Окислительно-восстановительная двойственность

H₂O₂ + восстановитель  H₂O (в кислой среде)

H₂O₂ + 2 + 2 ē  2 H₂O

H₂O₂ + восстановитель  OH^- (в щелочной и нейтральной средах)

H₂O₂ + 2 ē  2

H₂O₂ + окислитель  O₂

H₂O₂ – 2 ē  O₂ + 2 (в кислой и нейтральной средах)

H₂O₂ + 2 – 2e^-  O₂ + 2 H₂O

+ восстановитель  NO

+ 2 + ē  NO + H₂O (в кислой среде)

+ H₂O + ē  NO + 2 (в щелочной и нейтральной средах)

+ окислитель 

+ H₂O – 2 ē  + 2 (в кислой и нейтральной средах)

+ 2 – 2 ē  + H₂O (в щелочной среде)

Реакции диспропорционирования

Cl₂(Br₂, I₂) + NaOH  NaClO + NaCl + H₂O (на холоду)

Cl₂ + NaOH  NaClO₃ + NaCl + H₂O (при нагревании)

S + NaOH  Na₂SO₃ + Na₂S + H₂O

P + NaOH  NaH₂PO₂ + PH₃

NO₂ + NaOH  NaNO₂ + NaNO₃

Из приведенных данных следует, что среда и условия, в которых проводится реакция, играют важную роль. Так, например, хлорид-анион проявляет восстановительные свойства только в сильнокислых растворах. Сульфат-анион проявляет окислительные свойства только в концентрированной серной кислоте.

2.6 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции протекают в соответствии с законом сохранения массы и энергии. В ходе окислительно-восстановительных реакций сумма зарядов исходных веществ должна быть равна сумме зарядов веществ, образующихся в результате реакции. Полные уравнения окислительно-восстановительных реакций можно составить, используя методы электронного или электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронного баланса

Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции (этот метод иногда называют методом учета изменений степеней окисления элементов). Определение коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях необходимо начать с установления такого соотношения между числом молекул атомов или ионов окислителя и восстановителя, при котором количество электронов, приобретаемых окислителем, равно количеству электронов, теряемых восстановителем. Для установления такого соотношения составляются электронные уравнения, и на их основе находят коэффициенты.

Рассмотрим метод электронного баланса на конкретных примерах.

Пример 1. При окислении H₂S хлорной водой образуется серная и соляная кислоты: 

_{-2 0 +6 -1}

H₂S + Cl₂+ H₂O  H₂SO₄+ HCl

  Изменение состояния окисления претерпевают ионы S^2- и молекулы хлора.  _{-2 +6}

S - 8 ē  S  1

₀

Cl₂ +2 ē  2  4

Чтобы уравнять число электронов, которые теряет восстановитель S^2-, и число электронов, переходящих к окислителю Cl₂, следует второе равенство домножить на 4. После сложения обоих равенств получаем электронную схему реакции:

_{-2 0 +6}

S + 4 Cl₂ = S + 8

Из приведенной схемы видно, что для окисления одной молекулы (1 моль) H₂S расходуется четыре молекулы (4 моль) хлора, в результате чего образуется одна молекула (1 моль) H₂SO₄ и восемь молекул (7 моль) HCl. Последним ставится коэффициент, указывающий число молекул воды. Общее уравнение реакции имеет вид:

H₂S + 4 Cl₂ + 4 H₂O = H₂SO₄ + 8 HCl

Пример 2. При сливании водных растворов сульфита натрия и перманганата калия в кислой среде реакция протекает по схеме:

_{+4 +7 +6 +2}

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ -> Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

Изменение степени окисления происходит у серы и марганца

_{+4 +6}

S - 2 ē  S  5

₊₇

Mn + 5 ē   2

 Уравниваем количество отданных и принятых электронов и складываем оба равенства

_{+4 +7 +6}

5 S + 2 Mn = 5 S + 2

Далее подставляем коэффициенты к соединениям Na₂SO₃, KMnO₄, Na₂SO₄ и MnSO₄ :

5 Na₂SO₃ + 2 KMnO₄ + H₂SO₄  5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

По числу кислотных остатков SO₄^2- в правой части уравнения находим стехиометрический коэффициент для серной кислоты в левой части. Так как в результате реакции получается 8 ионов SO₄^2- (из них пять - за счет окислительно-восстановительного процесса и три - за счет реакции обмена), то необходимо взять 3 молекулы H₂SO₄:

5 Na₂SO₃ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄  5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

По числу ионов водорода (6H⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды (3H₂O), и уравнение приобретает окончательный вид:

5 Na₂SO₃ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄  5 Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

Метод электронного баланса применим для любых систем и может быть использован для окислительно-восстановительных процессов, протекающих как в растворах, так и при сплавлении, обжиге, горении и т.д. Но так как само понятие степени окисления носит формальный характер, то и используемые при этом схемы также являются формальными и не отражают реально происходящих в растворах взаимодействий. Более правильное представление о процессах окисления-восстановления в растворах дает метод электронно-ионного баланса, который рассматривает их с учетом реально существующих в растворах молекул и ионов.