Окислительно-восстановительные реакции

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn (т) + CuSO₄ (р) = ZnSO₄ (p) + Cu (т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn (т) = Zn²⁺ (p) + 2e,

Cu²⁺ (р) + 2e = Cu (т),

или суммарно:

Zn (т) + Cu²⁺ (р) = Zn²⁺ (p) + Cu (т).

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇ и др.) или только восстановителями (NH₃, H₂S, галогеноводороды, Na₂S₂O₃ и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H₂O₂, H₂SO₃ и др.).

Окислительно-восстановительные реакции разделяются на три основных типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.

К первому типу относятся процессы, в которых атомы элемента-окислителя и элемента-восстановителя входят в состав разных молекул.

Внутримолекулярными называются реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся в составе одной и той же молекулы. Например, термическое разложение хлората калия по уравнению:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Реакциями диспропорционирования называют процессы, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же степени окисления, которая в реакции одновременно как снижается, так и повышается, например:

3HClO → HClO₃ + 2HCl

Возможны также реакции обратного диспропорционирования. К ним относятся внутримолекулярные процессы, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, но в виде атомов, находящихся в разной степени окисления и выравнивающих ее в результате реакции, например:

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O.

Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H₂O + 2F₂ = O₂+ 4HF

Кислород O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4 Fe(OH)₃

Азотная кислота HNO3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:

3Сu + 8HNO₃ (разб) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO^3– + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O

NO^3– + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O

NO^3– + 5H⁺ + 4e = 0,5N₂O + 2,5H₂O

NO^3– + 6H⁺ + 5e = 0,5N₂ + 3H₂O

NO^3– + 10H⁺ +8e = NH₄⁺ + 3H₂O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:

Концентрация кислоты   NO2 NO N2O N2 NH4   Активность восстановителя

 

Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO₃ + 2KOH K₂ZnO₂ + KNO₂ + H₂O

Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO₃(конц) + 4HCl(конц) = H[AuCl₄] + NO+ 2H₂O

Серная кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C(графит) + 2H₂SO₄ (конц) СO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

SO₄^2– + 4H⁺ + 2e = SO₂ + 2H₂O

SO₄^2– + 8H⁺ + 4e = S+ 4H₂O

SO₄^2– +10H⁺ + 8e = H₂S + 4H₂O

Концентрация кислоты

H₂S S SO₂

Активность восстановителя

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4HСlO = MnSO₄ + 4HCl;

5Na₂SO₃ + 2HIO₃ = 5Na₂SO₄ + I₂ + H₂O

Перманганат калия KMnO₄ проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)₂, в щелочной – до манганат-иона MnO₄^2–:

кислотная среда:

5Na₂SO₃ +2KMnO₄+ 3H₂SO₄(разб)= 5 Na₂SO₄ + 2MnSO₄ +3H₂O+K₂SO₄

нейтральная среда: 3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO(OH)₂↓+ 2KOH

щелочная среда: Na₂SO₃ + 2KMnO₄+ 2KOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

Дихромат калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ (разб) = 3I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 4K₂SO₄

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 3S↓ + 2Cr(OH)₃↓ + 2KOH.

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н+ и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO₃):

Mg + H₂SO₄ (разб) = MgSO₄ + H₂↑

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu.

Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний):

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

C + 4HNO₃(конц, гор) = CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl, Br, I, S², H, и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr(конц) + Н₂O₂(конц) = Br₂ + 2H₂O;

2CaH₂ + TiO₂ 2CaO + Ti +2H₂↑.

2FeSO₄ + H₂O₂(конц)+ H₂SO₄(разб) Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

Окислительно-восстановительная двойственность. Среди простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Часто используемые как окислители, галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности увеличиваются от Cl₂ к I₂. Эту особенность иллюстрирует реакция окисления йода хлором в водном растворе:

I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl.

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут выступать не только в роли окислителей:

S + NaClO₂→NaCl + SO₂↑

но и восстановителей:

5NaClO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ (разб) → 5NaClO₃ + 2MnSO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

Пероксид водорода, содержащий кислород в степени окисления –1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, т.к. кислород может понижать свою степень окисления до –2:

2KI + H₂O₂ = I₂ + 2KOH

а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя (степень окисления кислорода возрастает до 0):

H₂O₂ +2Hg(NO₃)₂ = O₂↑ + Hg₂(NO₃)₂ + 2HNO₃.

Азотистая кислота и нитриты, в состав которых входит азот в степени окисления +3, также могут выступать как в роли окислителей:

2HI + 2HNO₂ = I₂ + 2NO↑ + 2H₂O,

так и в роли восстановителей:

2NaNO₂(разб, гор) + O₂ = 2NaNO₃.

 

 

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить схему реакции.

Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂S + …

1. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …

1. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
2. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Mg⁰ + H₂⁺¹ S⁺⁶ O₄^-2 → Mg⁺² S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹ S^-2 + …

1. Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Mg⁰ → Mg⁺² окисляется

S⁺⁶ → S^-2 восстанавливается

1. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² окисление

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 восстановление

1. Определить восстановитель и окислитель.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² восстановитель

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 окислитель

1. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2

9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² 4

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 1

1. Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

1. Проверить уравнение реакции. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.

5 * 4 = 20 4 * 4 + 4 = 20

 

Составление уравнений ОВР методом полуреакций.

Метод полуреакций или ионно-электронный метод. Метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

1) Записывают молекулярную схему процесса:

K₂SO₃ + H₂SO₄ + KMnO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O.

2) Проводят электронный баланс для окислителя и восстановителя (для ионов):

SO₃^2- + H₂O -2e → SO₄^2- + 2H⁺ окисление,

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O восстановление.

3) Коэффициенты в общем молекулярном уравнении перед окислителем и восстановителем равны числу электронов, участвующих в реакции:

5 SO₃^2- + H₂O -2e → SO₄^2- + 2H⁺,

2 MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O.

4) Полученные уравнения полуреакций суммируют:

5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

 

12Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: