Лабораторная работа 10. Окислительно-восстановительные реакции Теоретическое введение к лабораторным работам № 10, 11

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Рассмотрим пример. Вначале возьмем реакцию, в результате которой железо окисляется до железа (II):

.

Атомы железа в ходе реакции превращаются в положительно заряженные ионы, степень окисления (С.О.) железа повышается от 0 до+2:

.

Такой процесс – отдача электронов (–ē), сопровождающийся повышением степени окисления элемента называется окислением.

Электроны, отдаваемые железом, принимаются катионами водорода, которые превращаются в атомы водорода, степень окисления водорода изменяется от +2 до 0:

.

Присоединение электронов (+ē), сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением.

Таким образом, в рассматриваемой реакции железо окисляется, а водород восстанавливается.

Вещество в состав, которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент – окислителем.

+ē - окислитель, принимает ē, С.О.↓, процесс восстановления;

-ē - восстановитель, отдает ē, С.О.↑, процесс окисления.

Составляем уравнения полуреакций процесса окисления и восстановления:

.

Так как > , реакция возможна.

Теперь рассмотрим возможность окисления железа до оксида железа (III):

.

Железо – восстановитель, отдает ē; ион водорода – окислитель, принимает ē.

Составляем уравнения полуреакций процесса окисления и восстановления:

Так как < , реакция невозможна.

2Fe + 3H₂SO_{4 разб} ≠ Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂.

Вывод: неокислительной кислотой Fe⁰ окисляется только до Fe²⁺.

При уравнивании реакций методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций) записываем две полуреакции – окисления и восстановления, в которых сильные электролиты пишем в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Затем каждую полуреакцию уравниваем. Уравнивание полуреакций зависит от среды раствора. Если среда кислая, то для уравнивания используем ионы водорода Н⁺ и Н₂О, а если щелочная – то гидроксо – группы ОН^– и Н₂О. После этого уравниваем число отданных и принятых электронов, выставляем коэффициенты перед полуреакциями окислителя и восстановителя и записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение с учетом выставленных коэффициентов. В полученном уравнении приводим подобные члены и переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.

а ) K₂Cr₂O₇+H₃PO₃+H₂SO₄→Cr₂(SO₄)₃+H₃PO₄+K₂SO₄+H₂O,

1 Cr₂O₇^2– + 6e + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O,

3 H₃PO₃ – 2e + H₂O = H₃PO₄ + 2H⁺,

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 3H₃PO₃ + 3H₂O = 3H₃PO₄+ 6H⁺ +2Cr³⁺ + 7H₂O,

Cr₂O₇^2– + 8H⁺ + 3H₃PO₃ = 3H₃PO₄ + 2Cr³⁺ + 4H₂O,

K₂Cr₂O₇+3H₃PO₃+4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃+3H₃PO₄+K₂SO₄+4H₂O.

K₂Cr₂O₇ – окислитель; H₃PO₃ – восстановитель.

б ) Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH,

3 SO₃^2– – 2e + 2ОН^– = SO₄^2–+ H₂O,

2 MnO₄^– + 3e + 2H₂O = MnO₂ + 4OH^–,

3SO₃^2– + 6ОН^– + 2MnO₄^– + 4H₂O = 3SO₄^2–+ 3H₂O + 2MnO₂ + 8OH^–,

3SO₃^2– + 2MnO₄^– + H₂O = 3SO₄^2– + 2MnO₂ + 2OH^–,

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

Na₂SO₃ – восстановитель; KMnO₄ – окислитель.