Окислительно-восстановительные реакции

1. Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂.

Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции

+III –II		+II –II		0		+IV –II
Fe2O3	+	3CO	=	2Fe	+	3CO2.

Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель.

 

Атомы-окислители – атомы, принимающие электроны в ходе данной ОВР.

Атомы-восстановители – атомы, отдающие электроны в ходе данной ОВР.

Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.

Вещество-окислитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-окислители

Вещество-восстановитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-восстановители.

В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II). В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются. Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO₃ (N^+V), KMnO₄ (Mn^+VII), CrO₃ (Cr^+VI), KClO₃ (Cl^+V), KClO₄ (Cl^+VII) и др. Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H₂S и сульфиды (S^–II), SO₂ и сульфиты (S^+IV), йодиды (I^–I), CO (C^+II), NH₃ (N^–III) и др. В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например: SO₂ + Cl₂ = S + Cl₂O₂ (SO₂ – сильный восстановитель); SO₂ + C = S + CO₂ (t) (SO₂ – слабый окислитель); C + O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель); C + 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель). Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

+III -II		+II -II		0		+IV -II
Fe2O3	+	3CO	=	2Fe	+	3CO2.

Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe^+III) превратились в атомы-восстановители (Fe⁰), а атомы-восстановители (C^+II) превратились в атомы-окислители (C^+IV). Но CO₂ в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно. Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода: а) метод электронного баланса и б) метод электронно-ионного баланса. Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях. Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами. Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции. Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.

Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:

Fe + Cl₂   FeCl₃.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции: 

0		0		+III –I
Fe	+	Cl2		FeCl3.

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями: Fe – 3e^– = Fe^+III, Cl₂ + 2e^– = 2Cl^–I.

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

2 3

Fe – 3e– = Fe+III, Cl2 + 2e– = 2Cl–I

2Fe – 6e– = 2Fe+III, 3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции: 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):

0		0		+V –I
P4	+	Cl2		PCl5.

Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):

P4 – 20e– = 4P+V Cl2 + 2e– = 2Cl–I

1 10

2 20

P4 – 20e– = 4P+V Cl2 + 2e– = 2Cl–I

P4 – 20e– = 4P+V 10Cl2 + 20e– = 20Cl–I

Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:

P₄ + 10Cl₂ = 4PCl₅.

Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.

Схема реакции:

+II –II		0		+III –II		+IV –II
FeS	+	O2		Fe2O3	+	SO2.

В этом случае окисляются и атомы железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида железа(II) атомы этих элементов входят в отношении 1:1 (см. индексы в простейшей формуле). Электронный баланс:

4	Fe+II – e– = Fe+III S–II – 6e– = S+IV	Всего отдают 7е–
7	O2 + 4e– = 2O–II

Уравнение реакции: 4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂.

Пример 4. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.

Схема реакции:

+II –I		0		+III –II		+IV –II
FeS2	+	O2		Fe2O3	+	SO2.

Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:

4	Fe+III – e– = Fe+III 2S–I – 10e– = 2S+IV	Всего отдают 11е–
11	O2 + 4e– = 2O–II

Уравнение реакции:  4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ:

Составьте электронный баланс к каждому уравнению ОВР, приведенному в тексте § 1 этой главы. 2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз для расстановки коэффициентов используйте метод электронного баланса. 3.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам:

а) Na + I₂ = NaI; б) Na + O₂ = Na₂O₂; в) Na₂O₂ + Na Na₂O; г) Al + Br₂ AlBr₃; д) Fe + O₂ Fe₃O₄ (t); е) Fe₃O₄ + H₂ FeO + H₂O (t); ж) FeO + O₂ Fe₂O₃ (t); и) Fe₂O₃ + CO Fe + CO₂ (t); к) Cr + O₂ Cr₂O₃ (t); л) CrO₃ + NH₃ Cr₂O₃ + H₂O + N₂ (t); м) Mn₂O₇ + NH₃ MnO₂ + N₂ + H₂O; н) MnO₂ + H₂ Mn + H₂O (t); п) MnS + O₂ MnO₂ + SO₂ (t) р) PbO₂ + CO Pb + CO₂ (t); с) Cu₂O + Cu₂S   Cu + SO₂ (t); т) CuS + O₂   Cu₂O +SO₂ (t); у) Pb₃O₄ + H₂ Pb + H₂O (t).