3 Окислительно-восстановительные реакции

3.1 Теоретические пояснения

Окислительно-восстановительные реакции – это химические процессы, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух процессов – окисления и восстановления.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются, сами при этом являются восстановителями. Частицы, принимающие электроны, восстанавливаются, сами при этом являются окислителями.

Для окислительно-восстановительных реакций существует правило: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем.

Соединения, содержащие атомы элементов в их максимальной степени окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их низшей степени окисления, наоборот, могут служить только восстановителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от условий реакции и от природы других веществ, участвующих в реакции.

3.2 Примеры решения типовых задач

Пример 1

Определите степень окисления серы в соединениях: Н₂S, Na₂S₂O₃, H₂SO₃, H₂SO₄.

Решение:

При определении степени окисления элемента в соединении исходят из предпосылок:

• молекула в целом электронейтральна;

• все связи в молекуле между разными по природе элементами – ионные;

• из двух соседствующих атомов отрицательный заряд приобретает тот, который более электроорицателен;

• степень окисления элементов в простых веществах равна нулю;

• атом водорода в соединениях имеет степень окисления +1, кроме гидридов, где водород имеет степень окисления -1;

• степень окисления кислорода в соединениях, кроме перекисных соединений и соединений с фтором, всегда равна -2;

• степень окисления фтора в соединениях равна -1;

• степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1;

• степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях равна +2

Определим степень окисления серы в перечисленных соединениях.

(Н⁺¹₂S^х)⁰

2(+1) + х = 0

х = -2.

(Na⁺¹₂S^х₂O^-2₃)⁰

2(+1) + 2х + 3(-2) =0,

х= +2.

(H⁺¹₂S^хO^-2₃)⁰

2(+1) + х + 3(-2) =0

х= +4.

(H⁺¹₂S^хO^-2₄)⁰

2(+1) + х + 4(-2) =0,

х= +6.

Пример 2

Методом электронного баланса расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Решение:

Определив степени окисления элементов в составе соединений, участвующих в ОВР, можно убедиться, что железо (II) окисляется до железа (Ш), а марганец (VII) восстанавливается до марганца (II).

Fe⁺² – 1е^-  Fe⁺³, Mn⁺⁷ + 5е^-  Mn⁺²

Метод электронного баланса предусматривает уравнивание количества электронов в процессах окисления и восстановления. Так как в продуктах реакции имеем два атома железа, то это необходимо учесть в электронном балансе.

2Fe⁺² – 2е^-  2Fe⁺³  5

Mn⁺⁷ + 5е^-  Mn⁺²  2

10Fe⁺² + 2Mn⁺⁷  10Fe⁺³ + 2Mn⁺⁷

Перенеся соответствующие коэффициенты в уравнение реакции, получим:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + H₂SO₄  5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициент перед серной кислотой можно вычислить как разницу между количеством сульфат-анионов в продуктах и исходных веществах:

(35 + 2 + 1) – 10 = 8

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄  5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициент для воды, равный 8, получим, исходя из числа катионов водорода в серной кислоте.

Таким образом, можно написать окончательное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄  5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O

Пример 3

Написать уравнение реакции окисления железа бихроматом калия в кислой среде (H₂SO₄) и расставить в нем стехиометрические коэффициенты, используя метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Решение:

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительно использовать именно этот метод. В нем рассматриваются частицы, реально существующие в растворе, видна роль среды, не обязательно знать все образующиеся вещества, недостающие продукты реакции сами появляются при выводе уравнения реакции.

При составлении уравнений окислительно-востановительных реакций методом электронно-ионного баланса рекомендуется придерживаться определенного алгоритма.

- На основании знания свойств веществ, вступающих в реакцию, определяются окислитель и восстановитель и продукты их превращения.

Fe + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄

В данном примере окислителем является ион Cr₂O₇ ^2-, так как хром в нем имеет высшую степень окисления, которая в ходе реакции может только понижаться. В кислой среде бихромат-ион восстанавливается до катиона Cr³⁺. Железо является восстановителем, оно будет окисляться до катиона Fe²⁺.

- Составляются схемы полуреакций окисления и восстановления, в которых указываются реально существующие в растворе частицы.

- Уравнивается число атомов элементов в схемах полуреакций. При необходимости для этого используются частицы, существующие в водных растворах: Н₂О, Н⁺, ОН ^–.

Необходимо учитывать, что в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.

Присоединение недостающего кислорода в кислых и нейтральных средах происходит за счет молекул воды и приводит к образованию ионов водорода, в то время как в щелочной среде присоединение кислорода идет за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

- Учитывается правило электронейтральности: сумма зарядов в левой и правой части полуреакции должна быть одинакова. Для этого нужно прибавить или отнять от левой части полуреакции соответствующее число электронов. Оно определяется как разность между суммарными зарядами в левой и правой части полуреакции.

- Уравнивается число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Для этого вводятся соответствующие коэффициенты для полуреакций.

В разбираемом примере уравнения полуреакций восстановления и окисления выглядят следующим образом:

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e^-=2Cr³⁺+7H₂O ×1 окислитель

Fe – 2e^-=Fe²⁺ ×3 восстановитель

- Складываются левые и правые части полуреакций:

Cr₂O₇^2-+14H⁺+3Fe=2Cr³⁺+7H₂O+3Fe²⁺.

Таким образом, получено ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

- Записывается уравнение реакции в молекулярной форме. При этом учитываются частицы, не принимавшие участия в окислительно-восстановительном процессе, но присутствующие в растворе. В данном примере это ионы K⁺ и SO₄^2-.

3Fe+K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+7H₂O+3FeSO₄+K₂SO₄.

Пример 4

Закончить реакцию и расставить коэффициенты методом электронного баланса.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH  Na₂SO₄ + …

Решение:

В данной реакции Na₂AsO₃ является восстановителем, так как

S⁺⁴ -2е^-  S⁺⁶,

тогда KMnO₄ – окислитель.

Известно, что в зависимости от рН среды Mn⁺⁷ может восстанавливаться по-разному, а именно:

^{рН >7} (MnO₄)^2– степень окисления марганца +6

Mn^{+7 рН=7} MnO₂ степень окисления марганца +4

^{рН< 7} Mn²⁺ степень окисления марганца +2

Так как в нашем случае реакция протекает в присутствии щелочи, то есть рН>7, то продуктами реакции будут К₂MnO₄ и вода.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH  Na₂SO₄ + К₂MnO₄ + H₂O

Расставим коэффициенты методом электронного баланса:

Mn⁺⁷ + 1е^-  Mn⁺⁶ 2

S⁺⁴ - 2е^- S⁺⁶ 1

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH  Na₂SO₄ + 2К₂MnO₄ + H₂O