Уравнение реакции окисления металла ионами водорода

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

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 ионыметаллов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (H N +5 O₃, H Cl +7 O₄), соли (K N +5 O₃, K Mn +7 O₄), оксиды ( S +6 O₃, Cr +6 O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ 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 (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O₃) 2– , (НР +3 O₃) 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 :

К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
• водород (Н₂) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na₂S) и сероводород (H₂S);
• сульфит натрия (Na₂SO₃);
• хлорид олова (SnCl₂).

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 .

2 Al 0 + Fe +3 ₂O₃ → Al +3 ₂O₃ + 2 Fe 0 ,

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

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

2 Na N +5 O -2 ₃ → 2 Na N +3 O₂ + O 0 ₂↑.

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 один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

2H₂ S -2 + S +4 O₂ = 3 S + 2H₂O

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.

Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .

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 + ₂ S -2 + 2K + Mn +7 O -2 ₄ = 2K + ₂ Mn +6 O -2 ₄ + S 0

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

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S -2 -2e = S 0

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.

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! Е сли 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 температуры большинство 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.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в 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 Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO₂ — коричневого осадка, 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 S 0 .

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. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

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? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

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

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

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

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

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

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 щелочной среде. 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:

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

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

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

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

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

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 молекулярного кислорода O₂ .

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:

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:

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:

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата 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 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

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 :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

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

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

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

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

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 . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .

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:

• концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует 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, платиной Pt, и палладием Pd;

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

Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:

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

Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

• 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%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

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.

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 минимальной степени окисления.

Например :

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

H₂SO_{4 (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 +4 O₂, 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 кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

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

Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :

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:

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

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические свойства металлов

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

Ряд активности металлов

Металлы средней активности

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий

натрий образует пероксид

калий, рубидий и цезий — надпероксид

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

С галогенами металлы образуют галогениды:

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

Металлы IIА группы

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?

С чем связаны восстановительные свойства металлов?

Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

Как металлы реагируют с кислотами?

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Анатолий Владимирович Краснянский, кандидат химических наук, старший научный сотрудник Химического факультета МГУ имени М.В. Ломоносова. Как можно быстрее выучить химию элементов? Часть 1. Окислительно-восстановительные реакции с участием соединений водорода.

Анатолий Владимирович Краснянский, кандидат химических наук, старший научный сотрудник Химического факультета МГУ имени М.В. Ломоносова

Как можно быстро выучить химию элементов?

Часть 1. Окислительно-восстановительные реакции, в которых изменяется степень окисления водорода

Степени окисления элемента водорода и примеры соответствующих соединений.

Элемент водород проявляет в своих соединениях степени окисления +1, 0 и -1.

Степень окисления +1 0 -1

примеры H₂O и все другие молекулярный Гидриды

веществ соединения, кроме и атомарный лития,

водорода и гидридов, водород: H₂ и H натрия и

LiH, NaH

2. Реакции с участием соединений, в которых водород проявляет степень окисления +1.

2.1. Окислительно-восстановительные реакции, в которых участвует вода

Степень окисления (условный заряд) атомов водорода в молекуле воды +1, атома кислорода — 2. Рассмотрим сначала реакции, в которых изменяется степень окисления атома водорода в молекуле воды. Атом водорода в степени окисления +1 не может быть восстановителем: у атома водорода всего один электрон, да и тот у него отобрали. Следовательно, он может быть только окислителем, то есть принимать (отбирать) электроны у «зазевавшихся» атомов или молекул. Поэтому вода (а точнее атомы водорода в степени окисления +1) может проявлять окислительные свойства. Кто самые беззащитные, у кого всегда отбирают электроны? Самые «беззащитные» – это металлы. Им запрещают в интеллектуальной игре под названием «Степень окисления» принимать у кого-либо электроны. А среди этих беззащитных легче всего отдают свои электроны щелочные (литий, натрий, калий, рубидий, цезий) и щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий и радий).

Итак, атомы водорода в степени окисления +1 отбирает электроны у атомов металлов. Но сколько электронов они сразу отбирают: по одному (каждый) – и тогда образуется молекулярный водород (смотрите схему), или каждый по два электрона, и тогда образуются так называемые гидрид-ионы: атомы водорода в степени окисления -1. Опыт показывает, что, как правило, образуется молекулярный водород : наш «поезд,» двигаясь слева направо, останавливается на станции «0».

2.1.1.Вода – окислитель

Реакции, в которых вода проявляет окислительные свойства:

2H₂O + 2Li = 2LiOH + H₂

Эти реакции начинаются при комнатной температуре (говорят, что комнатная температура у многих англичан зимой +13), а у нас это обычно от +18 до +25 о С. Это экзотермические реакции, то есть, по определению, идут с выделением тепла.

Модель реакции: атомы водорода в молекуле воды, степень окисления которых +1, присоединяют электроны и превращаются в атомы водорода, атомы водорода соединяются, при этом образуются молекулы водорода. Это можно записать следующим образом:

H(+1) + e — = H Не забывайте, что степень окисления надо указывать НАД символом элемента, а не рядом, как на сайте.

2H = H₂

А откуда берутся электроны? Их отдают атомы металла. Например, при реакции кальция с водой атомы кальция теряют свои электроны: Ca — 2e = Ca 2+ . Окислительно-восстановительную модель реакции кальция с водой можно записать так:

2H(+1) = H₂ Не забывайте, что степень окисления надо указывать НАД символом элемента, а не рядом, как на сайте.

Ca — 2e — = Ca(+2) или так: Ca — 2e — = Ca 2+

Можно предложить более информативную модель этой реакции:

1. Атом кальция «теряет» два своих электрона:

Ca — 2e — = Ca 2+ (*)

2. Две молекулы воды присоединяют два электрона (те, котрые потерял атом кальция) и при этом образуется молекула водорода и образуются два гидроксид-иона:

2H₂O + 2e — = H₂ + 2 OH — (**)

3. Сложим реакции (*) и (**):

Ca — 2e — = Ca 2+ (*)

2H₂O + 2e — = H₂ + 2 OH —

и получим уравнение реакции кальция с водой в ионно-молекулярной форме:

Ca + 2H₂O = H₂ + Ca 2+ + 2OH — .

Это уравнение (как и любое химическое уравнение) не что иное как знаковая модель реакции кальция с водой. Какая качественная (неколичественная) информация содержится в этом уравнении, в этой знаковой модели реакции? А вот такая: кальций взаимодействует с водой, при этом образуется молекулярный водород (он уходит из раствора), а в растворе остаются ионы кальция и гидроксид-ионы. Как видим, выполняется закон сохранения электрических зарядов: алгебраическая сумма зарядов всех частиц до реакции равна алгебраической сумме зарядов всех части, образующихся в результате реакции. В реакции кальция с водой: исходные частицы — атомы кальция и молекулы воды — электронейтральные (незаряженные) частицы, то есть их заряд равен нулю. В результате реакции образуются ионы кальция и гидроксид-ионы, алгебраическая сумма зарядов образующихся частиц (Ca 2+ и 2OH — ) равна: (+2) + 2(-1), то есть тоже равна нулю.

Уравнение реакции кальция с водой в молекулярной форме:

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Какая качественная (неколичественная) информация содержится в этом уравнении, в этой знаковой модели реакции? Из этого уравнения следует, что в реакции кальция с водой образуется два вещества: гидроксид кальция и водород. Но из этого уравнения не видно, что гидроксид кальция — щелочь, поскольку не указано, что гидроксид кальция распадается в растворе на ионы кальция и гидроксид-ионы. Гидроксид кальция мало растворим, и поэтому при взаимодействии кальция с водой значительная часть образующегося в реакции гидроксида кальция может оказаться в осадке. Поэтому для описание системы можно использовать два уравнения:

Ca + 2H₂O = H₂ + Ca 2+ (раствор) + 2OH — (раствор)

Ca + 2H₂O = H₂ + Ca(OH)₂(осадок)

Важно понимать, что уравнения химических реакций — это модели процессов (знаковые модели). И как всякие модели, они намного проще, чем объект или процесс, моделью которого они являются. Сравните автомобиль и его модель — детскую игрушку. Однако как модели, так и, следовательно, детские игрушки могут быть разными. Например, моделью вертолета («настоящего») является как пластмассовая игрушка с невращающимся винтом, так и «продвинутая» игрушка — вертолет, который летает и может управляться с помощью пульта. Эта игрушка имеет много общего с «настоящим» вертолетом. И дешевая пластмассовая игрушка и дорогой управляемый на расстоянии вертолет — это модели вертолетов, но это разные игрушки, это разные модели. В школе обсуждаются простые модели веществ и процессов («простые игрушки»), в науке — гораздо более сложные модели («продвинутые игрушки»).

Важные замечания . Степень окисления надо указывать над символом элемента, но на этом сайте это сделать невозможно, и поэтому записываем так: H(+1). Здесь, на сайте, запись H(+1) означает: атом водорода в степени окисления +1. Степень окисления, согласно определению, это УСЛОВНЫЙ заряд атома в соединении. Степень окисления (условный заряд атома) надо отличать от реального заряда. Например, в растворах кислот существуют ионы водорода. Это атомы водорода, «потерявшие» электроны, они обозначаются H + .

Поскольку атом водорода (точнее, изотопа водорода протия) состоит из протона и электрона, то ион водорода это не что иное, как протон. Исследования растворов, содержащих ионы водорода, показали, что в водных растворах протон образует очень прочную связь с молекулой H₂O, в результате образуется ион гидроксония H₃O + . Эта частица имеет «свиту»: окружена несколькими молекулами воды. Но в школьном курсе химии можно не учитывать гидратацию иона водорода (протона) и обозначать его просто: H + .

Со многими другими металлами вода реагирует только при высоких температурах. Например, с железом, в зависимости от температуры и других условий реакций образуются оксиды железа FeO, или Fe₃O₄ или Fe₂O₃, например:

Эта реакция обратимая; эту информацию я выразил двумя стрелками, но не так как в учебнике (по другому на моем сайте не получается).

Если в прочный сосуд положить железные опилки, налить воду, закрыть и достаточно долго выдерживать при высокой температуре, то в сосуде наступит химическое равновесие, то есть, по определению, скорость прямой реакции окажется равной скорости обратной реакции. После быстрого охлаждения (чтобы равновесие не успело сместиться) и химического анализа продуктов реакции мы убедимся, что в сосуде находятся несколько веществ: железо, вода, молекулярный водород (или просто – водород) и оксиды железа.

Вы наверное, удивились, узнав, что вода может быть окислителем. Но это так, и в этом вы сами убедились.

2.1.2. Вода – восстановитель

Как мы ранее убедились, в состав молекулы воды входят атомы кислорода со степенью окисления -2. В качестве постулата примем, что степень окисления кислорода может быть -1 или -2, но не может быть степени окисления -3, -4 и так далее. Иначе говоря, атомы килорода в степени окисления — 2 не могут принимать («отбирать») электроны, то есть не могут быть окислителелем. Атомы кислорода в степени окисления -2 могут только отдавать электроны, то есть могут быть только восстановителями. Следовательно, вода может проявлять восстановительные свойства. Наиболее характерная реакция – это реакция со фтором:

В этой реакции у двух атомов кислорода в степени окисления -2 отобрали 4 электрона и при этом образовалась одна молекула кислорода. А кто отобрал? Отобрал очень сильный окислитель по имени молекулярный фтор, или просто фтор (простое вещество), при этом образовалось 4 атома фтора в степени окисления -1, они входят в состав фтороводорода HF. Отметим, что степень окисления атомов водорода в этой реакции не изменяется! В системе нет активных металлов (сильных восстановителей) и, следовательно, поэтому нет и возможности у атомов водорода (в степени окисления +1), входящих в состав молекул воды, «приватизировать» электроны.

2.1.3. Электролиз воды

Чтобы провести электролиз воды, нужно растворить в воде какой-нибудь немного электролита, например сульфата натрия, чтобы образовался разбавленный раствор. Опустим две платиновые пластинки в полученный раствор. Одну пластинку подсоединим к положительному электроду источника тока и будем ее называть анодом. Другую пластинку подсоединим к отрицательному электроду и будем называть ее катодом. Как показывает опыт, электролиз воды идет при разности электрических потенциалов (напряжении), равном 2 вольта.

Какие частицы у нас есть в растворе? Сульфат натрия (сильный электролит) и распадается в воде в воде на ионы натрия и сульфат-ионы:

Nа₂SO₄ 2Na + + SO₄ 2- Две стрелки в этом уравнении показывает, что диссоциация сульфата натрия — обратимый процесс.

Поскольку сульфат натрия — сильный электролит, то электролитическую диссоциацию можно записать так:

Nа₂SO₄ = 2Na + + SO₄ 2- Это уравнение можно интерпретировать так: сульфат натрия распадается полностью (на 100 %) на ионы натрия и сульфат-ионы.

Возникает вопрос: сульфат натрия — ионное соединение, его кристаллическая решетка состоит из ионов натрия и сульфат-ионов. Тогда о каком распаде на ионы может идти речь?

И тем не менее можно говорить о распаде. В кристалле сульфата натрия ионы натрия и сульфат-ионы находятся вблизи друг друга и ограничены в свободе передвижения: не могут «гулять» по кристаллу: диффузия частиц в кристалле происходит в значительной мере обычно только при температурах, близких к температуре плавления кристалла и, конечно, в расплаве. А в водном растворе сульфата натрия полная в этом смысле «демократия»: «гуляй» где хочешь! На научном языке это звучит так: ионы натрия и сульфат-ионы в растворе обладают поступательными степенями свободы (три степени свободы, так как мы живем в трехмерном пространстве, если, конечно, не вводить еще четвертую ось: время). Кроме того, эти ионы гидратированы: в растворе они окружены «свитой», состоящей из молекул воды, и при движении этих ионов «свита», по крайней мере «ближайшее окружение» двигается» за ионом. Таким образом, электролитическая диссоциация ионных соединений включает два процесса: 1) распад кристалла и образования свободных ионов; 2) гидратацию ионов (если речь идет о водном растворе).

Следовательно, в растворе сульфата натрия есть: молекулы воды (много), ионы натрия (мало), сульфат-ионы (мало). Вблизи катода (отрицательный электрод) собираются ионы натрия, имеющие положительный заряд. Вблизи анода (положительный электрод) собираются отрицательно заряженные сульфат-ионы. Молекул воды полно около каждого из электродов.

На катоде (отрицательный электрод) — избыток электронов, на аноде (положительный электрод) — дефицит электронов. Поэтому катод «раздает» электроны (но не всем попало), анод «отбирает» электроны (тоже не у любых частиц). Опыт показывает, что на катоде ионы натрия электроны не «получают» (не восстанавливаются до атомов натрия), а на аноде у сульфат-ионов не «отбирают» электроны. Каким же частицам на катоде «раздают» на катоде электроны, а у каких частиц на аноде отбирают электроны? Ответ: молекулы воды. Процессы на электродах можно выразить а виде следующих уравнений:

На катоде (избыток электронов): 2Н₂О + 2е — = Н₂ + 2ОН – На катоде, как уже говорилось, «раздают» электроны.

На аноде: (недостаток электрнов): 2Н₂О – 4е — = О₂ + 4Н + На аноде «отбирают» электроны.

Как я уже говорил, химическое уравнение — это модель процесса. Поскольку модели бывают разные, то уточняю: знаковая модель процесса . Но, может быть, эти уравнения — полная туфта? Нет. Это легко проверить. Если Вы отделите катод от анода пористой перегородкой, то с помощью фенолфталенина легко обнаружите, что в той части системы, где находится катод, образовался щелочной раствор, то есть в нем есть гидроксид-ионы, а в той части системы, где находится анод, Вы с помощью лакмуса обнаружите, что в нем появились ионы водорода. Лучше всего пользоваться специальной индикаторной бумагой. Поскольку электроны в данной системе не рождаются и не исчезают, то число «отданных» на катоде электронов должно быть равно числу электронов, «отобранных» на аноде:

2Н₂О + 2е — = Н₂ + 2ОН– | 2

2Н₂О – 4е — = О₂ + 4Н + | 1

Сложим левые и правые части уравнений (не забыв первое уравнение умножить на 2) и получим:

4Н₂О +4е — + 2Н₂О — 4e — = 2Н₂ + 4ОН — + О₂ + 4Н + .

Учитывая, что четыре гидроксид-ионы и четыре иона водорода образуют четыре молекулы воды, в конечном итоге получаем:

Электролиз воды: 2Н₂О = 2Н₂ + О₂

Кто желает более подробно ознакомится с процессами, происходящими при электролизе, обращайтесь в другой раздел этого сайта: http://avkrasn.ru/article-110.html .

2.2. Окислительно-восстановительные реакции, в которых участвуют кислоты

Водные растворы кислот всегда содержат ионы водорода. Все кислоты (кроме очень слабых) — кислые на вкус. Мы — своего рода химические сенсоры. Наш язык (датчик) легко определяет (качественно: много, мало) ионы водорода, хлорид натрия (ионы натрия и хлорид-ионы), сахар (сахарозу) и т.д. А кто такие ионы водорода? Это атомы водорода, у каждого из которых отобрали его единственный электрон. Причем отобрали не условно (как в молекуле воды), а по-настоящему: заряд (не условный) иона водорода +1. Восстановители отдают электроны. Ион водорода не может быть восстановителем просто потому, что у него нет электронов (нечего отдавать). Ион водорода может быть только окислителем. Обычно он отбирает один электрон, превращается в атом водорода, два атома тут же соединяются и образуется молекулярный водород:

Н + + e — = H (*)

Обычно эти процессы не разделяют и записывают реакцию в виде одного уравнения: 2Н + + 2e — = H₂ .

Обратите внимания на закон сохранения электрических зарядов в уравнении (*): алгебраическая сумма электрических зарядов всех частиц в левой части уравнения равна алгебраической сумме зарядов всех частиц в правой части уравнения:

Посмотрите таблицу в начале статьи. Из таблицы видно, что наш «поезд», двигаясь слева направо, может остановиться на станции «0» или на станции «-1». Однако обычно «поезд» останавливается на станции «0». Ионы водорода, заимев электроны, образуют атомы водорода и затем молекулярный водород.

Я не знаю реакций, в которых ионы водорода сразу же присоединяли по два электрона и в результате: Н + + 2e — = H —

У кого отбирают электроны ионы водорода? Неметаллов присутствие ионов H + не беспокоит. Опыт показывает, что неметаллы (в виде простых веществ) не реагируют с ионами водорода. Отбирать электроны ионы водорода могут только у металлов, да и то не у всех. Чтобы узнать, какие металлы «по зубам» ионам водорода, а какие «не по зубам», достаточно посмотреть на электрохимический ряд металлов: металлы, которые расположены слева от водорода, окисляются ионами водорода, а те, которые справа от водорода – не окисляются. В электрохимическом ряду, приводимом в школьных учебниках, не указаны платиновые металлы – металлы, похожие на платину по физическим и химическим свойствам: рутений Ru, родий Rh, палладий Pd, осмий Os, иридий Ir. Суммируем данные, известные из учебников и справочников:

(Cu, Hg, Ag, Au, Pt, Ru, Rh, Pd, Os, Ir) + H + ———> реакция не идет!

Li, Na, Rb, Cs (IA подгруппа) , Be, Mg, Ca, Ba, Ra(IIAподгруппа), Zn, Al, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb + H + —> реакция идет!

Здесь, как видим, не указаны все металлы, но для сдачи ЕГЭ достаточно!

В общем виде реакции металлов с ионами водорода можно записать в виде уравнения:

2Me + 2nH + = 2Me n+ + nH₂.

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂ 2Al + 6H + = 2Al 3+ + 3H₂

Mn + 2H + = Mn 2+ + H₂ Ni + 2H + = Ni 2+ + H₂

2.2.1. Реакции металлов с соляной кислотой.

Соляная кислота (водный раствор хлороводорода HCl) – это сильная кислота. Что означает? Это означает, что степень диссоциации молекул HCl близка к единице (или равна единице, как это принимается в некоторых теориях растворов). А это, в свою очередь означает, что в соляной кислоте (водном растворе хлороводорода) практически нет молекул HCl, зато есть продукты распада (электролитической диссоциации) HCl: есть ионы водорода H + и хлорид-ионы Cl — . Хлорид-ионы, это атомы хлора, когда-то приватизировавшие электроны; причем один атом хлора может приватизировать только один электрон (смотрите электронную структуру атома хлора или просто примите в качестве постулата). Хлорид-ионы не могут быть окислителями, то есть не могут «отбирать» у какой-либо частицы электроны и, следовательно, не страшны атомам металлам. Мы уже знаем, что атомам металлов «запрещено» приватизировать электроны, они могут только отдавать их.

В качестве рассмотрим реакцию железа с соляной кислотй. Бросим кусочек железа в соляную кислоту. А что такое соляная кислота? Это раствор, в состав которого входят молекулы воды, ионы водорода и хлорид-ионы. Ионы водорода атакуют металл (железо), «отбирают» электроны у атомов железа, образуются ионы железа Fe 2+ , которые переходят в раствор. Химическую реакцию железа с раствором соляной кислоты в ионно-молекулярном виде можно записать следующим образом:

2H + + 2Cl — + Fe = Fe 2+ + H₂ + 2Cl — Хлорид-ионы Cl — — «ионы-наблюдатели», они не вмешиваются в процессы «ограбления» атомов железа и «обогащения» ионов

Уравнение реакции в молекулярной форме:

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂

Таким образом, хлорид ионы не участвуют в процессе перераспределения электронов и «равнодушно наблюдают», как ионы водорода отбирают электроны у атомов железа. Не участвующие в реакции ионы называют ионами-наблюдателями. В реакции железа с ионами водорода надо запомнить, что ионы водорода способны забрать у каждого атома железа только два электрона. Три электрона у атома железа забирают галогены, например, молекулы хлора. Железная проволока горит в газообразном хлоре, при этом образуется хлорид железа(III): 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ .

Поскольку в соляной окислителем являются ионы водорода, то соляная кислота не реагирует с металлами, которые стоят правее водорода в электрохимическом ряду металлов (см. выше).

2.2.1. Реакции металлов с серной кислотой.

Химические свойства разбавленного раствора серной кислоты отличаются от химических свойств концентрированного раствора серной кислоты. В разбавленной серной кислоте содержатся в основном ионы H + и сульфат-ионы (смотрите в учебниках главу «теория электролитической диссоциации»), а в концентрированной кислоте много молекул серной кислоты и очень мало ионов водорода и гидросульфат-ионов (степень диссоциации молекул серной кислоты в ее концентрированном растворе очень мала).

Поэтому в разбавленном растворе серной кислоты действуют («грабят» атомы железа) ионы водорода, например:

2H + + Fe = Fe 2+ + H₂

Сульфат-ионы не участвуют в реакции, то есть выступают в роли «наблюдателей».

Уравнение реакции в молекулярном виде:

Уравнения реакций с другими металлами:

Поскольку в разбавленной серной кислоте окислителем являются ионы водорода, то разбавленная серная кислота не реагирует с металлами, которые стоят правее водорода в электрохимическом ряду металлов (смотрите и выше, и ниже):

(Cu, Hg, Ag, Au, Pt, Ru, Rh, Pd, Os, Ir) + H2SO4 (разб.) ——-> реакция не идет!

Химические свойства у концентрированной серной кислоты уже другие: ведь в концентрированной серной кислоте практически нет ионов водорода. Например, концентрированная серная кислота при 20 o С с железом не реагирует. Реакция идет только при повышенной температуре, медленно, например при кипячении:

Окислителем в этой реакции можно считать молекулы серной кислоты. Атомы серы в степени окисления +6 получают («приватизируют») по два электрона, а у каждого атома железа отбирают по три электрона; степень окисления водорода (+1) не изменяется. Это можно записать следующим образом:

Fe — 3e = Fe(+3) | 2 Перенос электронов можно записать и так: Fe — 3e = Fe 3+ В этом уравнении мы указываем, что образуется ионы железа Fe 3+

S(+6) + 2e = S(+4) | 3 Не забывайте, что степень окисления надо указывать НАД символом элемента, а не рядом, как на сайте.

Откуда появляются цифры «2» и «3» в уравнениях реакций? Нет процессов, в результате которых создаются «новые» электроны или исчезают «старые» (за исключением некоторых ядерных процессов). Поэтому число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. Но мы видим, что в уравнении реакции перед химической формулой серной кислоты стоит цифра 6, а вроде бы должна стоять цифра «3». Почему так? А очень просто. Три молекулы серной кислоты участвуют в «приватизации» электронов, отобранных у двух атомов железа, а еще три молекулы кислоты не участвуют, но без них нельзя: они дают сульфат-ионы ионам железа — если образовались два иона железа Fe 3+ , то для них необходимо три сульфат-иона. Алгебраическая сумма зарядов в любой порции вещества равна нулю: так уж устроены вещества. Небольшие и временные отклонения наблюдаются при электризации тел, когда часть электронов за счет, например, трения, переходит от одного тела к другому.

3. Окислительно-восстановительные реакции молекулярного водорода

Молекулярный водород может быть окислителем и восстановителем. Это видно из таблицы (смотрите начало статьи).

Окислительные свойства H₂ проявляет при «встрече» со щелочными (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельными металлами (Ca, Sr, Ba, Ra). Атомы этих металлов легко отдают свои электроны: атомы щелочных металлов — по одному, атомы щелочноземельных металлов — по два. Атомы водорода принимают по одному электрону, превращаясь в гидрид-ионы. Гидриды щелочных металлов являются ионными соединениями, то есть мы можем считать, что гидрид натрия состоит из ионов натрия Na + и гидрид-ионов H — , а гидрид кальция состоит из ионов кальция Ca 2+ и гидрид-ионов H — .

Гидриды образуются при нагревании щелочных и щелочноземельных металлов в атмосфере водорода:

2Na + H₂ = 2NaH

Na — e = Na + | 2

H₂ + 2e = 2H + | 1

Ca + H₂ = CaH₂

Ca — 2e = Ca 2+ | 1

H₂ + 2e = 2H + | 1

Внимательный читатель, наверное, увидел, что в ионном уравнении вместо атома натрия в степени окисления + 1 [ Na(+1) ] я записал ион натрия Na + , а вместо атома водорода в степени окисления + 1 [ H(+1) ] я записал гидрид-ион H — . Но ведь в данном случае речь идет и гидриде натрия, а это ионное соединение, а оно состоит из ионов — частиц не с условными зарядами, а реальными зарядами. Аналогично и для реакции кальция с водородом.

Восстановительные свойства водород проявляет, когда встречается с сильными окислителями, например галогенами (в виде простых веществ) и молекулярным кислородом. Реакции с хлором и кислородом могут идти очень быстро: при определенных условиях смеси водорода с хлором и кислородом взрываются:

2H(+1) — 2e — = 2H(+1) | 1 Не забывайте, что степень окисления надо указывать НАД символом элемента, а не рядом, как на сайте.

2Cl(0) + 2e — = 2Cl(-1) | 1

2H(+1) — 2e — = 2H(+1) | 1 Не забывайте, что степень окисления надо указывать НАД символом элемента, а не рядом, как на сайте.

2O(0) + 4e — = 2O(-2) | 2

В этих реакциях атомы водорода (в молекуле H₂) отдают по одному электрону (а больше у них и нет) и поэтому степень окисления атомов водорода в HCl и в H₂O равна +1. Атомы хлора приобретают по одному электрону, атомы кислорода — по два электрона, и поэтому степень окисления атомв хлора в HCl равна -1, степень окисления атомов кислорода в молекуле воды -2.

4. Окислительно-восстановительные р еакции гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов

Как уже говорилось, гидриды щелочных металлов являются ионными соединениями, то есть мы можем считать, что, например, гидрид лития состоит из ионов натрия Na + и гидрид-ионов H — , а гидрид бария BaH₂ состоит из ионов бария Ba 2+ и гидрид-ионов H — . Наличие гидрид-иона Н — экспериментально подтверждено при электролизе расплавленного гидрида лития: на аноде выделяется водород, на катоде — литий (http://oglibrary.ru/data/demo/015644/0156440015.htm):

Отрицательно заряженный электрод — катод (избыток электронов, здесь «дают» электроны): Li + + e — = Li | 2

Положительно заряженный электрод — анод (недостаток электронов, здесь «отбирают» электроны): 2H — — 2e — = H₂ | 1

Умножим первое уравнение на 2, второе на 1 и сложим эти уравнения. В итоге получим: Электролиз расплава гидридалития: 2LiH = 2Li + H₂ .

Как уже говорилось, атомы водорода могут иметь следующие степени окисления -1 (в гидридах) , +1 (например, в воде) и 0 — в молекуле водорода H₂. Степень окисления атомарного водорода (свободных атомов водорода, то есть не связанных ни с какими частицами)) тоже равна 0. Нет атомов водорода в степени окисления -2. Нет и не может быть атомов водорода в степени окисления +2, так у атома водорода только один электрон. Следовательно: 1) атомы водорода в степени окисления -1 (гидрид-ионы) могут быть только восстановителями, то есть могут только отдававать электроны; 2) атомы водорода в степени окисления +1 (например, в молекулах воды) могут быть только окислителями, то есть могут только принимать электроны; атомы водорода в степени окисления 0 (атомарный водород, молекулярный водород) могут быть как окислителями, так и восстановителями (смотрите таблицу в начале статьи).

Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов и водорода:

LiH + H₂O= LiOH + H₂ .

H(-1) — e — = H Атом водорода со степенью окисления -1 (гидрид-ион H — ) отдает один электрон и образуется атом водорода.

H(+1) + e — = H Атом водорода со степенью окисления +1 (в молекуле воды) принимает один электрон и образуется атом водорода.

H + H = H₂ Два атома водорода соединяются и образуется молекула водорода H₂.

Из этих уравнений видно, что гидрид-ионы, в отличие от ионов водорода и галогенид-ионов, не могут существовать (неустойчивы) в водных растворах.

📽️ Видео

ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химия 9 класс — Как определять Степень Окисления?Скачать

Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Классификация неорганических реакций, РИО, ОВР | Разбор заданий 11,13-15, 20 | Химия ОГЭ 2024Скачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Упрощенный подход.Скачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Окислительно-восстановительные реакции с нуля!| Екатерина Строганова | 100балльный репетиторСкачать

Коррозия металла. Химия – ПростоСкачать

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 3ч. 10 класс.Скачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать