3.11 Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восстановитель­ными (ОВР).

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления нужно помнить:

• степень окисления атома в простом веществе равна 0;

• степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов равна +1;

• степень окисления кислорода, кроме пероксидов и OF₂, равна –2;

• степень окисления атомов элементов I, II, III групп главных подгрупп периодической системы равна +1, +2, +3 соответственно;

• сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается:

Al – 3e^- Al³⁺ H₂ – 2e^-  2H⁺

Fe²⁺ - e^- Fe³⁺.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. Степень окисления при этом понижается:

S +2e^-  S^2- Cl₂ + 2e^- 2Cl^-

Fe³⁺ + e^-  Fe²⁺.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называют восстановителями. Окислителями же называются атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны. Вещества, содержащие атом элемента в низшей степени окисления, являются типичными восстановителями ( , , H₃); в высшей – типичными окислителями ( , ). В случае промежуточной степени окисления атома вещество проявляет окислительно-восстановительную двойственность (H₂ , H и т.п.).

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: электронного баланса и электронно-ионный (метод полуреакций).

Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

Например: Составьте уравнения реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в кислой среде.

1. Запишем схему и расставим степени окисления элементов:

-2 +7 0 +2

H₂S + KMnO₄ + H₂SО₄  S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

2. Составим электронные уравнения:

_{-2 0}

S – 2e  S 5 восстановитель, процесс окисления

+7 +2

Mn + 5e  Mn 2 окислитель, процесс восстановления

-2 +7 0 +2

S + 2Mn  5 S + 2Mn

Расставим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других веществах. Окончательное уравнение реакции имеет вид:

5H₂S + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄  5 S⁰ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Метод полуреакций учитывает реальное состояние ионов в растворе.

При составлении уравнений методом полуреакций необходимо соблюдать следующие условия:

Начинать, как и в случае метода электронного баланса, с составления схемы процесса. Для этого в ионном виде записывают окислитель, восстановитель и продукты их взаимодействия. Напомним, что сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые – в виде молекул.

При составлении уравнений полуреакций из исходных соединений может высвобождаться кислород в форме О^-2. Тогда в кислых средах он связывается ионами Н⁺ в воду:

+ 2Н⁺  Н₂О,

а в щелочных – в гидроксид-ионы:

+ Н₂О  2ОН^-.

Если же исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем образующиеся, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды:

Н₂О  + 2Н⁺,

а в щелочных – за счет гидроксид-ионов:

2 ОН^-  + Н₂О.

В качестве примера рассмотрим выше приведенное уравнение реакции:

Н₂S + KMnO₄ + H₂SO₄  MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

H ₂S – 2e^-  S⁰ + 2H⁺ 5 восстановитель, процесс окисления

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^-  Mn²⁺ + 4H₂O 2 окислитель, процесс восстановления

5H₂S + 2MnO₄^- + 16H⁺  5S⁰ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O.

Сократив на 10Н⁺, получаем:

5H₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5S + 2Mn²⁺ + 8H₂O.

Расставим коэффициенты в основном уравнении:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S⁰ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Контрольные задания:

101. Определите степень окисления хрома, марганца и хлора в следующих соединениях:

K₂Cr₂O₇, Cr₂O₃, H₂MnO₄, MnO₂, KClO₃, Cl₂O₇.

102. Какие из приведенных веществ: NH₃, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, MnO₂, KMnO₄ проявляют:

а) только восстановительные свойства;

б) только окислительные свойства;

в) обладают окислительно-восстановительной двойственностью?

103. Закончите уравнения реакций, учитывая, что концентрированная азотная кислота восстанавливается до N₂O, а разбавленная до – NO:

а) Ni + HNO₃ (разб) → Ni(NO₃)₂ + …

б) B + HNO₃ (конц) → H₃BO₃ + …

104. Методом электронно-ионного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, укажите окислитель, восстановитель: а) K₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O;

105. б) H₂S + HCl + K₂Cr₂O₇ → S + CrCl₃ + KCl + H₂O;

106. в) KMnO₄ + H₂SO₄ + NaNO₂ → NaNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

107. г) KMnO₄ + H₂O + NaNO₂ → MnO₂ + NaNO₃ + KOH;

108. д) KMnO₄ + KOH + NaNO₂ → K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O.

109. В приведенных ниже электронно-ионных схемах расставьте коэффициенты, определите число принятых или отданных электронов:

→ NH₃ + H₂O;

Cr³⁺ + OH^– → + H₂O;

+ H₂O → + H⁺.

110. Методом электронно-ионного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, укажите окислитель, восстановитель: Cl₂ + Br₂ + KOH → KCl + KBrO₃ + H₂O