Классификация окислительно-восстановительных реакций

Наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций составляют межмолекулярные реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в разных молекулах. Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

2Mg⁰ + O₂⁰ = 2Mg⁺²O^–2 2А1⁰ + Fе₂О₃ = Al₂^+ЗO₃ + 2Fe⁰ ЗМn⁺²SO₄ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2Н₂O = 5Mn⁺⁴O₂ + 2KHSO₄ + H₂SO₄ 5KI^–1 + KI⁺⁵O₃ + 3H₂SO₄ = 3I₂⁰ + 3K₂SO₄ +3H₂O.

При внутримолекулярных реакциях происходит изменение степени окисления атомов разных элементов в одной и той же молекуле. Обычно это реакции термического разложения веществ (AgNO₃, ZrI₄, КClO₃ и др.), например:

2KCl⁺⁵O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

 

N^-3H₄N⁺⁵O₃  –^t N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

 

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂  2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель

 

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

4KCl⁺⁵O₃ = ЗКСl⁺⁷O₄ + КСl^–1

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O  2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂  HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH  KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O.

Следует отметить, что многие реакции, которые, судя по записи уравнений, можно отнести к внутримолекулярным, в действительности протекают по более сложному механизму включающему межмолекулярное окисление-восстановление. Реакции самоокисления-самовосстановления реакции диспропорционирования (дисмутации) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Поэтому эти реакции принципиально осуществимы лишь для тех соединений, в молекулах которых есть атомы со степенью окисления, промежуточной между минимально и максимально возможной.

Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления, в которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента, т. е. обратные ранее рассмотренным, называются процессами коммутации, компропорцонирования, контрдиспропорционирования.

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃  3S⁰ + 3H₂O

В неорганической химии с такими процессами приходится встречаться реже, чем с реакциями диспропорционирования.

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Естественно, что для записи уравнений окислительно-восстановительных реакций прежде всего надо знать состав продуктов реакции (часто они определяются на основании опыта). Для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции необходимо определить, сколько электронов отдано восстановителем и сколько приобретено окислителем. Условно принято окисление отождествлять с отдачей электронов, а восстановление – с приобретением электронов, т. е. не принимается во внимание строение частиц, природа химической связи в них и механизм протекающего процесса. Трактовка окислительно-восстановительного процесса как простой передачи электронов – это обычно лишь удобный прием, облегчающий написание уравнения реакции и подбор стехиометрических коэффициентов. Так, лишь формально можно считать, что в реакции

происходит потеря атомом цинка двух электронов и приобретение их атомом кислорода, поскольку многозарядных одноатомных анионов, в частности свободных ионов О^2–, вообще не может быть, тем более по соседству с катионом. В действительности связь между цинком и кислородом в молекуле ZnO полярная: по экспериментальным данным в этой молекуле эффективный заряд на атоме цинка примерно равен +1,2, т. е. почти вдвое меньше степени окисления +2.

Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций осуществляют, составляя электронный баланс. Метод подбора, сводящийся к подсчету количеств атомов в правой и левой частях уравнения, не всегда гарантирует правильное определение коэффициентов.

Электронный баланс - 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:

 Fe⁰ + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ⁰↑

Определяются элементы и ионы, меняющие степень окисления, устанавливается окислитель и восстановитель, восстанавливается баланс, а затем по ионному уравнению восстанавливается молекулярное.

1 Fe⁰ − 2ē = Fe⁺²

1 2H⁺ + 2ē = H₂

Fe⁰ + 2H⁺ = Fe⁺² + H₂⁰↑.

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) - метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды. Так, при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой KMnO₄ + HCl = KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O записывается две полуракции.

Очевидно следующее. В сложных случаях электронно-ионный баланс помогает определить, что с чем реагирует и какие продукты при этом получаются. И позволяет определить коэффициенты уравнения реакции. Особенно эффективен метод электронно-ионных полуреакций в тех случаях, когда трудно или вообще невозможно определить степени окисления атомов в веществах - реагентах и/или продуктах реакции.