Составление окислительно-восстановительных уравнений. Типичные восстановители и окислители Как определить насколько сильный восстановитель кислота

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.

Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя.

Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента.

Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.

Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. Для этого надо знать, что такое степень окисления. Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.

Первые — восстановители, вторые — окислители. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная). Химические реакции можно разбить на два типа. К первому типу относятся ионообменные реакции. В них степень окисления элементов, из которых состоят взаимодействующие вещества, остается неизменной.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИТермины, определения, понятия

Эту группу реакций называют окислительно-восстановительной. В случаях взаимодействия типичных окислителей и восстановителей вы можете сразу определить, что речь идет об окислительно-восстановительной реакции. Например, это взаимодействие щелочных металлов с кислотами или галогенами, процессы горения в кислороде. Аналогично определяете, что степень окисления серы в сульфиде калия (+4). Три атома кислорода забирают 6 электронов, а два атома калия отдают два электрона.

Бесплатная помощь с домашними заданиями

И вы можете сделать вывод, что данная реакция окислительно-восстановительная. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов

Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается. У восстановителя степень окисления повышается.

Восстановитель в ходе процесса окисляется. На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс. Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе.

А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться.

Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты. 4. Уравняем число отданных и принятых электронов. При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака. Привет! Мне интересно, есть ли у Вас какие-либо проблемы с выполнением домашнего задания. У нас есть много людей, которые помогут Вам здесь Кроме того, мой последний вопрос был решен менее чем за 10 минут:D Во всяком случае, Вы можете просто войти и попробовать добавить свой вопрос.

В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются. В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции».

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

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.

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:

––––––––––––––––––––––––

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.

По их функции в окислительно-восстановительных процессах их участники делятся на окислителей и восстановителей.

Окислители – это атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны от других атомов. Степень окисления окислителя уменьшается.

Восстановители – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны другим атомам. Степень окисления восстановителя повышается. При протекании ОВР окислитель восстанавливается, восстановитель – окисляется, причем оба процесса протекают одновременно.

Соответственно, окислители и восстановители взаимодействуют в таких соотношениях, чтобы числа принятых и отданных электронов были одинаковы.

Конкретное проявление окислительных или восстановительных свойств атомами различных элементов зависит от многих факторов. К важнейшим из них следует отнести положение элемента в таблице Менделеева, степень окисления элемента в данном веществе, особые свойства других участников реакции (характер среды для растворов, концентрация реагентов, температура, стереохимические свойства сложных частиц и др.)

Окислители.

Окислителями могут быть как простые, так и сложные вещества. Попытаемся определить, какие факторы определяют окислительные (и восстановительные) свойства веществ.

Об окислительной способности простых веществ можно судить по значениям относительной электроотрицательности (χ ). Это понятие отражает способность атома смещать к себе электронную плотность от других атомов, т.е. фактически является мерой окислительной способности простых веществ. Действительно, наиболее сильные окислительные свойства проявляют активные неметаллы с максимальными значениями электроотрицательности. Так,фтор F 2 проявляет только свойства окислителя , поскольку имеет самое большое значениеχ , равное 4,1 (по шкале Оллреда-Рохова). Второе место занимает кислород О 2 , для негоχ = 3,5, еще более сильные окислительные свойства проявляет озон О 3 . Третье место занимает азот (χ =3,07), но его окислительные свойства проявляются только при высоких температурах, поскольку молекула азотаN 2 обладает очень высокой прочностью, т.к. атомы связаны тройной связью. Достаточно сильные окислительные свойства имеют хлор и бром.

С другой стороны, минимальные значения электроотрицательности присущи металлам (χ = 0,8-1,6). Это означает, что собственные электроны атомов металлов удерживаются очень слабо и легко могут переходить к атомам с большей электроотрицательностью. Атомы металлов в нулевой степени могут проявлятьтолько восстановительные свойства и не могут принимать электроны. Наиболее выраженные восстановительные свойства проявляют металлыIА иIIА групп.

Окислительно-восстановительные свойства сложныхвеществ

Критерием окислительной способности атомов может служить степень окисления. Максимальная степень окисления соответствует переходу всех валентных электронов к другим атомам. Такой атом больше не может отдавать электроны, а может только принимать их. Таким образом, в максимальной степени окисления элемент может проявлять только окислительные свойств а. Тем не менее, необходимо отметить, что максимальная степень окисления не означает автоматическое проявление ярко выраженных окислительных свойств. Чтобы реализовались свойства сильного окислителя, частица должна быть неустойчивой, максимально несимметричной, с неравномерным распределением электронной плотности. Так, в разбавленных растворах сульфат-ионSO 4 2- , содержащий атом серы в максимальной степени окисления+6 , вообще не проявляет окислительных свойств, так как имеет высокосимметричное тетраэдрическое строение. Тогда как в концентрированных растворах серной кислоты заметная доля частиц находится в виде недиссоциированных молекул и ионовHSO 4 - , имеющих несимметричное строение с неравномерным распределением электронной плотности. Как следствие этого, концентрированная серная кислота, особенно при нагревании, очень сильный окислитель.

С другой стороны, минимальная степень окисления элемента означает, что атом неметалла принял максимально возможное число электронов на валентные подуровни и больше не может принимать электроны. Следовательно,

атомы неметаллов в минимальной степени окисления могут проявлять только восстановительные свойства .

Можно напомнить, что минимальная степень окисления неметалла равна номеру группы –8 . Как и в случае с серной кислотой, для реализации восстановительных свойств недостаточно иметь только минимальную степень окисления. В качестве примера можно привести азот в степени окисления –3. Высокосимметричный ион аммонияNH 4 + в растворе крайне слабый восстановитель. Молекула аммиака, обладающая меньшей симметричностью, проявляет достаточно сильные восстановительные свойства при нагревании. Можно привести реакцию восстановления из оксидов:

3FeO+ 2NH 3 = 3Fe+3H 2 O+N 2 .

Что же касается простых веществ с промежуточными значениями электроотрицательности (χ = 1,9 – 2,6), то для неметаллов можно ожидать реализации и окислительных, и восстановительных свойств. К таким веществам относятся водородH 2 , углеродC, фосфорP, сераS, иодI 2 и другие неметаллы средней активности. Естественно,металлы из этой категории простых веществ исключаются, так какне могут принимать электроны .

Эти вещества при взаимодействии с активными окислителями проявляют свойства восстановителей, а при реакциях с восстановителями проявляют свойства окислителей. В качестве примера приведем реакции серы:

0 0 +4 -2 0 0 +2 -2

S+O 2 =SO 2 Fe+S=FeS

как видно, в первой реакции сера-восстановитель, а во второй-окислитель.

Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, также будут проявлять свойства и окислителей и восстановителей. Таких веществ очень много, поэтому назовем лишь наиболее часто встречающиеся. Это соединения серы (+4): в кислой среде SO 2 , а в щелочной и нейтральнойSO 3 2- иHSO 3 - . Если эти соединения участвуют в реакции в качестве восстановителей, то они будут окисляться до серы +6 (в газовой фазе доSO 3 , а в растворе доSO 4 2- . Если же соединения серы (+4) реагируют с активными восстановителями, то происходит восстановление до элементарной серы, или даже до сероводорода.

SO 2 + 4HI=S+ 2I 2 +2H 2 O

Многие соединения азота также проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Представляет определенный интерес поведение нитрит-ионов NO 2 - . При их окислении образуется нитрат-ионNO 3 - , а при восстановлении газообразный монооксид азотаNO. Пример: 2NaNO 2 + 2NaI+2H 2 SO 4 =I 2 +NO+ 2Na 2 SO 4 +2H 2 O.

Рассмотрим еще один пример, на этот раз возьмем пероксид водорода, в котором степень окисления кислорода (-1). Если имеет место окисление этого вещества, то степень кислорода повысится до 0, и будет наблюдаться выделение газообразного водорода:

H 2 O 2 +Cl 2 = 2HCl+O 2 .

В реакциях окисления степень окисления кислорода в пероксидах понижается до (-2), что соответствует или воде H 2 O, или гидроксид –ионуOH - . В качестве примера приведем реакцию, часто используемую в реставрационных работах, при которых черный сульфид свинца при действии разбавленного раствора пероксида водорода превращается в белый сульфат:PbS (черный) +4H 2 O 2 =PbSO 4 (белый) +4H 2 O.

Таким образом, завершая вводную часть, приведем основные окислители, восстановители и вещества, могущие проявлять и окислительные и восстановительные свойства.

Окислители :F 2 ,O 2 ,O 3 ,Cl 2 ,Br 2 ,HNO 3 ,H 2 SO 4 (конц.),KMnO 4 ,K 2 Cr 2 O 7 ,PbO 2 ,NаBiO 3 , ионы в водном раствореFe 3+ ,Cu 2+ ,Ag + .

Восстановители :H 2 S,(S 2-),HI(I -),HBr(Br -),HCl(слабый),NH 3 (при высоких температурах), ионы в водном раствореFe 2+ ,Cr 2+ ,Sn 2+ и др.

Вещества с двойственными свойствами :H 2 ,C,P,As,S,I 2 ,CO,H 2 O 2 ,Na 2 O 2 ,NaNO 2 ,SO 2 (SO 3 2-) и, формально, практически все вещества, содержащие атомы с промежуточной степенью окисления.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций .

Существует несколько способов составления уравнений ОВР. Обычно применяются

а) метод электронного баланса,

б) метод электронно-ионного баланса.

В основе обоих методов лежит нахождение таких количественных отношений между окислителем и восстановителем, при которых соблюдается равенство принятых и отданных электронов.

Метод электронного баланса является более универсальным, хотя и менее наглядным. Он основан на подсчете изменения степеней окисления атомов окислителя и восстановителя в исходных и конечных веществах. При работе с этим методом удобно следовать такому алгоритму.

Записывается молекулярная схема окислительно-восстановительной реакции,

Рассчитываются степени окисления атомов (обычно тех, которые ее меняют),

Определяются окислитель и восстановитель,

Устанавливаются числа электронов, принимаемых окислителем, и число электронов, отдаваемых восстановителем,

Находятся коэффициенты, при домножении на которые числа отданных и принятых электронов уравниваются,

Подбираются коэффициенты для других участников реакции.

Рассмотрим реакцию окисления сероводорода.

H 2 S+O 2 =SO 2 +H 2 O

В этой реакции сера (-2) является восстановителем, а молекулярный кислород - окислителем. Затем составляем электронный баланс.

S -2 -6e - →S +4 2 - коэффициент домножения для восстановителя

O 2 +4e - →2O -2 3 - коэффициент домножения для окислителя

Записываем формулы веществ с учетом коэффициентов домножения

2H 2 S+ 3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O

Рассмотрим еще один случай – разложение нитрата алюминия Al(NO 3) 3 . В этом веществе атомы азота имеют высшую степень окисления (+5), а атомы кислорода – низшую (-2). Отсюда следует, что азот будет окислителем, а кислород – восстановителем. Составляем электронный баланс, зная, что весь азот восстанавливается до диоксида азота, а кислород окисляется до молекулярного кислорода. С учетом чисел атомов запишем:

3N +5 +3e - → 3N +4 4

2O -2 -4e - →O 2 o 3

тогда уравнение разложения запишется так: 4Al(NO 3) 3 =Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2 .

Метод электронного баланса обычно используют для определения коэффициентов в ОВР, протекающих в гетерогенных системах, содержащих твердые вещества или газы.

Для реакций, протекающих в растворах, обычно применяется метод электронно-ионного баланса , который учитывает влияние различных факторов на состав конечных продуктов.

Данный метод учитывает: а) кислотность среды, б)концентрации реагирующих веществ, в) реальное состояние реагирующих частиц в растворе, г) влияние температуры и др. Кроме того, для данного метода нет необходимости использовать степень окисления.

Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.

Восстановление - это процесс присоединения электронов.

Окислитель - это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.

Восстановитель - это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.

Восстановители: а) металлы - чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH 3 , H 2 S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.

Окислители: а) неметаллы (F 2 , Cl 2 , Br 2 , O 2 и др.) - чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.

Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 O 2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента .

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O

окисл. восст.

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

восст. окисл.

Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:

F 2 + 2e ® 2F -

окисл. восст.

Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:

Na 0 - 1e ® Na +

восст. окисл.

Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F - является восстановителем, а Na + - окислителем.

Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д.

E = E o +

где - молярная концентрация окисленной формы;

[Восст.] - молярная концентрация восстановленной формы;

n - число электронов, участвующих в полуреакции;

Е 0 - стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е 0 , если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;

Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.

Например:

F 2 + 2e ® 2F - Е 0 = 2,87 в - сильный окислитель

Na + + 1e ® Na 0 Е 0 = -2,71 в - сильный восстановитель

(процесс всегда записывается для реакций восстановления).

Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е 0 ок) и восстановителя (Е 0 восст) - электродвижущей силой (э.д.с.) DЕ 0:

DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст,

Э.д.с. реакции DЕ 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса DG: DG = -nFDЕ 0 , а с другой стороны, DG связана с константой равновесия К реакции уравнением DG = -2,3RTlnK.

Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:

DЕ = (2,3RT/nF)lnK.

Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) DЕ равна:

DЕ = DЕ 0 - (2,3RT/nF)lgK или DЕ= DЕ 0 - (0,059/n)lgK.

В случае равновесия DG = 0 и следовательно DЕ = 0. Откуда DЕ = (0,059/n)lgK и К = 10 n D Е /0,059 .

Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: DG >1, которым соответствует условие DЕ 0 > 0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение DЕ 0 . Если DЕ 0 > 0, реакция идет. Если DЕ 0 < 0, реакция не идет.

Пример 1. Определить возможность протекания реакции

2FeCl 3 + 2KI ® 2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Решение: Находим, что окислителем является ион Fe +3 , восстанавливающийся до Fe +2 , а восстановителем - I - , окисляющийся до I 2 . Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 в и E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 в. Вычисляем DЕ 0:

DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.

Пример 2 . Определить возможность протекания реакции

2 KMnO 4 + 16 HCl ® 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.

Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO 4 - , переходящий в Mn +2 , а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl 2 . Определяем по таблице их потенциалы: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 в и E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 в. Вычисляем

DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.