755

Глава 9. Окислительно-восстановительные реакции

Важнейшие понятия

Степень окисления и правила еѐ нахождения.

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

Факторы, влияющие на протекание окислительновосстановительных реакций.

Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При изучении данной темы студент должен:

- усвоить основные понятия: степень окисления, процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель, электронный баланс;

-получить четкие представления о связи окислительновосстановительных свойств веществ с электронной структурой атомов в их составе, изменяющих свою степень окисления;

-научиться составлять и решать (находить стехиометрические коэффициенты) уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Все химические реакции можно разделить на два типа:

- реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ;

- реакции, идущие с изменением степени окисления атомов, реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции,

сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Реакции последнего типа весьма распространены и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности всех биологических объектов, с ними связаны процессы дыхания, обмен веществ, гниение брожение, фотосинтез и пр.

Степень окисления и правила еѐ нахождения

Ранее (п. 4.2.) было дано определение понятия «степень окисления». Это понятие очень важно для классификации веществ по признаку окислителя или восстановителя и нахождения стехиометрических коэффициентов в уравнении ОВР.

Для определения степени окисления (с.о.) используют следующие правила:

1.Степень окисления атомов в молекулах простых веществ равна нулю:

Mg, O2, H2.

71

2. Степень окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочноземельных +2, для металлов подгруппы алюминия +3:

+1 +2 +3

NaOH, CaCl2, Al2(SO4)3

3. Водород во всех своих соединениях имеет степень окисления +1. Исключение: гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, где у водорода с.о. = -1:

+1 +1 -1

H2SO4, NaHSO3, CaH2

4. Кислород почти всегда имеет степень окисления -2, за исключением перекисных соединений, где у него с.о. = -1, и фторида кислорода (с.о. = +2):

MnO, KMnO4, H2O2, OF2

5.Фтор во всех соединениях имеет с.о. -1.

6.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтральной молекулы вещества, равна нулю:

Вычислим с.о марганца в молекуле KMnO4. В соответствии с вышесказанным, нужно найти алгебраическую сумму степеней окисления всех атомов: калия (правило 2), каждого из четырех атомов кислорода (правило 4) и неизвестную с.о., обозначив через х. 1 + х + 4·(-2) = 0. Отсюда, степень окисления марганца равна +7.

7.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в

состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона. Вычислим с.о азота в ионе NH4+. Степень окисления атома азота

примем за х. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов должна быть равна +1: х + (+1)·4 = +1. Следовательно, с.о. азота равна -3.

9.2. Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

Атом Zn – 2 å = Zn2+

Молекула Н2 – 2 å = 2Н+

Ион 2Cl- -2 å = Cl2 .

2. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

Атом S + 2 å = S2-

Молекула O2 + 4 å = 2O2-

Ион Fe3+ + å = Fe2+ .

3. Окислители – это вещества, в состав которых входят атомы, присоединяющие электроны. В реакции они восстанавливаются, при этом степень окисления понижается:

Э + n å = Эn-.

72

4.Восстановители – это вещества, в состав которых входят атомы, отдающие электроны. В реакции они окисляются, при этом степень окисления повышается:

Э– n å = Эn+.

5.Окислительно-восстановительная реакция – сопряженный процесс: окисление всегда сопровождается восстановлением и , наоборот.

6.Баланс электронов: в окислительно-восстановительной реакции число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

9.3.Восстановители и окислители

Восстановителями и окислителями, как следует из теории ОВР (п.п.3 и 4), могут быть как простые вещества, так и сложные.

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне имеют 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они их легко отдают, т.е. окисляются, проявляя свойства восстановителя. Наилучшими восстановителями являются щелочные металлы.

В отличие от простых веществ металлов простые вещества неметаллы проявляют свойства как окислителей, так и восстановителей. Исключение составляет только фтор, который, обладая наибольшей электроотрицательностью, проявляет только свойства окислителя. Среди всех неметаллов лучшими окислителями являются галогены и кислород.

Окислительно-восстановительные свойства сложного вещества зависят от степени окисления центрального атома (атома, изменяющего свою степень окисления в результате ОВР).

Важнейшие окислители и восстановители приведены в табл. 9.1.

73

9.6.Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса).

9.6.1. Метод электронного баланса

Составление уравнений этим методом осуществляется в несколько стадий. Рассмотрим это на примере взаимодействия KMnO4 с HClконц.

1. Записывают уравнение реакции со всеми участвующими в ней веществами без коэффициентов:

KMnO4 + HClконц = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O.

5. Полученные множители расставляют в составленном молекулярном уравнении окислительно-восстановительной реакции в виде коэффициентов перед формулами веществ, в которых присутствуют элементы, изменяющие свою степени окисления:

2KMnO4 + HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O.

6. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции ( в данном случае для НCl, KCl и Н2О):

2KMnO4 + 16HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O.

7. Проверяют правильность решения уравнения по кислороду: количество атомов кислорода в обеих частях уравнения должно быть одинаково: слева и справа в уравнении число атомов кислорода равно 8.

76

9.6.2. Метод ионно-электронного баланса

Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Метод полуреакций рекомендуется для реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов сильных электролитов. При составлении баланса электронов учитывается реально существующие молекулы, ионы, а так

1. Записывают молекулярное уравнение реакции с указанием степеней окисления элементов, участников ОВР, с определением окислителя и

K+ + MnO4- + H+ + Cl- = Mn2+ + 2Cl- + Cl2 + K+ + Cl- + H2O.

3. Составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления в ионном виде. Слабые электролиты, газы и нерастворимые соединения записывают в виде молекул. Уравнивают суммарные заряды ионов и электронов в правой и левой частях равенств. Подводят баланс электронов:

4. С учетом полученных множителей суммируют уравнения полуреакций:

2MnO4- + 16H+ + 102Cl- = 2Mn2+ + 8Н2О + 5Cl2.

Если в разных частях полученного уравнения есть повторяющиеся молекулы и ионы, то их нужно сократить.

5. Найденные коэффициенты поставить в молекулярном уравнении:

2KMnO4 + HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + 8H2O.

6. Уравнять ионы и молекулы, назадействованные в полуреакциях:

2KMnO4 + 16HClконц = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O.

7. Правильность уравнения проверить по количеству атомов кислорода в разных частях равенства:

Слева – 8 атомов кислорода; справа – 8 атомов кислорода.

Задачи и упражнения

Пример 1. Расставить степени окисления атомов в левых и правых частях уравнений и определить, какие из этих реакций являются окислительновосстановительными:

77

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

ZnO+ H2 = Zn + H2O.

Решение:

1. Расставим степени окисления в первом уравнении:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Установлено, что у всех химических элементов в этом уравнении степени окисления не изменяются, следовательно, эта просто реакция ионного обмена.

2. Во втором уравнении:

Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

изменение степеней окисления происходит у двух химических элементов: у Zn она повышается с 0 до +2, следовательно, исходное вещество металл цинк является восстановителем; а у атома Н в серной кислоте степень окисления +1 понижается до 0 в простом веществе Н2, следовательно, исходное вещество серная кислота является окислителем. Данная реакция окислительновосстановительная.

3. В третьем уравнении:

ZnO+ H2 = Zn + H2O

наблюдается также изменение степеней окисления: повышение этой характеристики происходит у атомов водорода (от 0 в исходном веществе Н2 до +1 в продукте реакции Н2О); понижение степени окисления имеет место у атомов цинка (от +2 в ZnO до 0 в металлическом Zn). Следовательно, данная реакция является окислительно-восстановительной, где роль окислителя выполняет оксид цинка (а именно атом Zn+2), восстановитель – молекулярный водород.

Пример 2. Методом электронного баланса подобрать коэффициенты в уравнении:

C + HNO3 → CO2 + NO + H2O.

Решение:

1. Найдем степени окисления элементов, определим окислитель и

у атомов углерода степень окисления повышается, следовательно, это вещество является восстановителем, а азотная кислота – окислитель, т.к. у атома азота степень окисления понижается.

2. Составим электронные уравнения и подведем баланс электронов:

0 +4

C – 4 å = C 3

+5 +2

N + 3 å = N 4

78

3. Полученные множители расставляем в виде коэффициентов перед формулами веществ, содержащих атомы, указанные в электронных уравнениях:

3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + H2O.

4. Уравниваем атомы водорода в левой и правой частях уравнения. Окончательное уравнение будет иметь вид:

3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + 2H2O.

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части их 4 · 3 = 12 и в правой 3 · 2 + 4 + 2 =12.

Пример 3. Методом ионно-электронного баланса подобрать коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции:

NaJ + NaJO3 + H2SO4 = J2 + Na2SO4 + H2O.

Решение:

1. Найдем степени окисления элементов, определим окислитель и

Один и тот же химический элемент йод в одном исходном веществе имеет минимальную степень окисления (-1), следовательно, йодид натрия является восстановителем, а йодат натрия, где у йода с.о. = +5, является окислителем.

2. Запишем уравнение в ионном виде:

+5 0

Na+ + J- + Na++ JO3- + 2H+ + SO42- = J2 + 2Na+ + SO42- + H2O.

3. Составим уравнения полуреакций и подведем баланс электронов:

4. Почленно с учетом множителей, полученных для каждого из уравнений полуреакции, сложим эти два уравнения:

5. Полученные коэффициенты расставляем в молекулярном уравнении, уравняв атомы Na в левой и правой частях уравнения:

5NaJ + NaJO3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3Na2SO4 + 3H2O.

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части их 3 + 4 · 3 = 15 и в правой 3 · 2 + 3 =15.

Пример 4. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления сульфита калия массой 8 г, находящегося в нейтральном растворе.

79

Решение:

1. Составим уравнение реакции, учитывая, что продукты реакции зависят от реакции среды (см. п.9.6.), найдем степени окисления и определим окислитель и восстановитель:

Ответ: m(KMnO4) = 2,9057 г.

Вопросы для самопроверки

1.Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции от других химических реакций?

2.Что такое окислитель, и как изменяется его степень окисления в результате реакции?

3.Что такое процесс окисления?

4.Какая реакция называется реакцией диспропорционирования?

5.Назовите простые вещества восстановители.

6.Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают вещества, содержащие атомы с максимальной степенью окисления?

80