3.6. Реакции окислительно-восстановительные

По признаку изменения степеней окисления атомов все химические реакции можно разделить на 2 типа:

1. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов – электроностатические (неокислительно-востановительные) реакции:

;

2. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ – электронодинамические (окислительно-востановительные) реакции: ; .

Теория окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс «отдачи»¹ атомом, молекулой или ином электронов, сопровождающийся повышением степени окисления. Например: .

2. Восстановлением называется процесс «присоединения» электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся понижением степени окисления: .

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

Важнейшие восстановители: металлы, водород, уголь, СО, Н₂S, SO₂, H₂SO₃ и сульфиты, HI, HBr, HCl, SnCl₂, Fe²⁺, Mn²⁺, Cr³⁺, HNO₂ и нитриты, NH₃, NO, Н₃РО₃, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза, катод при электролизе и др.

Важнейшие окислители: галогены, KMnO₄, MnО₂, K₂Cr₂O₇, HNO₃, О₂, О₃, Н₂О₂, Н₂SО_4(конц.), СuO, Ag₂O, PbO₂, Ag⁺, Fe³⁺, гипохлориты, хлориты, перхлораты, «царская водка», анод при электролизе и др.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

5. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие группы:

1. Межмолекулярные – атомы – окислитель и восстановитель – находятся в разных веществах:

– реакции между газообразными веществами: 4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О;

– реакции твердых веществ с газообразными: 2Sb_(т) + 3Cl_2(г) = 2SbCl_3(т);

– реакции твердых веществ с растворами: 16HCl_(р-р) + 2KMnO_4(т) = 5Cl_2(г) + 2MnCl_2(р-р) + + 2KCl_(р-р) + 8Н₂О_(ж);

– реакции между твердыми веществами: 2Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + 2Fe;

– реакции в растворах: 5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

К межмолекулярным относятся также реакции между веществами, в которых взаимодействующие атомы одного и того же элемента имеют различную степень окисления (реакции конпропорционирования): 2H₂S + H₂SO₃ = 3S + 3 Н₂О.

2. Внутримолекулярные – реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле: 2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂; NH₄NO₂ = N₂O + 2Н₂О.

3. Реакции диспропорционирования – сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления (по сравнению с первоначальным) атомов одного и того же элемента: Cl₂ + H₂O = HClO + HCl; 4Na₂SO₃ = 3Na₂SO₄ + Na₂S.

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1. Написать формулы исходных веществ и продуктов реакции (составить схему реакции): HCl + MnO₂  Cl₂ + MnCl₂ + Н₂О

2. Определить степени окисления атомов и определить, какие атомы ее изменяют:

3. Составить схемы перехода электронов (схемы восстановления и окисления):

4. Определить электронный баланс (для этого найти наименьшее общее кратное для числа отданных восстановителем и принятых окислителем электронов и разделить его на каждое из этих чисел):

	2
	1

(Это значит, что для того, чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, нужно, чтобы в реакции на каждый атом марганца приходилось 2 атома хлора.).

5. На основании электронного баланса поставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя: ?HCl + 1MnO₂  Cl₂ + MnCl₂ + Н₂О

(Перед формулой хлороводорода коэффициент не определен, так как соляная кислота в этой реакции выполняет 2 функции – является восстановителем и образует соль, поэтому ее нужно больше, чем по электронному балансу.).

6. Определить остальные коэффициенты методом подбора: 4HCl + 1MnO₂  Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂О

7. Проверить правильность определения коэффициентов по числу атомов кислорода.

Роль среды в протекании окислительно-восстановительных реакций

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: кислой, щелочной или нейтральной. В зависимости от среды может изменяться механизм и природа продуктов реакции между одними и теми же веществами. Так, кислая среда способствует более глубокому окислению (восстановлению) веществ, а щелочная – менее глубокому. Например:

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

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O

Виды заданий ЕГЭ