Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов

Необходимым условием для взаимодействия веществ по окислительно–восстановительному типу является наличие потенциальных окислителя и восстановителя. Определение их рассмотрено выше, теперь покажем, как применить эти свойства для анализа возможности окислительно–восстановительной реакции (для водных растворов).

Примеры:

1) HNO₃+PbO₂... – реакция не идет, т. к. нет

^{о–ль о–ль}потенциального восстановителя;

2) Zn+KI... – реакция не идет, т. к. нет

^{в–ль в–ль}потенциального окислителя;

3) KNO₂+KBiO₃+H₂SO₄... – реакция возможна, если при этом

^{в–ль о–ль}KNO₂будет восстановителем;

4) KNO₂+KI+H₂SO₄... – реакция возможна, если при этом

^{о – ль в – ль}KNO₂будет окислителем;

5) KNO₂+H₂O₂... – реакция возможна, если при этом

_{в – льо – ль}H₂O₂будет окислителем, аKNO₂

– восстановителем (или наоборот?);

6) HNO₂... – возможна реакция

_{о – ль}/ ^{в – ль}  диспропорционирования азота.

Наличие потенциальных окислителя и восстановителя является необходимым, но недостаточным условием для протекания реакции. Так, в рассмотренных выше примерах только в пятом можно сказать, что какая-то из двух возможных реакций произойдет; в остальных случаях необходима дополнительная информация: будет ли эта реакция энергетически выгодной (см. далее).

Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций

Определение наиболее вероятных продуктов окислительно-восстановительной реакции в случаях, когда путей превращения исходных веществ несколько, в общем случае является наиболее сложным этапом анализа этих взаимодействий. Причина в том, что тот или иной путь реакции нередко определяется не только энергетикой, но зависит и от кинетических факторов. Такой анализ требует определенных знаний по неорганической химии. Поэтому здесь рассмотрим варианты превращений типичных окислителей и восстановителей, наиболее часто встречающихся в окислительно-восстановительных реакциях.

К важнейшим окислителям относятся: галогены (в виде простых веществ или оксосоединений), кислород (О₂, О₃), некоторые оксиды (PbO₂, CrO₃), пероксиды (H₂O₂, Na₂O₂, Na₂S₂O₈), перманганаты (KMnO₄), дихроматы (K₂Cr₂O₇), висмутаты (KBiO₃), концентрированная азотная кислота, реже – нитраты, простые ионы «благородных металлов» (Ag⁺, Hg²⁺). Кислоты (азотную, серную) чаще используют для окисления металлов.

К важнейшим восстановителям относятся многие металлы (цинк, магний, алюминий, железо), водород (Н₂), сернистый ангидрид и сульфиты, халькогениды (реже – галогениды), соли Sn²⁺ и Fe²⁺, аммиак, альдегиды, спирты и др. Обратите внимание, что сильнейшие восстановители – щелочные и щелочноземельные металлы – не следует применять в водных средах, т. к. они окисляются растворителем.

Окислители–галогены. Для галогенов (простых веществ) вариант восстановления единственный – до галогенид-ионов:Cl₂+ 2e^–2Cl^–.

Для оксосоединенийгалогенов(ClO^–,ClO₃^–IO₃^–и др.) путь восстановления зависит отpHраствора:в кислойсреде они восстанавливаютсядо простого вещества, например 2IO₃^–I₂, а в щелочнойсреде – догалогенид-ионов, например,ClO₃^–Cl^–.

Окислитель– молекулярный кислород. Следует отметить, что О₂ – окислитель сильный, но «заторможенный», поскольку реакции с его участием протекают с приемлемой скоростью только при высоких температурах; в растворах без катализатора он восстанавливается очень медленно. Правда, встречаются случаи, когда сами реагенты-восстановители катализируют свое окисление молекулярным кислородом, напримерMn(OH)₂иFe(OH)₂довольно быстро окисляются в растворе кислородом. При восстановленииO₂степень окисления кислорода понижается обычно до (–2):

О₂ + 4H⁺+ 4e 2H₂O– в кислой среде;

О₂ + 2H₂O+4e 4OH^––вщелочной и нейтральнойсреде.