2. Классификация окислительно-восстановительных процессов.

В зависимости от того, находятся ли атомы, выполняющие в реакции функцию окислителя (акцептора электронов) и восстановителя (донора электронов) в одном или в различных веществах, все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на три типа:

• межмолекулярные;

• внутримолекулярные;

• диспропорционирования.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (10.7) — окислительно-восстановительные реакции, в которых окислительные функции выполняют одни вещества, а восстановительные – другие. Например, в реакции H₂S + Cl₂ = S + 2HCl электроны от восстановителя – молекулы сероводорода – переходят к окислителю – молекуле Cl₂.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (10.8) — окислительно-восстановительные реакции, в которых одна часть молекулы – окислитель, а другая – восстановитель.

Простейшими примерами могут служить реакции термического разложения вещества:

2NO₂ = 2NO +O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4 H₂O

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) (10.9) —реакции, которые протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Они характерны для соединений или простых веществ, состоящих из промежуточных степеней окисления данного элемента:

Cl₂ + H₂O = HCl +HClO

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl

3KBrO = KBrO₃ + 2KBr

3. Зависимость окислительно-восстановительных свойств веществ в зависимости от положения атомов элементов в периодической системе д.И.Менделеева.

В периодах с повышением порядкового номера элемента, уменьшаются металлические свойства, следовательно, способность отдавать электроны также уменьшается, а присоединять увеличивается. Поэтому восстановительные свойства простых веществ снижаются, а окислительные - возрастают (максимальные у галогенов).

У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера увеличиваются металлические свойства (радиус атома возрастает, а состав последнего энергетического подуровня остается неизменным). Поэтому усиливаются восстановительные свойства и ослабляются окислительные.

Запомните!!!

1) Элементы в высшей степени окисления могут только восстанавливаться, например: S⁺⁶ (H₂SO₄), N⁺⁵ (HNO₃ и нитраты), Mn⁺⁷,Cr⁺⁶; Pb⁺⁴ и прочие.

2) Элементы в низшей степени окисления могут только окисляться, например:

H₂S^-2; N^-3H₃.

3) Вещества в промежуточных степенях окисления могут быть и окислителями и восстановителями.

Важнейшие восстановители и окислители:

 

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

4. Методика составления окислительно-восстановительных реакций. Влияние среды на направление и скорость окислительно-восстановительного процесса.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся в результате реакций соединений; они обычно устанавливаются экспериментально или на основе известных свойств элементов.

Необходимо учитывать, что:

• В окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и обретаемых окислителем, равны;

• Для любого химического уравнения, общее количество одноимённых атомов в левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;

• Если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то необходимо учитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов с ионами (в кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул , а в нейтральных и щелочных растворах они (ионы ) регулируют с образованием гидроксил-ионов .

Применяются в основном в два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1. Метод электронного баланса, основаны на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю,

2. ионно-электронный метод, предусматривающий раздельное составление ионных уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. В данном методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может измениться.

В некоторых случаях реакция среды обуславливает даже изменение направление процесса.

Например:

в щелочной среде

в кислой среде

в нейтральной и слабощелочной среде

в кислой среде

При перекись водорода является окислителем по отношению к элементарному йоду (образуется ):

При и более, наоборот, окисляется перекись водорода с выделением элементарного йода:

Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в желательном направлении. Это изменение зависит также от концентрации реагирующих веществ.

Уравнения реакций окисления-восстановления мы будем изображать тремя последовательными стадиями:

1. Начальные продукты реакции,

2. Промежуточные продукты и их стяжение,

3. Конечные продукты реакции.

Для оформления второй стадии реакции следует знать правила стяжения.

Правила стяжения в реакциях окисления-восстановления

1. Образующиеся в реакциях окисления-восстановления атомы с положительной степенью окисления 4+, 5+, 6+,7+ стягиваются с ионами кислорода и образуют остатки типа , .

Например: и т.д.

Исключение: в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды .

Дополнение:

1. Амфотерные элементы с положительной степенью окисления 2+, 3+, 4+ в щелочной среде образуют гидроксокомплексы типа:

[Me (OH)₄]^2-, [Me (OH)₆]^3-, [Me (OH)₆]^2-

2. Элементы с положительной степенью окисления 1+, 2+, 3+ в кислой среде образуют соли.

2. Избыточные ионы кислорода (О^2-) в кислой среде образуют (оттягиваются) с ионами Н⁺ малодиссоциированные молекулы воды:

О^2- + 2Н⁺ =Н₂О

3. Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочной среде стягиваются с ионами Н⁺ из молекул воды с образованием ионов гидроксила:

О^2- + Н⁺ ОН^- =ОН^-

4. Избыточные ионы водорода (Н⁺) в щелочной среде стягиваются с ионами ОН^- с образованием молекул воды:

Н⁺ + ОН^- =Н₂О

5. Недостающие ионы кислорода (О^2-) в кислотной и нейтральной средах берутся из молекул воды с образованием ионов Н⁺:

Н₂О ^- =2Н⁺ + О^2-

6. Недостающие ионы кислорода (О^2-) в щелочной среде берутся из групп ОН^- с образованием молекул Н₂О:

2ОН^- = Н₂О+ О^2-

VII. Недостающие ионы Н⁺ в щелочной среде берутся из молекул воды с образованием ионов гидроксила:

Н₂О = ОН^-+ Н⁺

а) Реакции окисления-восстановления в кислой среде

Разберём в качестве примера окисление сероводорода водным раствором марганцевого калия в кислой среде.

Реакция протекает в следующей схеме:

KM_nO₄ + Н₂S + Н₂SO₄ K₂S O₄ + MnSO₄ + S + Н₂О

В процессе реакции изменяется степень окисления марганца, входящего в состав иона M_nO₄^-, и серы, входящей в состав малодиссоциированной молекулы Н₂S, напишем ионно-электронные уравнения (1, 2), характеризующие процессы восстановления (M_nO₄^-) и окисления (Н₂О).

2 M_nO₄^- + 8Н^- + 5e = M_n²⁺ + 4 Н₂О (1)

5. Н₂S – 2e = S^o + 2Н⁺ (2)

2M_nO₄^- + 16Н⁺ + 5 Н₂S = 2Mn²⁺ + 5S^2- + 8Н₂О + 1OH⁺ (3)

В правой и левой части каждого уравнения должны быть одинаковыми: числа атомов каждого элемента и алгебраическая сумма зарядов.

Рассматриваемая окислительно-восстановительная реакция протекает в кислой среде, поэтому для уравнивания числа атомов кислорода в левой части уравнения (1) написано 8 ионов водорода, в правой же части 4 молекулы воды. Количество ионов кислорода и водорода должны быть равны в обеих частях уравнения (1). Такое же уравнение числа атомов и алгебраической суммы зарядов произведено и в ионно-электронном уравнении, характеризующем процесс окисления сероводорода (2)

После уравнивания числа отданных и присоединённых электронов, пишется суммарное ионно-электронное уравнение (3) и на основании этих данных расставляются коэффициенты в уравнении реакции, написанном в молекулярном виде (4)

2MnO₄^- +5 Н₂S + 3Н₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8 Н₂О