виходячи з найменшого кратного для коефіцієнтів у процесах окислення та відновлення.
4. Знайдені коефіцієнти (їх називають основними) підставлять на рівняння реакції перед відповідними формулами речовин у лівій та правій частинах.

приклад 1.Реакція алюмінію із сіркою. Записуємо схему реакції та вказуємо зміну ступенів окиснення:

Атом сірки приєднує два електрони, змінюючи свій рівень окислення від 0 до –2. Він є окислювачем. Атом алюмінію віддає три електрони, змінюючи свій ступінь окиснення від 0 до +3. Він є відновником.

приклад 2.Окислення фосфору хлором. Записуємо схему реакції та вказуємо зміну ступенів окиснення:

Ступінь окиснення хлору змінюється від 0 до -1, при цьому молекула хлору приєднує два електрони. Хлор є окислювачем.

Атом фосфору віддає п'ять електронів, змінюючи свій рівень окислення від 0 до +5. Він є відновником.

Складаємо рівняння електронного балансу та зрівнюємо кількість приєднаних та відданих електронів:

Електронне рівняння для хлору записують саме так, оскільки окислювачем є молекула хлору, що складається з двох атомів, і кожен із цих атомів змінює свій ступінь окислення від 0 до -1. Коефіцієнт 5 відноситься до молекули хлору у лівій частині рівняння, а кількість атомів хлору у правій частині рівняння 5 × 2 = 10.

Підставляємо знайдені коефіцієнти рівняння реакції і остаточно отримуємо:

приклад 3.Відновлення оксиду заліза (ІІ, ІІІ) алюмінієм. Записуємо схему реакції та вказуємо зміну ступенів окиснення:

Ступінь окислення заліза змінюється від +8/3 до 0, при цьому три іони заліза (оскільки у вихідному оксиді їх міститься саме три) приєднують вісім електронів (3×8/3 = 8). Залізо є окислювачем.

Алюміній віддає три електрони, змінюючи свій ступінь окиснення від 0 до +3. Він є відновником.

Складаємо рівняння електронного балансу та зрівнюємо кількість приєднаних та відданих електронів:

Електронне рівняння для алюмінію записують саме так, оскільки до складу оксиду алюмінію входять два атоми алюмінію. Таким чином, у лівій частині рівняння основний коефіцієнт перед оксидом заліза (II, III) дорівнюватиме 3, а перед алюмінієм 4 × 2 = 8.

Кількість атомів заліза у правій частині рівняння реакції становитиме 3 × 3 = 9. Кількість молекул оксиду алюмінію дорівнюватиме 8/2 = 4. Остаточно отримуємо:

Перевіряємо баланс по кисню. У лівій частині рівняння 3 × 4 = 12. У правій частині рівняння 4 × 3 = 12. Таким чином, число атомів кожного елемента окремо в лівій та правій частині хімічного рівняння рівні між собою, і реакція зрівняна правильно.

Цей приклад наочно показує, що дробовий ступінь окислення хоч і немає фізичного сенсу, але дозволяє правильно зрівняти окислювально-відновну реакцію.

Дуже часто окислювально-відновні реакції проходять у розчинах у нейтральному, кислому чи лужному середовищі. У цьому випадку хімічні елементи, що входять до складу речовини, що утворює середовище реакції, свою міру окислення не змінюють.

приклад 4.Окислення йодиду натрію перманганатом калію серед сірчаної кислоти. Записуємо схему реакції, вказуємо ступеня окиснення елементів, що беруть участь у процесах окиснення та відновлення:

Атом марганцю приймає п'ять електронів, змінюючи свій рівень окислення від +7 до +2. Перманганат калію є окислювачем.

Два йодид-іони віддають два електрони, утворюючи молекулу I 2 0 . Йодід натрію є відновником.

Знайдені коефіцієнти підставимо в рівняння реакції перед відповідними формулами речовин у лівій та правій частинах.

Сірчана кислота є середовищем реакції. Жоден з елементів, що входять до складу цієї сполуки, свій ступінь окислення не змінює, але сульфат-аніон пов'язує катіони калію, натрію і марганцю, що виділяються в результаті реакції. Підрахуємо число сульфат-іонів у правій частині. Воно дорівнює 2 + 1 + 5 = 8. Отже, перед сірчаною кислотою слід поставити коефіцієнт 8. Число атомів водню в лівій частині рівняння дорівнює 8 × 2 = 16. Звідси обчислюємо коефіцієнт для води: 16/2 = 8.

Таким чином, рівняння реакції матиме вигляд:

Правильність балансу перевіряємо за киснем. У лівій частині його 2×4 = 8 (перманганат калію); у правій – 8 × 1 = 8 (вода). Отже, рівняння складено правильно.

Приклад 5.Окислення сульфіду калію манганатом калію у водному середовищі. Записуємо схему реакції, вказуємо ступеня окиснення елементів, що беруть участь у процесах окиснення та відновлення:

Іон марганцю приймає два електрони, змінюючи свій ступінь окислення від +6 до +4. Манганат калію є окислювачем.

Сульфід-іон віддає два електрони, утворюючи молекулу S 0 . Сульфід калію є відновником.

Складаємо рівняння електронного балансу та зрівнюємо кількість приєднаних та відданих електронів запровадженням множників:

Основні коефіцієнти рівняння реакції рівні одиниці:

Вода є середовищем реакції. Жоден з елементів, що входять до складу цієї сполуки, свою міру окислення не змінює.

Гідроксид-іони зв'язують катіони калію, що виділяються в результаті реакції. Таких катіонів чотири (2×2), число атомів водню також 4 (4×1), тому перед молекулою води ставимо коефіцієнт два (4/2 = 2):

Приклад 6.Окислення аміаку хлоратом калію у лужному середовищі. Записуємо схему реакції, вказуємо ступеня окиснення елементів, що беруть участь у процесах окиснення та відновлення:

Хлор приймає шість електронів, змінюючи свій рівень окислення від +5 до –1. Хлорат калію є окислювачем.

Азот віддає вісім електронів, змінюючи свій рівень окислення від –3 до +5. Аміак є відновником.

Складаємо рівняння електронного балансу, зрівнюємо кількість приєднаних та відданих електронів запровадженням множників, скорочуємо кратні коефіцієнти:

Проставляємо знайдені основні коефіцієнти рівняння реакції:

Гідроксид калію є середовищем реакції. Жоден з елементів, що входять до складу цієї сполуки, свою міру окислення не змінює.

Катіони калію пов'язують нітрат-іони, що виділяються в результаті реакції. Таких аніонів три. Отже, перед гідроксидом калію ставимо коефіцієнт три:

Число атомів водню в лівій частині рівняння дорівнює дев'яти в аміаку (3 × 3) = 9 і трьом у гідроксиді калію (3 × 1), а їх загальне число 9 + 3 = 12. Отже, перед водою ставимо коефіцієнт (12/2) = 6. Остаточно рівняння реакції матиме вигляд:

Переконуємося ще раз у правильності розміщення коефіцієнтів, порівнюючи число атомів кисню в лівій та правій його частинах. Воно дорівнює 15.

Досить часто одна й та сама речовина одночасно є окислювачем і створює середовище реакції. Такі реакції характерні для концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти у будь-якій концентрації. Крім того, в подібні реакції, але як відновник, вступають галогенводневі кислоти з сильними окислювачами.

Приклад 7.Окислення магнію розведеною азотною кислотою. Записуємо схему реакції та вказуємо зміну ступенів окиснення:

Ступінь окислення азоту змінюється від +5 до +1, причому два атоми азоту приєднують вісім електронів. Азотна кислота є окислювачем.

Магній віддає два електрони, змінюючи свій ступінь окислення від 0 до +2. Він є відновником.

Складаємо рівняння електронного балансу та зрівнюємо кількість приєднаних та відданих електронів:

Підставляємо знайдені коефіцієнти перед окислювачем та відновником у лівій частині рівняння реакції та перед продуктами окислення та відновлення у правій частині рівняння реакції:

При цьому в правій частині рівняння реакції є 4 × 2 = 8 нітрат-іонів, які не змінили ступінь окислення. Очевидно, що для цього до правої частини рівняння реакції слід додати ще 8 молекул HNO 3 . Тоді загальна кількість молекул азотної кислоти у правій частині рівняння становитиме 2 + 8 = 10.

У цих молекулах містяться 10×1 = 10 атомів водню. Така сама кількість атомів водню має бути й у правій частині рівняння. Отже, перед молекулою води слід підставити коефіцієнт 10/2 = 5, і рівняння остаточно матиме вигляд:

Остаточно перевіряємо правильність балансу, підраховуючи кількість атомів кисню у лівій та правій частинах рівняння. У лівій частині 10 × 3 = 30. У правій частині (2 × 3) × 4 = 24 у нітраті магнію, 1 в оксиді азоту (I) та 5 × 1 = 5 у молекулі води. Разом 24 + 1 + 5 = 30. Отже, реакція повністю зрівняна.

Приклад 8.Взаємодія соляної кислоти із оксидом марганцю (IV). Записуємо схему реакції та вказуємо зміну ступенів окиснення:

Ступінь окислення марганцю змінюється від +4 до +2, при цьому марганець приєднує два електрони. Оксид марганцю (IV) є окислювачем.

Два хлорид-іони віддають два електрони, утворюючи молекулу Cl 2 0 , хлористий водень є відновником.

Складаємо електронне рівняння та зрівнюємо число приєднаних та відданих електронів, скорочуємо кратні коефіцієнти:

При цьому коефіцієнт 1 спочатку відноситься до двох хлорид-іонів і однієї молекули Cl 2 . Підставляємо знайдені коефіцієнти перед окислювачем та відновником у лівій частині рівняння реакції та перед продуктами окислення та відновлення у правій частині рівняння реакції:

При цьому в правій частині рівняння реакції є 1 × 2 = 2 хлорид-іона, які не змінили свій ступінь окислення. Ці хлорид-іони в окислювально-відновній реакції не брали участі. Очевидно, що для цього до правої частини рівняння реакції слід додати 2 молекули HCl. Тоді загальна кількість молекул HCl у правій частині рівняння становитиме 2 + 2 = 4. У цих молекулах утримуватиметься 4 × 1 = 4 атоми водню. Така сама кількість атомів водню має бути й у правій частині рівняння. Тоді перед молекулою води слід підставити коефіцієнт 4/2 = 2, і рівняння в остаточному вигляді матиме вигляд:

Перевіряємо правильність балансу, підраховуючи кількість атомів кисню в лівій та правій частинах рівняння. У лівій частині воно становить 1×2=2 в оксиді марганцю (IV), а у правій частині 2×1=2 у молекулі води. Отже, реакція повністю зрівняна.

Як окислювач можуть виступати нейтральні атоми і молекули, позитивно заряджені іони металів, складні іони і молекули, що містять атоми металів і неметалів в стані позитивного ступеня окислення та ін.

Нижче наведено відомості про деякі найпоширеніші окислювачі, що мають важливе практичне значення.

Кисень. Сильний окислювач, окисна здатність значно зростає при нагріванні. Кисень взаємодіє безпосередньо з більшістю простих речовин, крім галогенів, благородних металів Ag, Au, Pt та благородних газів, з утворенням оксидів:

Взаємодія натрію з киснем призводить до пероксиду натрію:

Більш активні лужні метали (K, Rb, Cs) при взаємодії з киснем дають надпероксиди типу ЕО 2:

У своїх сполуках кисень, як правило, виявляє ступінь окиснення -2. Застосовується кисень у хімічній промисловості, у різних виробничих процесах у металургійній промисловості, для отримання високих температур. За участю кисню йдуть численні надзвичайно важливі життєві процеси: дихання, окиснення амінокислот, жирів, вуглеводів. Тільки небагато живих організмів, звані анаеробними, можуть обходитися без кисню.

Реакції, що ілюструють окисні властивості кисню при взаємодії з різними неорганічними речовинами, наведені в уроці 14.

Озон. Має ще більшу в порівнянні з киснем окислювальну здатність. Озон окислює всі метали, за винятком золота, платини та деяких інших, при цьому, як правило, утворюються відповідні вищі оксиди елементів, рідше - пероксиди та озоніди, наприклад:

Озон окислює оксиди елементів із проміжним ступенем окислення у вищі оксиди.

Перманганат калію.Є сильним окислювачем, що широко застосовується в лабораторній практиці. Характер відновлення перманганату калію залежить від середовища, в якому протікає реакція. У кислому середовищі перманганат калію відновлюється до солей Mn 2+ , в нейтральній або слаболужній - до MnO 2 , а сильнолужний він переходить в манганат-іон MnO 4 2- . Дані переходи описуються такими рівняннями

Перманганат калію здатний окислювати сульфіди в сульфати, нітрити в нітрати, броміди та йодиди - до брому та йоду, соляну кислоту до хлору тощо.

Хромат та біхромат калію.Ці сполуки широко застосовують як окислювачі в неорганічних та органічних синтезах. Взаємні переходи хромат-і біхромат-іонів дуже легко протікають у розчинах, що можна описати наступним рівнянням оборотної реакції:

З'єднання хрому (VI) – сильні окислювачі. В окислювально-відновних процесах вони переходять у похідні Cr(III). У нейтральному середовищі утворюється гідроксид хрому (III), наприклад:

У кислому середовищі утворюються іони Cr 3+ :

У лужній - похідні аніонного комплексу 3-:

Як відновник можуть виступати нейтральні атоми, негативно заряджені іони неметалів, позитивно заряджені іони металів в нижчому ступені окислення, складні іони і молекули, що містять атоми в проміжному ступені окислення, електричний струм на катоді та ін.

Нижче наведено відомості про деякі найпоширеніші відновниках, що мають важливе практичне значення

Вуглець. Вуглець широко застосовують як відновник у неорганічних синтезах. При цьому як продукти окислення може утворюватися вуглекислий газ, або оксид вуглецю (II). При відновленні оксидів металів можуть утворюватися вільні метали, рідше – карбіди металів.