Примеры решения задач. Пример 11.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К2Cr2O7 и ионе (СrО2)−.

Пример 11.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К₂Cr₂O₇ и ионе (СrО₂)⁻.

Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H₂, Br₂, S, O₂, равна нулю.

Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:

1. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H₂⁺¹O₂^–1, Na₂⁺¹O₂^–1 и фторид кислорода О⁺²F₂.

2. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na⁺¹H^-1.

3. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) (+2); фтор (–1).

4. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:

1) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2):

К₂⁺¹Сr₂ ^х O₇^–2;

2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:

К₂⁺¹Сr₂ ^х O₇^–2; 2(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0; x = + 6.

Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:

(Сr^хО₂⁻²)⁻; x + 2 (–2) = –1; x = + 3.

Пример 11.2. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH₃, KNO₂, KNO₃, определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях степени окисления азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N^-3H₃ – только восстановитель, KN⁺³O₂ – и окислитель и восстановитель, KN⁺⁵O₃ – только окислитель.

Пример 11.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H₂S; б) MnO₂ и HCl; в) MnO₂ и NaBiO₃?

Решение. а) в HBr с.о. (Br) = –1 (низшая), в H₂S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO₂ с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO₂ является окислителем;

в) в MnO₂ с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в NaBiO₃ с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO₂ в этом случае будет восстановителем.

Пример 11.4. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют: KMn⁺⁷O₄+ KN⁺³O₂+H₂SO₄ ® Mn⁺²SO₄+ KN⁺⁵O₃ +K₂SO₄+H₂O.

ок-ль восст-ль среда

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:

N⁺³ – 2ē → N⁺⁵ 5 окисление

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 2 восстановление

Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его

восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь следующий вид:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Пример 11.5. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам: а) Mg + HNO₃ (разб.) ® Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O;

б) KClO₃ ® KCl + O₂; в) К₂MnO₄ + H₂О ® КMnO₄ + MnO₂ + KOH.

В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:

4Mg⁰ + 10HN⁺⁵O₃ = 4Mg⁺²(NO₃)₂ +N⁻³H₄NO₃ +3H₂O (1)

в-ль ок-ль, среда

Mg⁰ – 2ē → Mg⁺² 4 окисление

N⁺⁵ + 8ē → N^–3 1 восстановление;

2KCl⁺⁵O₃^–2 = 2KCl^–1 + 3O₂⁰ (2)

ок-ль в-ль

2O^–2 – 4ē → O₂⁰ 3 окисление

Cl⁺⁵ + 6ē → Cl^–1 2 восстановление;

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4КОН (3)

в-ль,

ок-ль

Mn⁺⁶ –1ē →Mn⁺⁷ 2 окисление

Mn⁺⁶ + 2ē → Mn⁺⁴ 1 восстановление.

Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент − марганец, значит, это реакция диспропорционирования.