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 вариаты:

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! Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют

скислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено

105

образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из

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.

Схема восстановления перманганатов

Всоставе 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.

Вкислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn2+. Оксид марганца в степени окисления

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.

106

окисления до простых веществ (со степенью окисления

положительной степенью окисления металла.

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

(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

окисления до простых веществ (со степенью окисления

107

активные металлы из простых веществ (степень окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

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:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.

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:

2Zn(NO3)2 → 2ZnО + 4NO2 + O2.

Металлы средней активности чаще всего в природе

сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N+5, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется

108

металл и выделяются газы – оксид азота (IV) и кислород.

Например, разложение нитрата серебра: 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

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

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:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

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

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2

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

109