4.2. Окислительно-восстановительные реакции (овр)

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления двух и более элементов, называются окислительно-восстановительными.

Восстановитель

Окислитель

Вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны (увеличивающий степень окисления, СО↑).

Вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны (уменьшающий степень окисления, СО↓).

+ē – окислитель, принимает ē, СО↓, – процесс восстановления;

–ē – восстановитель, отдает ē, СО↑, – процесс окисления.

Существует два способа уравнивания ОВР

1. метод электронного баланса;

2. метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронного баланса

Уравнивание ОВР основано на том, что число отданных и принятых ē должно быть одинаковым.

Порядок уравнивания ОВР:

1. Находим элементы которые меняют СО;

2. Составляем схему передачи ē;

3. Уравниваем число отданных и принятых ē;

4. Выставляем коэффициент перед окислителем и восстановителем в молекулярном уравнении;

5. Уравниваем элементы которые не меняли СО.

Например:

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

При составлении уравнений реакций по методу полуреакций (электронно-ионного баланса) необходимо следовать следующим правилам:

1. Соблюдать равенство суммарного числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Электронный баланс сохраняет электронейтральность системы.

2. Сохранить число атомов исходных веществ в продуктах реакций независимо от изменения состава исходного соединения. Этот баланс основан на законе сохранения массы веществ при их химических превращениях.

3. Условно расчленить суммарный химический процесс на частные реакции – окислительную и восстановительную, в которых наряду с молекулами (ионами) участниками превращения являются электроны. Число электронов, отданных одной частицей восстановителя, является коэффициентом при молекуле (ионе) окислителя в суммарном уравнении. Аналогично число электронов, принятых окислителем, является коэффициентом при восстанавливающей частице.

4. Окислительная система – система, имеющая наибольшее значение стандартного электродного потенциала

А_{окисл.ф.I} + nē ↔ B_{восст.ф.I}

Восстановительная система – это система, имеющая меньшее значение стандартного электродного потенциала

В_{восст.ф.II} – nē ↔ А_{окисл.ф.II}

Суммарное уравнение реакции:

А_{окисл.ф.I} + В_{восст.ф.II} ↔ А_{окисл.ф.II} + B_{восст.ф.I}

5. Реакции в водных растворах целесообразно отображать ионно-молекулярными уравнениями, так как обмен электронами осуществляется преимущественно при участии ионов веществ. Малорастворимые, твердые и газообразные вещества и слабо диссоциирующие вещества записываются только в молекулярной форме. Если реакция идет в кислой среде, то продуктами ее являются соли всех металлов данной кислоты и вода.

6. При составлении уравнения реакции с кислородсодержащими анионами (,,,,и т.д.) следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходит по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов,например:

+ 8H⁺ + 5ē ↔ Mn²⁺ + 4H₂O – кислая среда;

+ 6H₂O + 8ē ↔ NH₃ + 9OH^– – нейтральная и щелочная среда.

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например:

I₂ + 6H₂O – 10ē ↔ 2+ 12H⁺ – кислая и нейтральная среда;

+ 4OH^– – 3ē ↔ + 2H₂O – щелочная среда.

Например:

а) K₂Cr₂O₇ + H₃PO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O,

1Cr₂O₇^2– + 6ē + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O – процесс восстановления

3 H₃PO₃ – 2ē + H₂O = H₃PO₄ + 2H⁺ – процесс окисления

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 3H₃PO₃ + 3H₂O = 3H₃PO₄+ 6H⁺ +2Cr³⁺ + 7H₂O,

после сокращения H₂O и H⁺, имеем:

Cr₂O₇^2– + 8H⁺ + 3H₃PO₃ = 3H₃PO₄ + 2Cr³⁺ + 4H₂O,

тогда молекулярное уравнение имеет вид:

K₂Cr₂O₇+3H₃PO₃+4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃+3H₃PO₄+K₂SO₄+4H₂O.

K₂Cr₂O₇ – окислитель;

H₃PO₃ – восстановитель.

б) Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH,

3 SO₃^2– – 2ē + 2ОН^- = SO₄^2–+ H₂O – процесс окисления

2 MnO₄^– + 3ē + 2H₂O = MnO₂ + 4OH^– – процесс восстановления

3SO₃^2– + 6ОН^– + 2MnO₄^– + 4H₂O = 3SO₄^2–+ 3H₂O + 2MnO₂ + 8OH^–,

после сокращения H₂O и OH^–, имеем:

3SO₃^2– + 2MnO₄^– + H₂O = 3SO₄^2– + 2MnO₂ + 2OH^–,

тогда молекулярное уравнение имеет вид:

3Na₂SO₃ +2 KMnO₄ + H₂O = 3 Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.

Na₂SO₃ – восстановитель;

KMnO₄ – окислитель.

При уравнивании реакций методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций) записываем две полуреакции – окисления и восстановления, в которых сильные электролиты пишем в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Затем каждую полуреакцию уравниваем.

Уравнивание полуреакций зависит от среды раствора. Если среда кислая, то для уравнивания используем ионы водорода Н⁺ и Н₂О (добавляем где недостаток кислорода), а если щелочная – то гидроксо-группы ОН^– и Н₂О (добавляем где избыток кислорода). После этого уравниваем число отданных и принятых электронов, выставляем коэффициенты перед полуреакциями окислителя и восстановителя и записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение с учетом выставленных коэффициентов. В полученном уравнении приводим подобные члены и переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.