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} KNO₂ будет восстановителем;

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

^{о – ль в – ль} KNO₂ будет окислителем;

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

_{в – ль о – ль} H₂O₂ будет окислителем, а KNO₂

– 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 оксосоединений галогенов(ClO^–, ClO₃^– IO₃^– и др.) путь восстановления зависит от pH раствора: в кислой среде они восстанавливаются до простого вещества, например 2IO₃^–  I₂, а в щелочной среде – до галогенид-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, например Mn(OH)₂ и Fe(OH)₂ довольно быстро окисляются в растворе кислородом. При восстановлении O₂ степень окисления кислорода понижается обычно до (–2):

О₂ + 4H⁺ + 4e  2H₂O – в кислой среде;

О₂ + 2H₂O +4e  4OH^– – в щелочной и нейтральной среде.