Классификация окислительно-восстановительных реакций

а) Межмолекулярное окисление-восстановление. В этом случае окислитель и восстановитель входят в состав двух разных молекул:

2 Al + 6HCl = 2 AlCl₃ + 3H₂,

2FeCl₃ + SnCl₂ = 22FeCl₂ + SnCl₄.

б) Внутримолекулярное окисление-восстановление – когда окислитель и восстановитель входят в состав одного сложного вещества, но представлены разными атомами:

(NH₄)₂ Cr₂O₇ = N₂ + 4H₂O + Cr₂O₃.

в) Аутоокислительные реакции /реакции диспропорционирования/. Окислителями и восстановителями служат одинаковые атомы или ионы, окисляющие и восстанавливающие друг друга:

Cl₂ + H₂O =HClO + HCl.

Направление протекания овр

ОВР самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.

Важнейшие окислители: галогены, O₂, O₃, H₂O₂, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO_3, H2SO_4(конц), PbO₂, Ag₂O, KClO₄, KClO₃, ионы Ag⁺, Au³⁺ и т.д.

Сила окислителя зависит от степени окисления элемента: чем выше степень окисления, тем более окислительные свойства проявляет элемент:

KClO, KClO₂, KClO₃, KClO₄ (max).

Важнейшие восстановители: Водород, уголь, CO, Hal^-, все Ме, H₂, H₂S, SO_2,, H₂SO₃, SnCl₂, FeSO₄, альдегиды, спирты и т.д.

Количественной мерой ox/red способности является окислительно-восстановительный потенциал (j_ox/red), который зависит от:

- природы окисленной и восстановленной формы;

- соотношения концентраций окисленной и восстановленной формы;

- температуры;

- в некоторых случаях от рН.

• Чем больше величина j_ox/red, тем более сильным окислителем является окисленная форма элемента;

• чем меньше (отрицательнее) величина j_ox/red, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма элемента.

• Условием самопроизвольного протекания ОВР является положительное значение ее ЭДС (электродвижущей силы):

∆E⁰ = j⁰_ок-ля – j⁰_вос-ля > 0.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Существует два способа определения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Метод электронного баланса позволяет определить коэффициент лишь перед молекулами окислителя и восстановителя, а для остальных участников они находятся подбором, с учетом уже найденного числа ионов окислителя и восстановителя. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Сумма зарядов исходных веществ также должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Более универсальный ионно-электронный метод использует представления об электролитической диссоциации. Участники процесса записываются в ионном виде. Метод применим, если реакции протекают в водном растворе. Вещества диссоциируют на ионы, реальность существования которых может быть обнаружена в растворе. В этом случае учитывают процесс диссоциации воды Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- и используют в качестве компонентов реакции молекулы Н₂О и ионы Н⁺ и ОН^-. Слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом необходимо соблюдать следующие правила:

1) Составить схему реакции, указав в левой части уравнения формулы веществ взятых для реакции, а в правой – полученных. Например:

Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O

2) Составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений: сильные электролиты записать в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются:

Mn²⁺ + PbO₂ + → HMnO₄ + Pb²⁺ … (кислая среда)

3) Составить частные электронно-ионные уравнения /полуреакции/ отдельно для процесса окисления и отдельно для процесса восстановления, руководствуясь следующим:

а) если прлдукты реакции содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов ОН^-,

б) если продукты реакции содержат меньше кислорода, чем исходные вещества, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием очень слабо диссоциирующих молекул воды, а в нейтральной среде и щелочной среде – за счет добавления воды с образованием гидроксид-ионов.

4) В каждой полуреакции подвести баланс вещества /уравнять число атомов или ионов/, а также уравнять алгебраическую сумму зарядов правой и левой части частных электронно-ионных уравнений:

Окисление: Восстановление

а/ Mn²⁺ → MnO₄^- а/ PbO₂ → Pb²⁺

б/ Mn²⁺ + 4 H₂O→ MnO₄^- + 8 H⁺ б/ PbO₂ + 4 Н⁺ → Pb²⁺ + 2 H₂O

в/ Mn²⁺ + 4 H₂O – 5е → MnO₄^- + 8 H⁺ в/ PbO₂ + 4 Н⁺ + 2е → Pb²⁺ + 2 H₂O

5) Подвести баланс зарядов и вывести коэффициенты:

Mn²⁺ + 4 H₂O – 5е → MnO₄^- + 8 H⁺ /окисление/ │2

PbO₂ + 4 Н⁺ + 2е → Pb²⁺ + 2 H₂O /восстановление/ │5

6) Для достижения электронного баланса умножить первое полууравнение на 2, а второе полууравнение на 5 , а затем суммировать полуреакции:

2 Mn²⁺ + 8 H₂O + 5 PbO₂ + 20 H⁺ → 2 MnO₄^- +16 H⁺ + 5 Pb²⁺ + 10 H₂O

7) Произвести возможные упрощения /приведение подобных членов/ в предыдущем уравнении и получить ионное уравнение в сокращенном виде:

2 Mn²⁺ + 5 PbO₂ + 4 Н⁺ → 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺+ 2 H₂O

8) руководствуясь схемой реакции, приписать недостающие ионы и написать уравнение уже в молекулярном виде:

2 Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Рb(NO₃)₂ + 2 H₂O

9) Подвести окончательный баланс с учетом прибавившихся ионов, при этом могут уточниться некоторые коэффициенты /например, 6HNO₃/.