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.

6) 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 (он является основным в курсе химии средней школы) и ионно–электронный метод или «метод полуреакций». Первый из них гораздо 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 (восстановленные и окисленные формы) 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