Каких реакциях соляная кислота проявляет окислительные свойства

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить ещё одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества. Например, в реакции

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции — взаимодействие соляной кислоты с цинком

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк — с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону

а каждый атом цинка отдал два электрона

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т. е. восстанавливаясь (Далее мы будем указывать степень окисления, а не заряды ионов, так как их численные значения совпадают.):

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т. е. окисляются:

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называют восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т. е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме 2.

Схема 2
Процессы окисления и восстановления

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Рис. 146.
Схема окислительно-восстановительной реакции

Например, реакцию алюминия с хлоридом меди (II) описывают схемой (рис. 146):

а электронные уравнения будут иметь вид:

Молекулярное уравнение этой реакции написать уже несложно, так как коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений:

3CuCl2 + 2Аl = 2АlСl3 + ЗСu.

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Как вы помните, первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространялось на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в концентрированной серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат-ионов. Поэтому концентрированная H2SO4 и HNO3 любой концентрации взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до SO2, NO и т. д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции с указанием степеней окисления:

Подчеркнём знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

Составим электронные уравнения, т. е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

Запишем коэффициент 3 перед  и перед формулой нитрата меди (II), в котором , так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент 2 запишем только перед формулой вещества с , так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед HNO3 коэффициент 2 не запишем, ибо  встречается ещё раз в формуле Cu(NO3)2. Наша запись примет вид:

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно 3 × 2 = 6 из Cu(NO3)2 и ещё 2 атома из 2NO, всего 8.

Поэтому перед HNO3 запишем коэффициент 8:

8HNO3 + ЗСи → 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2O

и уравняем число атомов водорода:

8HNO3 + ЗСu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O.

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — 24 атома и после реакции — 24 атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

8HNO3 + ЗСu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нём, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом: окислительные или восстановительные. Например, азот в азотной кислоте имеет максимальное значение степени окисления +5, т. е. он «потерял» все электроны, поэтому  в азотной кислоте будет проявлять только окислительные свойства. Азот в аммиаке  имеет минимальное значение степени окисления -3, т. е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Другой пример — оксид азота (II) . Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например: ), так и восстановительные (например: ) свойства.

Приведём примеры важнейших восстановителей и окислителей.

Восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) СО, сероводород H2S, аммиак NH3 и т. д.

Окислители: кислород, галогены; азотная HN03 и серная H2SO4 кислоты, перманганат калия КМnO2 и др.

Проверьте, как вы поняли материал:

Если у вас остались вопросы, посмотрите видеоурок:

Ключевые слова и словосочетания

1. Окислительно-восстановительные реакции.
2. Окислитель и восстановитель; окисление и восстановление.
3. Метод электронного баланса.

Вопросы и задания

1. Какие из реакций, уравнения которых записаны ниже, относят к окислительно-восстановительным?

   Для окислительно-восстановительных реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронные уравнения.

2. Дайте характеристику реакции синтеза аммиака по всем изученным вами признакам классификации химических реакций.
3. Из следующих утверждений выберите истинные:

   а) к окислительно-восстановительным будут относиться все реакции ионного обмена;

   б) все реакции ионного обмена не будут являться окислительно-восстановительными;

   в) все реакции замещения являются окислительно-восстановительными;

   г) только некоторые реакции замещения являются окислительно-восстановительными реакциями;

   д) к окислительно-восстановительным реакциям относят те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество;

   е) все реакции разложения и соединения не являются окислительно-восстановительными. Обоснуйте свою точку зрения, докажите её примерами уравнений реакций.

4. Согласны ли вы с утверждением, что HNO3 проявляет только окислительные свойства, a NH3 — только восстановительные? Ответ обоснуйте.
5. Какое из веществ — сероводород H2S и серная кислота H2SO4 — проявляет только окислительные или только восстановительные свойства? Почему?
6. Обоснуйте тезис, что SO2 может быть и окислителем, и восстановителем.
7. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах реакций:
8. Назовите окислитель в реакциях взаимодействия цинка с соляной и азотной кислотами. Для последней реакции используйте аналогию взаимодействия азотной кислоты с медью.