Восстановители-металлы (простые вещества)

В водных растворах в качестве восстановителей-металлов чаще используют магний и железо – в кислой среде, алюминий – в щелочной, цинк – и в кислой, и в щелочной среде. В нейтральной среде их не используют, т.к. образующиеся при этом их гидроксиды малорастворимы (металл пассивируется); по этой же причине в щелочных растворах не применяют магний и железо.

Оксид углерода (II) как восстановитель. Особенности СО как окислителя подобны особенностям молекулярного кислорода, описанным ранее: при н. у. без катализатора реакции с его участием протекают очень медленно. Чаще этот восстановитель используют при высоких температурах (не в растворах). Платиновые металлы (типичные катализаторы) довольно часто восстанавливаются в водных растворах СО.

Соли олова (II) и железа (II) как восстановители. Восстановительные свойства олова (II) больше, чем у железа (II). Однако в кислых средах в качестве восстановителя (если подходят оба) предпочтительнее соли железа, т. к. их растворимость намного больше. В щелочных растворах железо (II) – малорастворимый гидроксид, и предпочтительнее использовать олово (II); в этих условиях оно будет в растворе в форме гидроксокомплекса.

В общем случае рекомендуется следующая последовательность прогнозирования продуктов окислительно-восстановительной реакции:

а) определить варианты изменения степеней окисления элементов в результате восстановления (окисления) заданных веществ и выбрать из них наиболее вероятные (основываясь на периодичности в изменениях характерных и устойчивых степеней окисления);

б) определить возможные химические формы элемента в выбранной степени окисления: простое это будет вещество или сложное (оксид, гидроксид, кислота, соль, комплекс); при этом можно использовать таблицы электродных потенциалов, где приводятся варианты полуреакций;

Очевидно, что этот этап анализа невозможен без знания кислотно–основных свойств веществ и закономерностей ионно-молекулярных (обменных) реакций.

в) написать ионно-электронные уравнения (полуреакции) и соответствующие им стандартные электродные потенциалы;

г) исключить превращения, термодинамически маловероятные в присутствии воды, ионов водорода и других возможных конкурентов в окислительно–восстановительной реакции;

д) написать уравнение реакции.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

В настоящее время применяют два основных приёма составления баланса в уравнениях окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод или «метод полуреакций». Первый из них более простой в составлении электронного баланса (если определение степеней окисления элементов не вызывает затруднений), но менее продуктивен при составлении на его основе баланса материального; в последнем проявляются основные преимущества ионно-электронного метода.

Применяя ионно-электронный метод, исходные вещества (окислители, восстановители) и продукты их превращений записывают в соответствии с правилами написания ионных уравнений: сильные, хорошо растворимые электролиты пишут в виде соответствующих ионов, а слабые и малорастворимые – в недиссоциированной форме. Например, в реакциях:

а) KBiO₃ + MnO₂ + HNO₃  Bi(NO₃)₃ + HMnO₄ + KNO₃ + H₂O

^{ок–ль в–ль восст. окисл.}

^{форма форма}

висмутат калия и его восстановленная форма, Bi(NO₃)₃, – сильные, хорошо растворимые электролиты; восстановитель – MnO₂, – малорастворимое вещество, а его окисленная форма – HMnO₄ – сильный электролит. С учетом этого составим схему превращения окислителя и восстановителя:

BiO₃^–  Bi³⁺

MnO₂  MnO₄^–

б) K₂Cr₂O₇ + H₂C₂O₄ + HNO₃  Cr(NO₃)₃ + CO₂ + H₂O

_{ок–ль вос–ль восст. окисл.}

^{форма форма}

Среди веществ, участвующих в реакции, H₂C₂O₄ – слабая кислота, а CO₂ – неэлектролит; с учетом этого полуреакции запишем так:

Cr₂O₇^2–  Cr³⁺

H₂C₂O₄  CO₂