Окислительно-восстановительные реакции

Все химические реакции можно разбить на две группы. В реакциях первой группы степень оки­сления всех элементов, входящих в состав реагирующих веществ, остается неиз­менной, а в реакциях второй группы степень окисления одного или нескольких элементов изменяется.

В качестве примера реакций первой группы можно привести реакцию нейтра­лизации:

 

НСl + NaOH = NaCl + Н₂О.

 

Примером реакции второй группы может служить взаимодействие металла с кислотой:

 

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­.

 

Если при реакции нейтрализации ни один элемент не изменяет своей степени окисления, то во втором примере степень окисления цинка изменяется от 0 до +2, а водорода – от +1 до 0.

Реакции, в результате которых изменяются сте­пени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение – все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окислительно-восстановительных реакций также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в хо­де которых металлы выделяются из природных соединений.

Простым примером окислительно-восстановительной реакции может служить реакция образования ионного соединения из простых веществ, например, взаи­модействие натрия с хлором:

 

2Na + С1₂ = 2NaCl.

 

Эта реакция, как всякая гетерогенная реакция, протекает в несколько стадий. В ходе одной из них атомы натрия превращаются в положительно заряженные ионы; степень окисления натрия изменяется от 0 до +1:

 

Na – e = Na⁺.

 

Такой процесс – отдача электронов, сопровождающаяся повышением сте­пени окисления элемента, – называется окислением.

Электроны, отдаваемые натрием, принимаются атомами хлора, которые пре­вращаются при этом в отрицательно заряженные ионы; степень окисления хлора изменяется от 0 до –1:

 

С1₂ + 2е = 2Сl^–.

 

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окис­ления элемента, называется восстановлением.

Таким образом, в рассматриваемой реакции натрий окисляется, а хлор вос­станавливается.

Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, – окислителем. Следовательно, в данном примере натрий – восстановитель, а хлор – окислитель.

Из уравнений процессов восстановления и окисления видно, что одна моле­кула хлора, восстанавливаясь, присоединяет два электрона, а окисление одно­го атома натрия сопровождается отдачей одного электрона. Общее число элек­тронов в системе не изменяется: число электронов, отдаваемых атомами вос­становителя (натрия), равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя (хлора). Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома натрия.

1.3.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции

Окислительно-восстановительные реакции обычно уравнивают одним из двух ниже рассмотренных методов: методом электронного баланса и методом полуреакций.

 

1.3.1.1. Метод электронного баланса.

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следую­щего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Уравнивание окислительно-восстановительных реакций этим методом требу­ет знания формул исходных веществ и продуктов реакции, умения рассчитывать степени окисления элементов в молекулах и ионах и строгого соблюдения оче­редности действий. Проиллюстрируем это на конкретном примере окисления сульфита калия дихроматом калия в кислой среде.

 

1 Записываем уравнение реакции:

 

К₂Сr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

 

2 Определяем СО всех элементов:

 

+1+6 –2 +1 +4 –2 +1 +6 –2 +3 +6–2 +1 +6 –2 +1–2

К₂Сr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

 

3 Находим элементы, изменившие СО в процессе реакции:

 

+6 +4 +3 +6

К₂ Сr ₂O₇ + K₂ S O₃ + H₂SO₄ ® Cr ₂(SO₄)₃ + K₂ S O₄ + H₂O

 

и условно записываем процессы окисления и восстановления элементов в их соединениях:

 

окислитель Сr⁺⁶ + 3e^- ® Сr⁺³ – процесс восстановления;

восстановитель S⁺⁴ – 2 e^- ® S⁺⁶ – процесс окисления.

 

4 Затем составляется электронный баланс.

 

Для этого подсчитывают число электронов, которое нужно присоединить всеми атомами окислителя, входящи­ми в состав молекулы-окислителя, и прибавляют их число в левой части схемы процесса восстановления.

В данном примере хром из степени окисления +6 пе­реходит в степень окисления +3, поэтому нужно прибавить три электрона (3е). Однако в молекуле окислителя К₂Сr₂О₇ содержится два атома хрома, тогда в соответствующей схеме указываются эти два атома хрома слева и справа и уве­личивается в 2 раза число присоединяемых электронов. Аналогично поступают и с восстановителем, только теперь в левой части схемы отнимают электроны. В результате имеем

 

2Сr⁺⁶ + 6e ® 2Сr⁺³;

S⁺⁴ – 2 e ® S⁺⁶

 

Электронный баланс достигается тогда, когда числа электронов в каждой из этих схем, взятых целое число раз, равны друг другу. Для этого находим наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов – это 6. Видно, что молекула оки­слителя присоединяет в 3 раза больше электронов, чем молекула восстановите­ля их отдает. Поэтому, чтобы соблюдался электронный баланс второй процесс – окисление восстановителя – должен осуществляться в три раза чаще, чем первый. Это отражается коэффициентами справа от записанных схем:

 

2Сr+6 + 6e- ® 2Сr+3	6
S+4 – 2 e- ® S+6

 

 

5 Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и перед продуктами их восстановления и окисления – в правой части уравнения (коэффициент 1 не пишется):

 

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + H₂O.

 

6 Далее сначала уравниваем ионы металла, не изменяющие своей степени окисления, а уча­ствующие лишь в связывании анионов среды. В данном примере такими ионами являются ионы К⁺, входившие в состав дихромата калия. После перехода хрома в состав молекулы сульфата хрома они остались несвязанными. За счет среды реакции – серной кислоты они объединяются с сульфат-ионами. Поэтому для уравнивания этих ионов калия переписываем их в правую часть уравнения в составе новой молекулы сульфата калия:

 

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

 

7 Определяем коэффициент перед средой. Средой является серная кислота, которая поставляет сульфатные группы SО для связывания катионов в ви­де солей. В правой части уравнения видно, что в составе солей находится семь сульфатных групп, причем три из них получены в результате окисления сульфи­та калия. Значит, на солеобразование потребовались оставшиеся четыре сульфатные группы. Поэтому перед формулой серной кислоты в уравнении реакции ставим коэффициент 4:

 

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + H₂O.

 

8 Уравниваем число атомов водорода за счет подбора коэффициента в правой части уравнения перед водой (коэффициент равен 4):

 

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O.

 

 

9 Проверяется правильность подбора коэффициентов подсчетом числа атомов кислорода слева и справа в уравнении реакции:

 

7 + 9 +16 = 12 + 16 + 4

32 = 32.

 

Равенство имеется, значит, в уравнении реакции стрелку ® можно заменить знаком равенства. Уравнение реакции составлено:

 

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O.

 

1.3.1.2. Метод полуреакций.

Метод применяется для уравнивания реакций, про­текающих в растворах. При этом отпадает необходимость в определении сте­пеней окисления. Часто при уравнивании этим методом сначала неизвестны и продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания. Однако для правильного применения этого метода необходимо уметь записывать ионно-молекулярные реакции. Рассмотрим тот же самый пример.

Запишем исходные вещества реакции окисления сульфита калия дихроматом калия в ионно-молекулярной форме. При этом учитываем, что все сильные элек­тролиты записывают в виде ионов:

 

2K⁺ +Cr₂O + 2K⁺ + SO + H⁺ + HSO ®2Cr³⁺ +3SO + 2K⁺ + SO + H₂O.

 

Известно, что в кислой среде дихромат-ион, восстанавливаясь, переходит в ион хрома Сr³⁺, а сульфит-ион, окисляясь, превращается в сульфат-ион. Запишем эти процессы в виде двух полуреакций:

 

Cr₂O ® Cr³⁺; SO ® SO .

 

Цель дальнейших действий заключается в том, чтобы в данных полуреакциях вместо стрелок, отражающих возможное направление реакции, поставить зна­ки равенства. Это можно будет сделать тогда, когда в левой и правой частях каждой полуреакции будут совпадать виды элементов, число их атомов и сум­марные заряды всех частиц. Чтобы добиться этого, используют дополнительные ионы и молекулы среды. Обычно ими являются ионы водорода (в кислой среде), гидроксид-ионы (в щелочной) и молекулы воды. В первой полуреакции слева со­держится два атома хрома, а в правой части – один. Уравниваем их число, ставя коэффициент 2 в правой части:

 

Cr₂O ® 2Cr³⁺; SO ® SO .

 

Теперь в каждой полуреакции уравнены числа атомов хрома и серы, однако не равны числа атомов кислорода. Дополнительные атомы кислорода в полуреак­циях вводятся добавлением молекул воды в правой или левой частях уравнений полуреакций. В первой полуреакции справа не хватает семи атомов кислоро­да, поэтому добавляем туда семь молекул воды. Во второй полуреакции теперь уже слева не хватает одного атома кислорода, поэтому добавляем слева одну молекулу воды:

 

Cr₂O ® 2Cr³⁺ + 7H₂O; SO + H₂O ® SO .

 

Однако теперь появились атомы водорода в обеих полуреакциях. Их число уравнивают соответствующим добавлением в другой части уравнения эквива­лентного числа ионов водорода:

 

Cr₂O + 14H⁺ ® 2Cr³⁺ + 7H₂O; SO + H₂O ® SO + 2H⁺.

 

Теперь уравнены все элементы, входящие в уравнения полуреакций. Оста­лось уравнять заряды частиц. В правой части первой полуреакции сумма всех зарядов частиц равна +6, в то время как слева заряд равен +12. Равенства за­рядов добиваемся добавлением в левую часть уравнения шести отрицательных зарядов в виде электронов (6е). Аналогично в уравнении второй полуреакции необходимо вычесть слева 2е.Теперь можем поставить и знаки равенства в уравнениях обеих полуреакций:

 

Cr₂O + 14H⁺ + 6e ® 2Cr³⁺ + 7H₂O (восстановление);

SO + H₂O – 2е ® SO + 2H⁺ (окисление).

 

В рассматриваемом примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления, к числу электронов, высвобождающихся при окисле­нии, равно 6: 2. Для получения суммарного уравнения реакции надо, суммируя уравнения процессов восстановления и окисления, учесть это соотношение – умножить уравнение восстановления на 2, а уравнение окисления – на 6. Или, сокращая данные множители на 2, уравнение окисления умножаем на 1, а урав­нение восстановления – на 3. При этом в записи обычно справа от вертикальной черты проставляются необходимые множители:

 

Cr₂O + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O 1

SO + H₂O – 2е = SO + 2H⁺ 3

 

Умножая на полученные коэффициенты все члены уравнений полуреакций и суммируя между собой только правые и только левые их части, получаем окончательное уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

 

Cr₂O + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O

3SO + 3H₂O – 6е = 3SO + 6H⁺

Cr₂O + 14H⁺ + 6e + 3SO + 3H₂O – 6е = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3SO + 6H⁺.

 

Сокращая подобные члены, получаем

 

Cr₂O + 8H⁺ + 3SO = 2Cr³⁺ + 4H₂O + 3SO .

 

Данное уравнение реакции может быть представлено и в молекулярной форме с добавлением необходимых ионов в левую и правую части уравнения:

 

Cr₂O + 8H⁺ + 3SO = 2Cr³⁺ + 4H₂O + 3SO

+2К⁺ + 4SO + 6К⁺ = +2К⁺ + 4SO + 6К⁺

К₂Сr₂O₇ + 3K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O.

 

⇐ Предыдущая12

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: