N2 + H2O (t); н) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления.
9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
|
+III –II |
+II –II |
0 |
+IV –II |
|||
|
Fe2O3 |
+ |
3CO |
= |
2Fe |
+ |
3CO2. |
Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель.
|
Атомы-окислители – атомы, принимающие электроны в ходе данной ОВР. |
|
Атомы-восстановители – атомы, отдающие электроны в ходе данной ОВР. |
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
|
Вещество-окислитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-окислители |
|
Вещество-восстановитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-восстановители. |
В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO3 (N+V), KMnO4 (Mn+VII), CrO3 (Cr+VI), KClO3 (Cl+V), KClO4 (Cl+VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H2S и сульфиды (S–II), SO2 и сульфиты (S+IV), йодиды (I–I), CO (C+II), NH3 (N–III) и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:
SO2 + Cl2 = S + Cl2O2 (SO2 – сильный восстановитель);
SO2 + C = S + CO2 (t) (SO2 – слабый окислитель);
C + O2 = CO2(t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca2C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.
|
+III -II |
+II -II |
0 |
+IV -II |
|||
|
Fe2O3 |
+ |
3CO |
= |
2Fe |
+ |
3CO2. |
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe+III) превратились в атомы-восстановители (Fe0), а атомы-восстановители (C+II) превратились в атомы-окислители (C+IV). Но CO2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса и
б) метод электронно-ионного баланса.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.
Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl2 FeCl3.
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
|
0 |
0 |
+III –I |
||
|
Fe |
+ |
Cl2 |
|
FeCl3. |
Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:
Fe – 3e– = Fe+III,
Cl2 + 2e– = 2Cl–I.
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
|
2 3 |
Fe – 3e– = Fe+III, Cl2 + 2e– = 2Cl–I |