12 Классификация окислительно–восстановительных реакций. Пример

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. Например:

2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe,

C + 4 HNO3(конц) = CO2 + 4 NO2+ 2 H2O.

К внутримолекулярным реакциям относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4 H2O,

2 KNO3 2 KNO2 + O2.

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) атом (ион) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем:

Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O,

2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

Примеры окислительно–восстановительных реакций с участием типичных окислителей и восстановителей

Межмолекулярные реакции окисления-восстановления

Ниже в качестве примеров рассматриваются окислительно-восстановительные реакции, протекающие с участием перманганата калия, дихромата калия, пероксида водорода, нитрита калия, иодида калия и сульфида калия. Окислительно-восстановительные реакции с участием других типичных окислителей и восстановителей рассматриваются во второй части пособия (“Неорганическая химия”).

Окислительно-восстановительные реакции с участием перманганата калия

В зависимости от среды (кислая, нейтральная, щелочная) перманганат калия, выступая в качестве окислителя, дает различные продукты восстановления, рис. 7.1.

Образование продуктов восстановления перманганата калия в различных средах

Ниже приведены реакции KMnO4 с сульфидом калия в качестве восстановителя в различных средах, иллюстрирующие схему, рис. 7.1. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является свободная сера. В щелочной среде молекулы КОН не принимают участие в реакции, а лишь определяют продукт восстановления перманганата калия.

5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 S + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O,

3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O 2 MnO2 + 3 S + 8 KOH,

K2S + 2 KMnO4 –(KOH) 2 K2MnO4 + S.

Окислительно-восстановительные реакции с участием дихромата калия

В кислой среде дихромат калия является сильным окислителем. Смесь K2Cr2O7 и концентрированной H2SO4 (хромпик) широко используется в лабораторной практике в качестве окислителя. Взаимодействуя с восстановителем одна молекула дихромата калия принимает шесть электронов, образуя соединения трехвалентного хрома:

6 FeSO4 +K2Cr2O7 +7 H2SO4 = 3 Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 +K2SO4 +7 H2O;

6 KI + K2Cr2O7 + 7 H2SO4 = 3 I2 + Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 7 H2O.

Окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода и нитрита калия

Пероксид водорода и нитрит калия проявляют преимущественно окислительные свойства:

H2S + H2O2 = S + 2 H2O,

2 KI + 2 KNO2 + 2 H2SO4 = I2 + 2 K2SO4 + H2O,

Однако, при взаимодействии с сильными окислителями (такими как, например, KMnO4), пероксид водорода и нитрит калия выступают в качестве восстановитеей:

5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O,

5 KNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 5 KNO3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O.

Необходимо отметить, что пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме, рис. 7.2.

Рис. 7.2. Возможные продукты восстановления пероксида водорода

При этом в результате реакций образуется вода или гидроксид-ионы:

2 FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2 H2O,

2 KI + H2O2 = I2 + 2 KOH.

Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции протекают, как правило, при нагревании веществ, в молекулах которых присутствуют восстановитель и окислитель. Примерами внутримолекулярных реакций восстановления-окисления являются процессы термического разложения нитратов и перманганата калия:

2 NaNO3 2 NaNO2 + O2,

2 Cu(NO3)2 2 CuO + 4 NO2 + O2,

Hg(NO3)2 Hg + NO2 + O2,

2 KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2.

7.2.5.3 . Реакции диспропорционирования

Как выше отмечалось, в реакциях диспропорционирования один и тот же атом (ион) является одновременно окислителем и восстановителем. Рассмотрим процесс составления этого типа реакций на примере взаимодействия серы со щелочью.

S + KOH ?.

Характерные степени окисления серы : –2, 0, +4 и +6. Выступая в качестве восстановителя элементарная сера отдает 4 электрона:

So – 4е = S4+.

Сера – окислитель принимает два электрона:

So + 2е = S2– .

Таким образом, в результате реакции диспропорционирования серы образуются соединения, степени окисления элемента в которых –2 и справа +4:

3 S + 6 KOH = 2 K2S + K2SO3 + 3 H2O.

При диспропорционировании оксида азота (IV) в щелочи получаются нитрит и нитрат – соединения, в которых степени окисления азота соответственно равны +3 и +5:

2 N4+O2 + 2 КOH = КN3+O2 + КN5+O3 + H2O,

Диспропорционирование хлора в холодном растворе щелочи приводит к образованию гипохлорита, а в горячем – хлората:

Cl02 + 2 KOH = KCl– + KCl+O + H2O,

Cl02 + 6 KOH 5 KCl– + KCl5+O3 + 3H2O.

7.3. Электролиз

Окислительно–восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах при пропускании через них постоянного электрического тока, называют электролизом. При этом на положительном электроде (аноде) происходит окисление анионов. На отрицательном электроде (катоде) восстанавливаются катионы.