К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например:
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.
Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:
Например:
Al - 3e - = Al 3+
H 2 - 2e - = 2H +
При окислении степень окисления повышается.
Если отрицательно заряженный ион (заряд -1), например Cl - , отдает 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Если положительно заряженный ион или атом отдает электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:
Fe 2+ - e - = Fe 3+
Восстановление - это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:
Например:
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
S + 2е - = S 2-
Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается:
Fe 3+ + e- = Fe 2+
или он может перейти в нейтральный атом:
Fe 2+ + 2e- = Fe 0
Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
Восстановитель - е - ↔ Окислитель
Окислитель + е - ↔ Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления
Важнейшие восстановители и окислители
|
Восстановители |
Окислители |
Металлы, водород, уголь Оксид углерода(II) CO Сероводород H 2 S, оксид серы(IV) SO 2 , сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl Хлорид олова(II) SnCl 2 , сульфат железа(II) FeSO 4 , сульфат марганца(II) MnSO 4 , сульфат хрома(III) Cr 2 (SO 4) 3 Азотистая кислота HNO 2 , аммиак NH 3 , гидразин N 2 H 4 , оксид азота(II) NO Фосфористая кислота H 3 PO 3 Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе |
Галогены Перманганат калия KMnO 4 , манганат калия K 2 MnO 4 , оксид марганца(IV) MnO 2 Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 , хромат калия K 2 CrO 4 Азотная кислота HNO 3 Кислород O 2 , озон О 3 , пероксид водорода Н 2 О 2 Серная кислота H 2 SO 4 (конц.), селеновая кислота H 2 SeO 4 Оксид меди(II) CuO, оксид серебра(I) Ag 2 O, оксид свинца(IV) PbO 2 Ионы благородных металлов (Ag + , Au 3+ и др.) Хлорид железа(III) FeCl 3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот Анод при электролизе |
Метод электронного баланса.
Для уравнивания ОВР используют несколько способов, из которых мы пока рассмотрим один - метод электронного баланса.
Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:
Al + O 2 = Al 2 O 3
Пусть вас не вводит в заблуждение простота этого уравнения. Наша задача - разобраться в методе, который в будущем позволит вам уравнивать гораздо более сложные реакции.
Итак, в чем заключается метод электронного баланса? Баланс - это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:
Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2
Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород - принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:
Al 0 - 3e- = Al +3
O 2 0 + 4e- = 2O -2
Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе - на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.
Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O 2) - найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al 2 O 3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем окисление алюминия кислородом.
Например, известная всем "марганцовка" – марганцевокислый калий KMnO 4 - является сильным окислителем за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl – отдает ему электрон, превращаясь в атом хлора. Это иногда используют для получения газообразного хлора в лаборатории:
K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Составим схему электронного баланса:
Mn +7 + 5e- = Mn +2
2Cl - - 2e- = Cl 2 0
Двойка и пятерка - главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать все другие коэффициенты. Перед Cl 2 следует поставить коэффициент 5 (или 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO 4 - коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим двум коэффициентам. Это гораздо легче, чем действовать простым перебором чисел.
2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Чтобы уравнять количество атомов К (12 атомов слева), надо перед K 2 SO 4 в правой части уравнения поставить коэффициент 6. Наконец, чтобы уравнять кислород и водород, достаточно перед H 2 SO 4 и H 2 O поставить коэффициент 8. Мы получили уравнение в окончательном виде.
Метод электронного баланса, как мы видим, не исключает и обыкновенного подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, но может заметно облегчить такой подбор.
Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II) . Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:
из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd
Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.
Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.
Переписываем это уравнение в ионной форме:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Рd
И после сокращения одинаковых ионов получим
Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Рd
Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой
(с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:
НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО 2 - окислитель. Составляем электронные уравнения:
и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:
2НСl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО 2 . Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид
4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О
Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.
Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.
Перепишем составленное уравнение в ионной форме:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим
4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О
Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.
Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:
Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SО 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О
Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н 2 S - восстановитель, КМnО 4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:
И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н 2 S и 2 моль КМnО 4 , тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО 4 . Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К 2 SО 4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SО 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SО 4 + 8Н 2 О
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2 4 + 3 4 = 20 и в правой части 2 4 + 4 + 8 = 20.
Переписываем уравнение в ионной форме:
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О
Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.
Классификация ОВР
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
(когда окислитель и восстановитель - разные вещества);
2) Реакции диспропорционирования
(когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);
3) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
(когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая - в роли восстановителя).>
Рассмотрим примеры реакций трех типов.
1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.
Рассмотрим несколько более сложный случай, когда не весь окислитель может быть израсходован в реакции, поскольку часть его участвует в обычной - не окислительно-восстановительной реакции обмена:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Часть частиц NO 3 - участвует в реакции в качестве окислителя, давая оксид азота NO, а часть ионов NO 3 - в неизменном виде переходит в соединение меди Cu(NO 3) 2 . Составим электронный баланс:
Cu 0 - 2e- = Cu +2
N +5 + 3e- = N +2
Поставим найденный для меди коэффициент 3 перед Cu и Cu(NO 3) 2 . А вот коэффициент 2 следует поставить только перед NO, потому что весь имеющийся в нем азот участвовал в окислительно-восстановительной реакции. Было бы ошибкой поставить коэффициент 2 перед HNO 3 , потому что это вещество включает в себя и те атомы азота, которые не участвуют в окислении-восстановлении и входят в состав продукта Cu(NO 3) 2 (частицы NO 3 - здесь иногда называют "ионом-наблюдателем").
Остальные коэффициенты подбираются без труда по уже найденным:
3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O
2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента в промежуточной степени окисления.
Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:
HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O
Эту реакцию можно представить как реакцию между HNO 2 и HNO 2 как окислителем и восстановителем и применить метод электронного баланса:
HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O
N +3 - 2e- = N +5
N +3 + e- = N +2
Получаем уравнение:
2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O
Или, складывая вместе моли HNO 2:
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO 3 при нагревании:
KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0
Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:
Cl +5 + 6e- = Cl -
2O -2 - 2e- = O 2 0
Здесь возникает сложность - какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO 3 - ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель?
В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:
KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Теперь ясно, что перед KClO 3 надо поставить коэффициент 2.
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.
Метод полуреакций
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса.
При пропускании сероводорода Н 2 S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО 4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:
Н 2 S → S + 2H +
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Н 2 S - 2е - = S + 2H +
Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н 2 S.
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO 4 - (он имеет малиновую окраску) в ион Mn 2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой
MnO 4 - → Mn 2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО 4 , вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnO 4 - + 8Н + → Мn 2+ + 4Н 2 О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO 4 - + 8Н + + 5e - = Mn 2+ + 4Н 2 О
Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
И, сократив на 10Н + , окончательно получим
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О
Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.
Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.
Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов , а есть ионы .
При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов.
Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.
|
Восстановители |
Окислители |
||
|
Водород, углерод Оксид углерода (II) Сероводород Оксид серы (IV) Сернистая кислота и ее соли Галогеноводороды Катионы металлов в низших степенях окисления: Азотистая кислота Гидразин Катод при электролизе |
SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 |
Галогены Перманганаты Манганаты Оксид марганца (IV) Дихроматы Азотная кислота Серная кислота Оксид свинца(IV) Пероксид водорода Мононадсерная кислота Двунадсерная кислот Катионы металлов в высших степенях окисления: Хлорат калия Анод при электролизе |
F 2 ; Cl 2 ; I 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 конц. PbO 2 TlCl 3 , Au(CNS) 3 |
Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями, и восстановителями в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют, и от условий реакции. Так, типичный окислитель пероксид водорода при взаимодействии в кислой среде с перманганатом калия оказывается восстановителем:
5 Н 2 О 2 + 2 КМnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O,
а типичный восстановитель сульфит натрия окисляет сульфиды щелочных металлов:
Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S + 6 NaOH.
Кроме того, восстановители, включающие атомы в низшей степени окисления, могут быть окислителями за счет другого элемента. Например, типичный восстановитель аммиак может окислять щелочные металлы за счет атомов водорода:
NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2 .
Cоставление уравнений ОВР
Окислительно-восстановительные реакции описываются уравнениями реакций, которые отображают количества веществ, вступивших во взаимодействие и получившихся продуктов. Для составления уравнений ОВР используют или метод электронного баланса (метод схем), или электронно-ионного баланса (метод полуреакций).
Метод электронного баланса более универсален, так как позволяет устанавливать стехиометрические отношения в ОВР в любых гомо- и гетерогенных системах.
Метод электронного баланса ‑ метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, получаемых окислителем.
Уравнение составляется в несколько стадий:
1. Записывают схему реакции:
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, изменяющих степень окисления:
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.
3.Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем:
Mn +7 + 5ē → Mn +2 .
2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0 .
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:
|
Mn +7 + 5ē → Mn +2 | |
|
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0 .
5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции:
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.
Для подбора коэффициентов уравнений реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительнее метод полуреакций.
Во-первых, он позволяет опустить операции определения степени окисления элементов.
Во-вторых, в процессе его использования сразу получается сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
В третьих, по уравнению полуреакций удается установить влияние среды на характер процесса.
Кроме того, при составлении электронно-ионного баланса оперируют ионами, реально существующими в водном растворе, в отличие от метода электронного баланса, который имеет дело с гипотетическими частицами типа Mn +7 , Cr +6 .
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) .
В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы (если среда щелочная). Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда).
То есть при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.
Рассмотрим для примера следующую реакцию:
Н 2 О 2 + КMnO 4 + Н 2 SO 4 → MnSO 4 + О 2 + H 2 O + K 2 SO 4 .
При нахождении стехиометрических коэффициентов уравнения окислительно-восстановительного процесса нужно выполнить следующие операции.
1. Определить окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель ‑ КMnО 4 , восстановитель ‑ Н 2 О 2 и продукты их взаимодействия Mn 2+ и О 2 .
2. Выписать схемы полуреакций:
Н 2 О 2 → О 2 окисление;
MnO → Mn 2+ . восстановление.
3. Уравнять схемы:
а) по элементу, меняющему степень окисления (в нашем примере этого не требуется);
б) по кислороду, добавляя его туда, где нужно в виде молекул воды, если реакция протекает в кислой среде, и в виде гидроксид-иона, если реакция протекает в щелочной среде:
Н 2 О 2 → О 2 ;
MnO → Mn 2+ + 4 Н 2 О;
в) по водороду, добавляя его в виде ионов водорода, если реакция протекает в кислой среде, и в виде молекул воды, если реакция протекает в щелочной среде если:
Н 2 О 2 → О 2 + 2 Н + ;
MnO+ 8 Н + → Mn 2+ + 4 H 2 O;
г) по суммарному заряду ионов, добавляя или отнимая нужное число электронов:
Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + ;
MnO 4 - + 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4H 2 O.
4. Учитывая закон электронейтральности, уравнять число отданных и принятых электронов и суммировать отдельно левые и правые части полуреакций:
Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + | 2| 5
MnO+ 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2
____________________________________________
5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 16 Н + = 5 О 2 + 10 Н + + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
Сокращая, получим уравнение данного редокс-процесса в ионном виде:
5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 6 Н + = 5 О 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
5. Перейти к молекулярному виду уравнения, добавляя катионы и анионы, остающиеся в результате реакции без изменения, то есть ионы-солеобразователи (в нашем примере ионы К + и SO 4 2-):
5 Н 2 О 2 + 2 КMnO 4 + 3 Н 2 SO 4 = 5 О 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4 .
Рассмотрим еще один пример ‑ процесс окисления пирита концентрированной азотной кислотой.
1. Определим окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель – HNO 3 , восстановитель ‑ FeS 2. Определим продукты реакции. Азотная кислота HNO 3 является сильным окислителем, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S 6+ , а железо ‑ до Fe 3+ , при этом HNO 3 может восстанавливаться до NO:
FeS 2 +HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.
2. Выпишем схемы полуреакций
FeS 2 → Fe 3+ +SОокисление;
NO→ NO восстановление.
3. Уравниваем схемы:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО + 16H + ;
NO+4H + +3 ē → NO + 2H 2 O .
4. Учитывая закон электронейтральности, уравняем число отданных и принятых электронов и суммируем отдельно левые и правые части полуреакций:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО+ 16H + | 15 | 1
NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H 2 O | 3 | 5
FeS 2 + 8H 2 O +5NO+ 20H + =Fe 3+ +2SО+16H + + 5NO + 10H 2 O.
5. Сокращая, получим уравнение в ионном виде:
FeS 2 +5NO+ 4H + = Fe 3+ + 2SО + 5NO + 2H 2 O.
6. Напишем уравнение в молекулярном виде, учитывая, что часть нитрат-ионов не восстановилась, а участвовала в обменной реакции, и часть ионов H + присутствует в продуктах реакции (H 2 SO 4):
Обратите внимание, что для определения количества отданных и принятых электронов вам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и автоматически определили, что Н 2 О находится в правой части уравнения. Несомненно, что этот метод гораздо больше соответствует химическому смыслу, чем стандартный метод электронного баланса.
1. Как определить окислительно-восстановительную реакцию?
Существуют различные классификации химических реакций. К одной из них относится такие, при которых вещества, вступающие во взаимодействие друг с другом (или само вещество) меняют степени окисления элементов.
В качестве примера рассмотрим две реакции:
Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
Н +1 Cl -1 + К +1 О -2 Н +1 = К +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)
В реакции (1) участвуют цинк и соляная кислота . Цинк и водород меняют свои степени окисления, хлор оставляет свою степень окисления неизменной:
Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1
А в реакции (2), (реакция нейтрализации ), хлор, водород, калий, и кислород не меняют свои степени окисления: Сl -1 = Cl -1 , H +1 = H +1 , К +1 = К +1 , O -2 = O -2 ; Реакция (1) относится к окислительно-восстановительной, а реакция (2) принадлежит к другому типу.
Химические реакции, которые осуществляются с изменением
степени окисления элементов
, называются окислительно-восстановительными. 
Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степе ни окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.
В случае реакции (1) элементы Zn и Н меняют свои состояния, теряя или приобретая электроны. Цинк, отдавая 2 электрона, переходит в ионное состояние – становится катионом Zn 2+ . В данном случае происходит процесс восстановления и цинк окисляется. Водород приобретает 2 электрона, проявляет окислительные свойства, сам в процессе реакции восстанавливается .
2. Определение степени окисления элементов .
Степень окисления элементов в его соединениях определяется, исходя из положения, что общий суммарный заряд степеней окисления всех элементов данного соединения равен нулю. Например, в соединении Н 3 РО 4 степени окисления у водорода +1, у фосфора +5, у кислорода -2; Составив математическое уравнение определим, что в сумме число частиц (атомов или ионов) составят заряд равный нулю: (+1)x3+(+5)+(-2)х4 = 0
Но в данном примере уже заданы степени окисления элементов. Каким же образом можно определить степень окисления cеры, например, в соединении тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 , или марганца в соединении перманганат калия - КMnO 4 ? Для этого необходимо знать постоянные степени окисления ряда элементов . Они имеют следующие значения:
1) Элементы I группы периодической системы (в том числе водород в соединении с неметаллами) +1;
2) Элементы II группы периодической системы +2;
3) Элементы III группы периодической системы +3;
4) Кислород (кроме в соединении со фтором или в перекисных соединениях) -2;
Исходя из этих постоянных значений степеней окисления (для натрия и кислорода) определим степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 . Поскольку суммарный заряд всех степеней окисления элементов, состав которых отражает данная формула соединения , равен нулю, то обозначив неизвестный заряд у серы «2Х » (поскольку в формуле два атома серы), составим следующее математическое равенство:
(+1) х 2 + 2Х + (-2) х 3 = 0
Решая это уравнение относительно 2 х, получим
2Х= (-1) х 2 + (+2) х 3
или
Х
= [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Следовательно, степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 равна (+2). Но неужели всегда будет необходимо пользоваться таким неудобным методом для определения степеней окисления тех или иных элементов в соединениях? Конечно же не всегда. К примеру, для бинарных соединений: оксидов, сульфидов, нитридов и т.д., можно пользоваться для определения степеней окисления так называемым методом «крест-на-крест». Допустим, дана формула соединения:
оксид титана
– Ti 2 O 3 . Используя простой математический анализ, исходя из того, что степень окисления кислорода нам известна и равна (-2): Ti 2 O 3 , нетрудно установить, что степень окисления у титана будет равна (+3). Или, к примеру, в соединении метан
СН 4 известно, что степень окисления водорода равна (+1), тогда не составляет труда определить степень окисления углерода. Она будет соответствовать в формуле этого соединения (-4). Так же, пользуясь методом «крест-на-крест», не сложно установить, что если дана следующая формула соединения
Cr 4 Si 3 , то степень окисления хрома в неё равна (+3), а кремния (-4).
Для солей так же это не предоставляется затруднительным. Причём не имеет значения, дана или средняя соль
или кислая соль
. В данных случаях необходимо исходить из солеобразующей кислоты. К примеру, дана соль нитрат натрия
(NaNO 3). Известно, что она является производной азотной кислоты (НNO 3), а в этом соединении степень окисления азота равна (+5), следовательно, и в её соли – нитрате натрия, степень окисления азота так же равна (+5). Гидрокарбонат натрия
(NaHCO 3) является кислой солью угольной кислоты (H 2 CO 3). Так же, как и в кислоте, степень окисления углерода в этой соли будет равна (+4).
Следует отметить то обстоятельство, что степени окисления в соединениях: металлах и неметаллах (при составлении уравнения электронного баланса ) равны нулю: К 0 , Са 0 , Аl 0 , Н 2 0 , Cl 2 0 ,N 2 0 В качестве примера приведём степени окисления наиболее типичных элементов:
Только окислителями являются вещества, имеющие максимальную, как правило положительную, степень окисления, например: КCl +7 O 4 , H 2 S +6 O 4 , K 2 Cr +6 O 4 , HN +5 O 3 , KMn +7 O 4 . Это легко доказать. Если бы данные соединения могли быть восстановителями, то в данных состояниях они должны были бы отдавать электроны:
Cl +7 – е = Cl +8
S +6 – е = S +7
Но элементы хлор и сера не могут существовать с такими степенями окисления. Аналогичным образом, только восстановителями являются вещества, имеющие минимальную, как правило, отрицательную степень окисления, например: H 2 S -2 , HJ - , N -3 H 3. В процессе окислительно-восстановительных реакций такие соединения не могут быть окислителями, поскольку им пришлось бы присоединять электроны:
S -2 + е = S -3
J - + е = J -2
Но для серы и йода ионы с такими степенями окисления не характерны. Элементы с промежуточными степенями окисления, например N +1 , N +4 , S +4 , Сl +3 , С +2 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
3
. Типы окислительно-восстановительных реакций.
Существует четыре типа окислительно-восстановительных реакций.
1)
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
.
Наиболее часто встречающийся тип реакций. При данных реакциях изменяются степени окисления
элементов
в разных молекулах, например:
2Bi +3 Сl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4
Bi +3 - 3е = Bi 0
Sn +2 + 2е = Sn +4
2) Разновидностью межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций является реакция конпропорционирования, в которой окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента: в данной реакции два атома одного элемента различными степенями окисления образуют один атом с иной степенью окисления:
SO 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2Н 2 O
S -2 - 2е = S 0
S +4 + 4е = S 0
3) Реакции диспропорционирования осуществляются в случае, если окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, или один атом элемента с одной степенью окисления образует соединение с двумя степенями окисления:
N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O
N +4 - е = N +5
N +4 + е = N +3
4) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции происходят в случаях, когда атом-окислитель и атом - восстановитель находятся в составе одного вещества, например:
N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O
2N -3 - 8е =2N +1
2N +5 + 8е = 2N +1
4 . Механизм окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например:
Al 0 - 3e = Al 3+
2Cl - - 2e = Cl 2 0
Fe 2+ - e = Fe 3+
В данных примерах Al 0 , Cl - , Fe 2+ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl 3+ , Сl 2 0 , Fe 3+ называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом является окислителем, например:
Ca 2+ + 2e = Ca 0
Cl 2 0 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl 2 ,F 2 , О 2) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn +7 , Cr +6 , Fe +3). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S -2 , Сl -1 , N -3 , P -3);
Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений
других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса
, либо метод электронно-ионных уравнений
(иногда последний называют «метод полуреакций
»). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота
(H 2 SO 4) вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):
H 2 SO 4 (конц.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O
Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:
J - → J 0 2
S +6 → S -2
Чтобы составить необходимо учесть, что количество частиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой
2J - - 2e
→ J 0 2
S +6 + 8e
→ S -2
Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:
2J - - 2e
→ J 0 2 |8
S +6 + 8e
→ S -2 |2
Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:
2J - - 2e
→ J 0 2 |4
S +6 + 8e
→ S -2 |1
Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:
2J - - 2e
→ J 0 2 |4
S +6 + 8e
→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
После этого необходимо . Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + Н 2 O
Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента « 4 » перед водой, получим полное уравнение:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4Н 2 O
Данное уравнение можно составить, используя метод электронно- ионного баланса . В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:
HJ ↔ Н + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-
J 2 не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н 2 О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:
2J - - 2e
→ J 0 2
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:
SO 4 -2 → S -2
Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:
SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 О
Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):
SO 4 2- + 8Н + → S -2 + 4H 2 О
Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций :
SO 4 2- + 8Н + + 8е → S -2 + 4H 2 О
Суммируя обе полуреакции, получим уравнение электронного баланса :
2J - - 2e
→ J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8е
→ S -2 + 4H 2 О |2 1
8J - + SO 4 2- +8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восстановительной реакции, чем метод электронного баланса. Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.
Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстанови-тельных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса . Некоторые окислительно-восстановительные процессы осу-ществляются при участии щелочной среды, например:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 +H 2 O
В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО 2 -), который окисляется до хромат-иона (CrO -2 4). Окислитель - бром (Br 0 2) восстанавливается до бромид-иона (Br -):
СrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3e
= CrO 2- 4 + 2H 2 O
Вторую полуреакцию составляем уже известным способом:
CrO 2 - + 4OH - -3е
= CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2e
= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O
После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного процесса примет вид:
2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.
В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и недиссоциируемые вещества. Например:
AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:
AsH 3 + 4H 2 O – 8e
= AsO 4 3- + 11H + |1
NО 3 + 2H + + e
= NO 2 + H 2 O |8
AsH 3 + 8NО 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O
Молекулярное уравнение примет вид:
AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота :
Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
D окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2
В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:
2Cu
+ - 2e
→ 2Cu
2+ | 10e
S 2- - 8e
→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3e
→ N 2+ | 3e
При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:
2Cu + - 2e
→ 2Cu 2+
S 2- - 8e
→ S 6+ 3 (процессы восстановления
)
_______________________
N 5+ + 3e
→ N 2+ 10 (процесс окисления)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:
3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.
Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:
C 6 H 12 O 6 +KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
При составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:
C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e = 6CO 2 + 24H +
Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:
MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ +4H 2 O
В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:
C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e
= 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5e
= Mn +2 + 4H 2 O |24
___________________________________________________
5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O
Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции , получим итоговое молекулярное уравнение :
5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O
5. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.
В зависимости от среды (избыток H + , нейтральной, избыток OH -) может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Для создания кислой среды обычно используется серная кислота (H 2 SO 4), азотная кислота (HNO 3), соляная кислота (HCl), в качестве среды OH - применяют гидроксид натрия (NaOH) или гидроксид калия (KOH). Например покажем, как среда влияет на переманганат калия (КMnO 4) . и продукты его реакции:
Для примера возьмём в качестве восстановителя Na 2 SO 3 , в качестве окислителя KMnO 4
В кислой среде:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO 3 2- + H 2 O - 2e
→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e
→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
В нейтральной (или слабощелочной) :
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
SO 3 2- + H 2 O - 2e
→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e
→ MnO 2 + 4OН |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OН
В сильно щелочной среде:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO 3 2- + 2 OН - - 2e
→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + e
→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Пероксид водорода (Н 2 О 2) в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:
1) Кислая среда (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2е → 2H 2 O
2) Нейтральная среда (Н 2 О) H 2 O 2 + 2е → 2ОН
3) Щелочная среда (ОН -) H 2 O 2 + 2е → 2ОН
Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как окислитель:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - е
= Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2е
= 2Н 2 О |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 Н 2 О
Однако, встречаясь с очень сильными окислителями (KMnO 4) Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как восстановитель:
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
H 2 O 2 – 2e
→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e
→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O
6.
Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций. 
В практической части данной темы рассматриваются окислительно-восстановительные процессы с указанием только исходных реагентов. Продукты реакций, как правило, необходимо определить. Например, в реакции участвуют хлорид железа (FeCl 3) и иодид калия (KJ):
FeCl 3 + KJ = A + B + C
требуется установить формулы соединений A, B, C, образующиеся в результате окислительно-восстановительного процесса.
Исходные степени окисления реагентов следующие: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Нетрудно предположить, что Fe 3+ , являясь окислителем (имеет максимальную степень окисления), может только снизить свою степень окисления до Fe 2+ :
Fe 3+ + e = Fe 2+
Хлорид-ион и ион калия в реакции не изменяют свою степень окисления, а иодид-ион может только повысить свою степень окисления, т.е. перейти в состояние J 2 0:
2J - - 2e = J 2 0
В результате реакции, помимо окислительно-восстановительного процесса, произойдет реакция обмена между FeCl 3 и KJ, но с учетом изменения степеней окисления реакция определяется не по данной схеме:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
а примет вид
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
где в качестве продукта C обозначается соединение J 2 0:
FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2
Fe 3+ + e ═> Fe 2+ |2
2J - - 2e ═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
В дальнейшем, при определении продуктов окислительно-восстановительного процесса, можно применять так называемую «систему лифта». Принцип её заключается в том, что любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить, как движение лифтов в многоэтажном строении в двух взаимно противоположных направлениях. Причём, «этажами» будут являться степени окисления соответствующих элементов. Поскольку любая из двух полуреакций в окислительно-восстановительном процессе сопровождается либо понижением, либо повышением степени окисления того или иного элемента, то простым рассуждением можно предположить о возможных их степенях окисления в образующихся продуктах реакции.
В качестве примера приведём реакцию, в которой сера реагирует с концентрированным раствором гидроксида натрия (NaOH):
S + NaOH(конц) = (А) + (В) + H 2 O
Поскольку в данной реакции изменения будут происходить только со степенями окисления серы, то для наглядности составим диаграмму её возможных состояний:
Соединениями (А) и (В) не могут быть одновременно состояния серы S +4 и S +6 , поскольку в данном случае процесс происходил бы только с отдачей электронов, т.е. являлся бы восстановительным:
S 0 - 4е = S +4
S 0 - 6е = S +6
Но это противоречило бы принципу окислительно-восстановительных процессов. Тогда следует полагать, что в одном случае процесс должен проходить с отдачей электронов, а в другом двигаться в противоположном направлении, т.е. быть окислительным:
S 0 - 4е = S +4
S 0 + 2е = S -2
С другой стороны, насколько вероятно, что процесс восстановления будет осуществляться до состояния S +4 или до S +6 ? Поскольку реакция протекает в щелочной, а не в кислой среде, то окислительная возможность её значительно ниже, поэтому образование соединения S +4 в этой реакции предпочтительнее, чем S +6 . Следовательно, реакция в окончательном варианте примет вид:
4S + 6NaOH(конц) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S 0 +2e = S - 2 | 4 | 2
S 0 + 6OH - - 4e = SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1
3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
В качестве другого примера разберём следующую реакцию между фосфином и концентрированной азотной кислотой (HNO 3) :
PH 3 + HNO 3 = (А) + (В) + H 2 O
В данном случае имеем изменяющиеся степени окисления у фосфора и азота. Для наглядности приведём диаграммы состояния их степеней окисления.
Фосфор в состоянии степени окисления (-3) будет проявлять только восстановительные свойства, поэтому в реакции он будет повышать свою степень окисления. Азотная кислота сама по себе является сильным окислителем и создаёт кислую среду, поэтому фосфор от состояния (-3) достигнет своей максимальной степени окисления (+5).
В противоположность этому азот будет понижать свою степень окисления. В реакциях данного типа обычно до состояния (+4).
Далее нетрудно предположить, что фосфор в состоянии (+5), являясь продуктом (А), может быть только ортофосфорной кислотой H 3 PO 4, поскольку среда реакции сильнокислая. Азот в таких случаях, обычно принимает степень окисления (+2) или (+4), чаще (+4). Поэтом продуктом (В) будет оксид азота NO 2 . Остаётся только решить это уравнение методом баланса:
P - 3 – 8e
= P +5 | 1
N+ 5 + e
= N +4 | 8
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).
Стадии ОВР
Окисление - отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.
Восстановление - присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.
ОВР - сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.
Правила ОВР
Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.
Кислая среда
В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.
Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.
Сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота - среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления - окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.
Примечание: +4 - промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).
Сера из степени окисления +4 переходит в +6 - сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) - перманганат ион восстанавливается до Mn 2+ .
2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.
Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения - 8 протонов.
Семь минус два - плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два - плюс пять электронов. Все уравнено.
Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.
Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.
Сокращаем протоноы и воду.
Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.
Щелочная среда
В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH - группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.
Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны - воду .
Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
Определяем степень окисления:
Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl 2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):
Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа - 3 воды.
Итоговое уравнение реакции:
Нейтральная среда
В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH - групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H + .
Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода - среда протекания реакции.
Сера из степени окисления +7 переходит в +6 - персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 - бромид ион окисляется до брома.
2. Составляем полуреакции.
Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2
Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем -2
3. Суммарное уравнение электронного баланса.
4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K 2 SO 4 . Вода оказалась не нужна - заключаем в квадратные скобки.
Классификация ОВР
- Окислитель и восстановитель - разные вещества
- Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация) . Элемент в промежуточной степени окисления.
- Окислитель или восстановитель - среда для прохождения процесса
- Внутримолекулярное окисление-восстановление
. В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.
Твердофазные, высокотемпературные реакции.
Количесвеннная характеристика ОВР
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E 0 - электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об .
Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:
, 
Например:
Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные - в щелочной.
Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.
Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).
Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?
Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.
Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами
