HNO 3 , соли HNO 3

только окислители

Соединения с промежуточными степенями окисления азота могут выступать в качестве окислителей, восстанавливаясь до низших степеней окисления, или в качестве восстановителей, окисляясь до высших степеней окисления

Рисунок 1 – Изменение степени окисления азота

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом:
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – процесс окисления;

O 2 + 4ē = 2O –2 – процесс восстановления.

В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом железа отдает 3 электрона (Приложение А).

В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона.

Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов:

Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций. Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково.

Метод полуреакций применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах электролитов. В таких случаях в реакциях принимают участие не только окислитель и восстановитель, но и частицы среды: молекулы воды (Н 2 О), Н + и ОН – – ионы. Более правильным для таких реакций является применение электронно-ионных систем (полуреакций). При составлении полуреакций в водных растворах вводят, при необходимости, молекулы Н 2 О и ионы Н + или ОН – , учитывая среду протекания реакции. Слабые электролиты, малорастворимые (Приложение Б) и газообразные соединения в ионных системах записываются в молекулярной форме (Приложение В).

Рассмотрим в качестве примеров взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в кислой и щелочной среде.

Пример 3. Взаимодействие сульфата калия и перманганата калия в кислой среде :

Определим изменение степени окисления элементов и указываем их в уравнении. Высшая степень окисления марганца (+7) в KMnO 4 указывает, что KMnO 4 – окислитель. Сера в соединении K 2 SO 3 имеет степень окисления (+4) – это восстановленная форма по отношению к сере (+6) в соединении K 2 SO 4 . Таким образом, K 2 SO 3 – восстановитель. Реальные ионы, в которых находятся элементы изменяющие степень окисления и их исходные полуреакции принимают следующий вид:

Цель дальнейших действий заключатся в том, чтобы в данных полуреакциях вместо стрелок, отражающих возможное направление реакции, поставить знаки равенства. Это можно будет сделать тогда, когда в левой и правой частях каждой полуреакции будут совпадать виды элементов, число их атомов и суммарные заряды всех частиц. Чтобы добиться этого, используют дополнительные ионы или молекулы среды. Обычно это ионы Н + , ОН – и молекулы воды. В полуреакции
число атомов марганца одинаково, однако не равно число атомов кислорода, поэтому в правую часть полуреакции вводим четыре молекулы воды: . Проведя аналогичные действия (уравнивая кислород) в системе
, получаем
. В обеих полуреакциях появились атомы водорода. Их число уравнивают соответствующим добавлением в другой части уравнений эквивалентным числом ионов водорода.

Теперь уравнены все элементы, входящие в уравнения полуреакций. Осталось уравнять заряды частиц. В правой части первой полуреакции сумма всех зарядов равна +2, в то время как слева заряд +7. Равенство зарядов осуществляется добавлением в левой части уравнения пяти отрицательных зарядов в виде электронов (+5 ē). Аналогично, в уравнении второй полуреакции необходимо вычесть слева 2 ē. Теперь можно поставить знаки равенства в уравнениях обеих полуреакций:

–процесс восстановления;

–процесс окисления.

В рассматриваемом примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления, к числу электронов, высвобождающихся при окислении, равно 5 ׃ 2. Для получения суммарного уравнения реакции надо, суммируя уравнения процессов восстановления и окисления, учесть это соотношение – умножить уравнение восстановления на 2, а уравнение окисления – на 5.

Умножая коэффициенты на все члены уравнений полуреакций и суммируя между собой только правые и только левые их части, получаем окончательное уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

Сокращая подобные члены, методом вычитания одинакового количества ионов Н + и молекул Н 2 О, получаем:

Суммарное ионное уравнение записано правильно, есть соответствие среды с молекулярным. Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:

Пример 4. Взаимодействия сульфата калия и перманганата калия в щелочной среде :

Определяем степени окисления элементов, изменяющих степень окисления (Mn +7 → Mn +6 , S +4 → S +6). Реальные ионы, куда входят данные элементы (
,
). Процессы (полуреакции) окисления и восстановления:

2
– процесс восстановления

1 – процесс окисления

Суммарное уравнение:

В суммарном ионном уравнении есть соответствие среды. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Реакции окисления-восстановления делятся на следующие типы:

межмолекулярного окисления-восстановления;

самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования);

внутримолекулярного окисления – восстановления.

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель – в другой.

Пример 5. При окислении гидроксида железа во влажной среде происходит следующая реакция:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – процесс окисления;

1 О 2 + 2Н 2 О + 4ē = 4OH – – процесс восстановления.

Для того чтобы убедиться в правильности записи электронно-ионных систем необходимо произвести проверку: левая и правая части полуреакций должны содержать одинаковое количество атомов элементов и зарядность. Затем, уравнивая количество принятых и отданных электронов, суммируем полуреакции:

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

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

Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования) – это реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно для элементов, имеющих промежуточную степень окисления.

Пример 6. При взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НСlО) кислот:

Здесь и окисление и восстановление претерпевает хлор:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – процесс окисления;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – процесс восстановления.

2Cl 2 + 2H 2 O = 2HClO + 2HCl

Пример 7 . Диспропорционирование азотистой кислоты:

В данном случае окисление и восстановление претерпевает в составеHNO 2:

Суммарное уравнение:

HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NO + 3H + + 2NO + 2H 2 O

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это процесс, когда одна составная часть молекулы служит окислителем, а другая – восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут быть многие процессы термической диссоциации.

Пример 8. Термическая диссоциация NH 4 NO 2:

Здесь ион NH окисляется, а ион NO восстанавливается до свободного азота:

12NH– 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NО + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2NH+ 2NO+ 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH 4 NO 2 = 2N 2 + 4H 2 O

Пример 9 . Реакция разложения бихромата аммония:

12NH– 6 ē = N 2 + 8H +

1 Сr 2 О + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH + Сr 2 О + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

(NH 4) 2 Сr 2 О 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Окислительно-восстановительные реакции с участием более двух элементов изменяющих степень окисления.

Пример 10. Примером служит реакция взаимодействия сульфида железа с азотной кислотой, где в ходе реакции три элемента (Fe, S, N) изменяют степень окисления:

FeS 2 + HNO 3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + …

Уравнение записано не до конца и использование электронно-ионных систем (полуреакций) позволит закончить уравнение. Рассматривая степени окисления участвующих в реакции элементов, определяем, что в FeS 2 два элемента (Fe, S) окисляются, а окислителем является
(), который восстанавливается до NO:

S –1 → ()

Записываем полуреакцию окисления FeS 2:

FeS 2 → Fe 3+ +

Наличие двух ионов Fe 3+ в Fe 2 (SO 4) 3 предполагает удвоения числа атомов железа при дальнейшей записи полуреакции:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Одновременно уравниваем число атомов серы и кислорода, получаем:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 атома водорода, введением в левую часть уравнения в составе 16 молекул Н 2 О уравниваем добавлением эквивалентного числа ионов водорода (32 Н +) в правую часть уравнения:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
+ 32Н +

Зарядность правой части уравнения +30. Для того чтобы в левой части было тоже самое (+30) необходимо вычесть 30 ē:

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + – окисление;

10 NО + 4Н + + 3 ē = NО + 2H 2 O – восстановление.

2FeS 2 +16Н 2 O+10NО+40Н + = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + + 10NО + 20H 2 O

2FeS 2 +10НNО 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО +
+ 32Н + + 4H 2 O

Н 2 SO 4 +30Н +

Сокращаем обе части уравнения на одинаковое число ионов (30 Н +) методом вычитания и получаем:

2FeS 2 +10НNО 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O

Энергетика окислительно-восстановительных реакций . Условием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и окислительно-восстановительной реакции является неравенство ∆G < 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в элементарном акте окисления-восстановления;

F – число Фарадея;

ε – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной реакции.

Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя:

ε = Е ок – Е в,

В стандартных условиях:

ε ° = Е ° ок – Е ° в.

Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ∆G ° < 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Если n и F числа положительные, то необходимо, чтобы ε ° > 0, а это возможно, когда Е ° ок > Е ° в. Отсюда следует, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции является неравенство Е ° ок > Е ° в.

Пример 11. Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции:

Определив степени окисления элементов, изменяющих степень окисления, запишем полуреакции окислителя и восстановителя с указанием их потенциалов:

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 В

2Н + + 2ē = Н 2 Е ° ок = 0,0 В

Из полуреакций видно, что Е ° ок < Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). Данная реакция возможна только в обратном направлении, для которого ∆G ° < 0.

Пример 12. Рассчитайте энергию Гиббса и константу равновесия реакции восстановления перманганата калия сульфатом железа (II).

Полуреакции окислителя и восстановителя:

2 Е ° ок = +1,52В

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ Е ° в = +0,77 В

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(Е ° ок – Е ° в),

где n = 10, так как восстановитель отдает 10 ē, окислитель принимает 10 ē в элементарном акте окисления-восстановления.

∆G ° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 Дж,

∆G ° = –725 кДж.

Учитывая, что стандартное изменение энергии Гиббса связано с ее константой равновесия (К с) соотношением:

∆G ° = –RTlnК с или n·F·ε = RTlnК с,

где R = 8,31 Дж·моль –1 ·К –1 ,

F
96500 Кл·моль –1 , Т = 298 К.

Определяем константу равновесия для данной реакции, проставив в уравнении постоянные величины, переведя натуральный логарифм в десятичный:

К с = 10 127 .

Полученные данные говорят о том, что рассматриваемая реакция восстановления перманганата калия реакционноспособна (∆G ° = – 725 кДж), процесс протекает слева направо и практически необратима (К с = 10 127).

Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель? и получил лучший ответ

Ответ от ули.[активный]
если после реакции (после знака равно) вещество приобретает положительный заряд значит он восстановитель
а если приобретает отрицательный заряд значит окислитель
вот например
H2 + O2 = H2O
до реакции и у водорода и у кислорода заряд нулевой
после реакции
водород приобретает заряд +1 а кислород -2 значит водород восстановитель
а кислород окислитель!!
Источник: =)) если что непонятно пиши)

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель?

Ответ от BeardMax [гуру]
Для этого надо знать, что такое степень окисления.
Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.
Далее смотреть, у каких атомов СО увеличивается в реакции, а у какого уменьшается. Первые - восстановители, вторые - окислители.
В общем химию не надо было прогуливать.

Ответ от ООО [новичек]
Восстановитель - это вещество, отдающее электроны. Н-р, Са (2+) - 2е = Са (0)
Окислитель - вещ-во, принимающее электроны.

Ответ от Маришка [новичек]
Чтобы это узнать, нужно смотреть, что является реагентами, а что добавлено в виде среды. Например, если в исходных веществах есть Mn (+4) и вода, то Mn поменяет степень окисления на (+6), если не ошибаюсь. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная).

Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.

Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).

Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?

Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.

Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.

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

Что ответить человеку, которого интересует, как решать окислительно-восстановительные реакции? Они нерешаемы. Впрочем, как и любые другие. Химики вообще не решают ни реакции, ни их уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции (ОВР) можно составить уравнение и расставить в нём коэффициенты. Рассмотрим, как это сделать.

Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем), а другая – принимает их (окислитель).

Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась. – здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.

У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон – частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись следует читать так: 0 – (-1) = +1, где (-1) – и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) – это и есть те два электрона, которые принял атом серы.

Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:

Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы – восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге. На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах. Покажем электронный баланс для данной реакции:

Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении. То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов), а атомов натрия – по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия. Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).

Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.

Рассмотрим, как “решать” оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:

Определим степени окисления атомов всех элементов:

Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:

Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты – это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.

Запишем их в уравнение:

Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем – кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.

В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в H2S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.

Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10, в правой – только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул H2S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды. Все сходится, значит действия выполнены правильно.

Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции. Если же под этим вопросом подразумевалось “закончите уравнение ОВР” или ” допишите продукты реакции “, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс. В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления, как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.

Окислительно-восстановительные реакции – видео

Тематические материалы:

Инструкция пользователя по подключению к рсмэв

Гиа линейная функция Как установить соответствие между графиками и функциями

Перевод баллов огэ по русскому языку

Холодное оружие. Кинжал «Джамбия. Различия между джамбией и ханджаром Другие области применения

Знаки препинания при обособленных обстоятельствах

Справочник по пунктуации

Разрушительные ураганы в России: причины возникновения, последствия Последствия смерча

Свойства параболоида вращения Каноническое уравнение параболоида вращения