Страница 268 - гдз по химии 8 класс учебник Габриелян

Решение

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяются степенью окисления элемента, входящего в его состав. Чтобы обосновать, что диоксид серы ($SO_2$) может быть и окислителем, и восстановителем, необходимо проанализировать степень окисления серы в этом соединении.

1. Степень окисления серы в $SO_2$. Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления -2. Молекула $SO_2$ электронейтральна, поэтому сумма степеней окисления всех атомов равна нулю. Пусть степень окисления серы равна $x$. Тогда: $x + 2 \cdot (-2) = 0$ $x - 4 = 0$ $x = +4$ Следовательно, степень окисления серы в диоксиде серы равна $+4$.

2. Возможные степени окисления серы. Сера — элемент 16-й группы (VIА подгруппы) периодической системы. Её низшая возможная степень окисления равна -2 (например, в $H_2S$), а высшая — +6 (например, в $SO_3$ и $H_2SO_4$). Таким образом, для серы характерны степени окисления в диапазоне от -2 до +6.

Поскольку атом серы в молекуле $SO_2$ находится в промежуточной степени окисления +4 ($-2 < +4 < +6$), он может как отдавать электроны (повышая свою степень окисления до +6), так и принимать электроны (понижая свою степень окисления до +2, 0 или -2). Это и обуславливает двойственность окислительно-восстановительных свойств диоксида серы.

$SO_2$ как восстановитель

Диоксид серы проявляет свойства восстановителя в реакциях с более сильными окислителями. При этом сера повышает свою степень окисления с +4 до +6.

Пример 1: Взаимодействие с кислородом в присутствии катализатора ($V_2O_5$) с образованием оксида серы(VI): $2\overset{+4}{S}O_2 + O_2 \rightleftharpoons 2\overset{+6}{S}O_3$ Здесь атом серы ($\overset{+4}{S}$) отдает 2 электрона, превращаясь в $\overset{+6}{S}$.

Пример 2: Окисление диоксида серы бромом в водной среде: $\overset{+4}{S}O_2 + \overset{0}{Br_2} + 2H_2O \rightarrow H_2\overset{+6}{S}O_4 + 2H\overset{-1}{Br}$ Здесь атом серы ($\overset{+4}{S}$) окисляется до $\overset{+6}{S}$, а бром ($\overset{0}{Br}$) восстанавливается до $\overset{-1}{Br}$.

$SO_2$ как окислитель

Диоксид серы проявляет свойства окислителя в реакциях с более сильными восстановителями. При этом сера понижает свою степень окисления с +4 до 0 или -2.

Пример 1: Взаимодействие с сероводородом (реакция Клауса): $\overset{+4}{S}O_2 + 2H_2\overset{-2}{S} \rightarrow 3\overset{0}{S} \downarrow + 2H_2O$ Здесь атом серы в $SO_2$ принимает 4 электрона, восстанавливаясь от +4 до 0. $SO_2$ выступает в роли окислителя.

Пример 2: Восстановление диоксида серы углеродом при нагревании: $\overset{+4}{S}O_2 + \overset{0}{C} \xrightarrow{t} \overset{0}{S} + \overset{+4}{C}O_2$ Здесь атом серы ($\overset{+4}{S}$) восстанавливается до $\overset{0}{S}$, а углерод ($\overset{0}{C}$) окисляется до $\overset{+4}{C}$. $SO_2$ — окислитель.

Ответ: Тезис о том, что $SO_2$ может быть и окислителем, и восстановителем, является верным. Это обусловлено тем, что атом серы в молекуле $SO_2$ имеет промежуточную степень окисления +4. Находясь между низшей (-2) и высшей (+6) степенями окисления, сера в $SO_2$ способна как отдавать электроны (проявляя свойства восстановителя и окисляясь до +6), так и принимать электроны (проявляя свойства окислителя и восстанавливаясь до 0 или -2), что подтверждается соответствующими химическими реакциями.

а) $NH_3 + O_2 \rightarrow NO + H_2O$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов в реагентах и продуктах:

$N^{-3}H_3^{+1} + O_2^0 \rightarrow N^{+2}O^{-2} + H_2^{+1}O^{-2}$

2. Составим полуреакции для элементов, изменивших степень окисления (азот и кислород), и найдем коэффициенты для баланса электронов.

Азот отдает электроны (окисляется), а кислород принимает электроны (восстанавливается).

$ \begin{array}{c|c} N^{-3} - 5e^- \rightarrow N^{+2} & 4 \\ O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2} & 5 \end{array} $

Наименьшее общее кратное для 5 и 4 равно 20. Поэтому первую полуреакцию умножаем на 4, а вторую на 5.

3. Подставим полученные коэффициенты в уравнение реакции:

$4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + H_2O$

Теперь уравняем количество атомов водорода. Слева $4 \cdot 3 = 12$ атомов H, значит, справа перед $H_2O$ нужно поставить коэффициент 6 ($6 \cdot 2 = 12$).

$4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$

4. Проверим баланс атомов кислорода. Слева $5 \cdot 2 = 10$ атомов O. Справа $4 \cdot 1 + 6 \cdot 1 = 10$ атомов O. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$

б) $Al + I_2 \rightarrow AlI_3$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов:

$Al^0 + I_2^0 \rightarrow Al^{+3}I_3^{-1}$

2. Составим электронный баланс. Алюминий окисляется, йод восстанавливается.

$ \begin{array}{c|c} Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3} & 2 \\ I_2^0 + 2e^- \rightarrow 2I^{-1} & 3 \end{array} $

Наименьшее общее кратное для 3 и 2 равно 6. Умножаем первую полуреакцию на 2, вторую на 3.

3. Подставим коэффициенты в уравнение. Перед $Al$ ставим 2, перед $I_2$ ставим 3.

$2Al + 3I_2 \rightarrow AlI_3$

Теперь уравняем продукты. Слева 2 атома Al, значит, перед $AlI_3$ ставим коэффициент 2.

$2Al + 3I_2 \rightarrow 2AlI_3$

4. Проверим баланс атомов йода. Слева $3 \cdot 2 = 6$ атомов I. Справа $2 \cdot 3 = 6$ атомов I. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2Al + 3I_2 \rightarrow 2AlI_3$

в) $HNO_3 + P + H_2O \rightarrow H_3PO_4 + NO$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов:

$H^{+1}N^{+5}O_3^{-2} + P^0 + H_2^{+1}O^{-2} \rightarrow H_3^{+1}P^{+5}O_4^{-2} + N^{+2}O^{-2}$

2. Составим электронный баланс. Фосфор окисляется, азот восстанавливается.

$ \begin{array}{c|c} P^0 - 5e^- \rightarrow P^{+5} & 3 \\ N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2} & 5 \end{array} $

Наименьшее общее кратное для 5 и 3 равно 15. Умножаем первую полуреакцию на 3, вторую на 5.

3. Подставим коэффициенты. Перед $P$ и $H_3PO_4$ ставим 3. Перед $HNO_3$ и $NO$ ставим 5.

$5HNO_3 + 3P + H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO$

Теперь уравняем водород и кислород. Справа атомов водорода $3 \cdot 3 = 9$. Слева в $5HNO_3$ есть 5 атомов H, значит, из $H_2O$ нужно еще $9 - 5 = 4$ атома H. Для этого берем 2 молекулы $H_2O$.

$5HNO_3 + 3P + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO$

4. Проверим баланс атомов кислорода. Слева $5 \cdot 3 + 2 \cdot 1 = 15 + 2 = 17$ атомов O. Справа $3 \cdot 4 + 5 \cdot 1 = 12 + 5 = 17$ атомов O. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $5HNO_3 + 3P + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO$

г) $HCl + KMnO_4 \rightarrow Cl_2 + KCl + MnCl_2 + H_2O$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов:

$H^{+1}Cl^{-1} + K^{+1}Mn^{+7}O_4^{-2} \rightarrow Cl_2^0 + K^{+1}Cl^{-1} + Mn^{+2}Cl_2^{-1} + H_2^{+1}O^{-2}$

2. Составим электронный баланс. Хлор окисляется (из $Cl^{-1}$ в $Cl_2^0$), марганец восстанавливается.

$ \begin{array}{c|c} 2Cl^{-1} - 2e^- \rightarrow Cl_2^0 & 5 \\ Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2} & 2 \end{array} $

Наименьшее общее кратное для 2 и 5 равно 10. Умножаем первую полуреакцию на 5, вторую на 2.

3. Подставим коэффициенты. Перед $KMnO_4$ и $MnCl_2$ ставим 2. Перед $Cl_2$ ставим 5.

$HCl + 2KMnO_4 \rightarrow 5Cl_2 + KCl + 2MnCl_2 + H_2O$

Уравняем калий. Слева 2 атома K, значит, перед $KCl$ ставим 2.

$HCl + 2KMnO_4 \rightarrow 5Cl_2 + 2KCl + 2MnCl_2 + H_2O$

Теперь посчитаем общее число атомов хлора справа: $5 \cdot 2$ в $Cl_2$, $2 \cdot 1$ в $KCl$ и $2 \cdot 2$ в $MnCl_2$. Итого: $10 + 2 + 4 = 16$. Значит, перед $HCl$ слева ставим 16.

$16HCl + 2KMnO_4 \rightarrow 5Cl_2 + 2KCl + 2MnCl_2 + H_2O$

Уравняем водород. Слева 16 атомов H. Справа перед $H_2O$ ставим 8 ($8 \cdot 2 = 16$).

$16HCl + 2KMnO_4 \rightarrow 5Cl_2 + 2KCl + 2MnCl_2 + 8H_2O$

4. Проверим баланс атомов кислорода. Слева $2 \cdot 4 = 8$ атомов O. Справа $8 \cdot 1 = 8$ атомов O. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $16HCl + 2KMnO_4 \rightarrow 5Cl_2 + 2KCl + 2MnCl_2 + 8H_2O$

Чтобы определить окислитель в реакциях, необходимо проанализировать изменение степеней окисления элементов, участвующих в реакции. Окислитель — это атом, молекула или ион, который принимает электроны, при этом его степень окисления понижается.

1. Взаимодействие цинка с соляной кислотой

Решение:

Запишем уравнение реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой:

$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$

Определим степени окисления элементов до и после реакции:

>Цинк до реакции имел степень окисления $0$ ($Zn^0$), а после реакции в составе хлорида цинка ($ZnCl_2$) его степень окисления стала $+2$ ($Zn^{+2}$). Цинк отдал 2 электрона, то есть он окислился. Вещество, которое окисляется, является восстановителем.

$Zn^0 - 2e^- \rightarrow Zn^{+2}$ (окисление)

• Водород в соляной кислоте ($HCl$) имел степень окисления $+1$ ($H^{+1}$), а после реакции в виде простого вещества ($H_2$) его степень окисления стала $0$ ($H_2^0$). Ионы водорода приняли электроны, то есть они восстановились.

  $2H^{+1} + 2e^- \rightarrow H_2^0$ (восстановление)

• Хлор не изменил свою степень окисления ($-1$).

Окислителем является вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны (понижающий свою степень окисления). В данной реакции это ионы водорода $H^{+1}$, которые содержатся в соляной кислоте.

Ответ: в реакции цинка с соляной кислотой окислителем являются ионы водорода $H^{+1}$ (соляная кислота $HCl$).

2. Взаимодействие цинка с азотной кислотой

Решение:

Взаимодействие активных и малоактивных металлов с азотной кислотой проходит иначе, чем с другими кислотами. Окислителем выступает не ион водорода, а атом азота в высшей степени окисления $+5$. Продукты восстановления азота зависят от концентрации кислоты и активности металла. Используем аналогию с реакцией меди, как указано в задании. Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой выделяется бурый газ $NO_2$.

Запишем уравнение реакции для цинка с концентрированной азотной кислотой:

$Zn + 4HNO_3 (конц.) \rightarrow Zn(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$

Определим степени окисления:

• Цинк, как и в предыдущем случае, окисляется от $0$ до $+2$, являясь восстановителем.

  $Zn^0 - 2e^- \rightarrow Zn^{+2}$ (окисление)

• Азот в азотной кислоте ($HNO_3$) имел степень окисления $+5$ ($N^{+5}$). В ходе реакции часть атомов азота не меняет степень окисления, переходя в нитрат цинка ($Zn(NO_3)_2$), а другая часть восстанавливается до степени окисления $+4$ в оксиде азота(IV) ($NO_2$). Атом азота принял 1 электрон.

  $N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4}$ (восстановление)/

Поскольку атом азота понизил свою степень окисления, он является окислителем. Следовательно, окислителем в этой реакции является азотная кислота за счет атома азота в степени окисления $+5$.

Ответ: в реакции цинка с азотной кислотой окислителем является азот в степени окисления $+5$ (азотная кислота $HNO_3$).