Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых взаимодействуют два вещества, од­но из которых служит окислителем, а другое – вос­становителем:

2H₂S + SO₂  3S + 2H₂O,

где SO₂ (S⁴⁺) – окислитель, H₂S (S^2–) – восстановитель.

Большинство окислительно-восстановительных реакций относится к межмолекулярным реакциям.

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых участвует исходное вещество, содержащее восстанавливающийся и окисляющийся элементы:

2KClO₃ 2KCl + 3O₂.

В этой реакции Cl⁵⁺ – окислитель, О^2– – восстановитель.

В реакции NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O окислителем является N³⁺, а восстановителем – N^3–, в результате образуется N⁰.

К внутримолекулярным реакциям относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – реакции, в которых одновременно образуются соеди­нения, содержащие данный элемент в более окисленном и в более восстановленном состоянии по сравнению с исходным; при этом исходное вещество проявляет функции как окислителя, так и восстановителя:

4KClO₃ KCl + 3 KClO₄.

В этой реакции Cl⁵⁺ является и окислителем и восстановителем, в процессе восстановления образуется Cl^–, а в процессе окисления – Cl ⁷⁺.

Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в ис­ходном соединении в промежуточной степени окисления. Так, в рассмотренном примере степень окисления хлора в исходном соединении (+5) имеет промежуточное значение между возможны­ми максимальной (+7) и минимальной (–1) степенями окисления этого элемента.

Окислители и восстановители

Окислители присоединяют электроны и восстанавливаются. Окислительные свойства проявляют:

1) типичные неме­таллы (F₂, Cl₂, Вr₂, I₂, O₂) в элементарном (свободном) состоянии, например,

2F₂ + 2H₂О  4HF + О₂,

4Cl₂ + H₂S + 4H₂О  8HCl + H₂SО₄;

2) элементы, находящиеся в высшей степени окисления; они мо­гут только восстанавливаться, так как их атомы способны лишь принимать электроны: сера в степени окисления +6 (H₂SO₄), азот +5 (HNО₃ и нитраты), марганец +7 (перманганат KMnО₄), хром +6 (хромат K₂CrО₄ и дихромат K₂Cr₂О₇), свинец +4 (РbO₂) и другие вещества, например,

K₂Cr₂О₇+3H₂S+4H₂SО₄  Cr₂(SО₄)₃ + 3S + K₂SО₄+7H₂О;

3) водород в степени окисления +1 выступает как оки­слитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода), например,

Zn + H₂SO_{4 (разб.)}  ZnSO₄ + H₂↑;

4) ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления (например, Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺), выполняя функцию оки­слителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления, например,

2FeCl₃+2KI  2FeCl₂ + I₂ +2KCl.

Восстановители отдают электроны и окисляются. Восстановительные свойства проявляют:

1) простые вещества – активные металлы (щелочные и щелочноземель­ные, цинк, алюминий, железо и др.);

2) простые вещества – неметал­лы, такие, как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний, при этом водород окисляется до Н⁺, углерод чаще всего окисляется до СО или СО₂, а фосфор, при действии сильных окислителей, – до Н₃РО₄;

3) соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления; они могут только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны: сера в степени окисления –2 (Н₂S и суль­фиды), азот –3 (NH₃ и его производные), йод –1 (HI и йодиды), водород –1 (гидриды) и другие, например,

СаН₂ + 2Н₂О  Са(ОН)₂ + 2Н₂;

4) металлы в более низкой степени окисления (ионы Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg²⁺ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления, например,

5FeCl₂ + KМnО₄ + 8НСl_(разб.)  5FeСl₃ + МnCl₂ + KСl + 4Н₂О.

Окислительно-восстановительную двойственность проявляют вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления. Такие вещества способны и принимать, и отдавать элек­троны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции. Как окислительные, так и восстановительные свойства способны про­являть:

1) Галогены (кроме F₂) в щелочной среде диспропорционируют, например,

Cl₂ +2KOH  KClO + KCl + Н₂О (на холоде),

3Cl₂ + 6KOH  KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

2) пероксид водорода Н₂O₂ содержит кислород в степени окисления –1, который в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2, превращаясь в Н₂О или ОН^–, а при взаимодействии с окислителями способен повышать степень окисления и превращаться в свободный кислород О₂;

3) азотистая кислота и нитриты, выступая в качестве восстановителей за счет иона NО₂^–, окисляются до азотной кислоты HNО₃ или ее солей, а в качестве окислителя восстанавливаются обычно до NO;

4) SO₂, сернистая кислота H₂SO₃ и сульфиты содержат серу в промежуточной степени окисления +4, которая в присутствии окислителей окисляется до серной кислоты H₂SO₄ или сульфатов, а в присутствии восстановителей восстанавливается до свободной серы или сульфидов.