Основные классы неорганических соединений

Реакции разложения

Cu(OH)₂  –^t°®  CuO + H₂O

Реакции обмена

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃

NaOH + HNO₃ ® NaNO₃ + H₂O 

B      Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

 

 

2Mg⁰ + O₂⁰ ® 2Mg⁺²O^-2

2KCl⁺⁵O₃^-2  –^t°®  2KCl^-1 + 3O₂⁰

2KI^-1 + Cl₂⁰ ® 2KCl^-1 + I₂⁰

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 ® Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O  

 

Такие реакции называются окислительно - восстановительными. 

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных  реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят  к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается: 

 

H₂⁰ - 2ē ® 2H⁺

S^-2 - 2ē ® S⁰

Al⁰ - 3ē ® Al⁺³

Fe⁺² - ē ® Fe⁺³

2Br ^- - 2ē ® Br₂⁰ 

 

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается. 

 

Mn⁺⁴ + 2ē ® Mn⁺²

S⁰ + 2ē ® S^-2

Cr⁺⁶ +3ē ® Cr⁺³

Cl₂⁰ +2ē ® 2Cl^-

O₂⁰ + 4ē ® 2O^-2 

 

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны  являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями. 

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления  входящих в него атомов 

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции. 

Важнейшие восстановители и окислители

 

 

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и  их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 

 

Классификация окислительно-восстановительных  реакций

 

 

Межмолекулярные окислительно-восстановительные  реакции

 

 

Окислитель и восстановитель находятся  в разных веществах; обмен электронами  в этих реакциях происходит между  различными атомами или молекулами:  

 

S⁰ + O₂⁰ ® S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель 

 

Cu⁺²O + C⁺²O ® Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель 

 

Zn⁰ + 2HCl ® Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

Zn - восстановитель; HСl - окислитель 

 

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄  ®  I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель. 

 

Сюда же относятся реакции между  веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления 

 

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ ® 3S⁰ + 3H₂O

 

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

 

 

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.  

 

2KCl⁺⁵O₃^-2 ® 2KCl^-1 + 3O₂⁰

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель 

 

N^-3H₄N⁺⁵O₃  –^t°®  N₂⁺¹O + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель 

 

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂ ® 2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель 

 

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t°®  Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель. 

 

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.  

 

Cl₂⁰ + 2KOH ® KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O ® 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ ® HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH ® KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O  

Составление уравнений окислительно-восстановительных  реакций 

A       Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько  стадий: 

1.      Записывают схему реакции. 

 

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O 

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются. 

 

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + H₂O 

3.      Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем. 

 

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰ 

4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. 

 

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰ 

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 

 

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O 

 

B      Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды: 

 

2Cl1- –  2ē ®	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē ®	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺ ® 5Cl₂⁰ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции  используют H⁺, OH^- или воду)

 

 Типичные реакции  окисления-восстановления

 

 Реакции с участием перманганата калия в  качестве окислителя 

При взаимодействии перманганата калия  с восстановителем образуются различные  продукты восстановления в зависимости  от pH среды. 

Реакции в кислой среде. 

 

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O 

 

электронный баланс

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
S+4 – 2ē ® S+6	5

 

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2- 

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

 

 Реакции в нейтральной  среде

 

 

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O ® 3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂¯ + 2KOH 

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	3
Mn+7 + 3ē ® Mn+4	2

 

 метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- ® 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2- ® 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2- 

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка. 

Реакции в щелочной среде. 

 

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ® K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O 

 

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	1
Mn+7 + 1ē ® Mn+6	2

 

 

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	1
MnO41- + ē ® MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- ® SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-  

 

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Таким образом,

 

 

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

 

 

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового. 

 

1)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ ® K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰¯ + 7H₂O 

 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē ® 2Cr+3	1
S-2 - 2ē ® S0	3

 

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē ® 2Cr3+ + 7H2O	1
H2S0 - 2ē ® S0 + 2H+	3

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂S ® 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S⁰ 

 

2)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Fe⁺²SO₄ + 7H₂SO₄ ® 3Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 7H₂O  

 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē ® 2Cr+3	1
Fe+2 – ē ® Fe+3	6