Задания для самостоятельной работы
Определите тип реакции на каждой стадии следующих превращений:
Глава 6. Окислительно-восстановительные реакции
6.1. Основные понятия и определения
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными.
Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается.
Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.
Так, в реакции:
2FeCl3 + 2KI I2 + 2FeCl2 + 2KCl
окислителем является Fe3+ (Fe3+ + 1e = Fe2+), а восстановителем - ион I:
Такое уравнение называется полуреакцией. Окисленная (ox) и восстановленная (red) формы, участвующие в полуреакции, составляют так зываемую редокс-пару.
Соединения, содержащие атом какого-либо элемента в низшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только восстановителями. Напротив, соединения элемента, находящегося в высшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только окислителями.
Окислительно-восстановительные реакции бывают:
1) межмолекулярные, в которых степени окисления изменяют атомы разных молекул:
а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:
6C4O2
+ 6H2O2
+
6
(фотосинтез
в зеленых растениях)
б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента (реакции конмутации или контрдиспропорционирования, в которых атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень окисления в продуктах реакции):
S4O2 + 2H2S2 3S0 + 2H2O
2) внутримолекулярные, в которых изменяют степени окисления атомы, входящие в состав одной молекулы:
а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:
2
2KCl1
+
б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента:
- реакции дисмутации или диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковую степень окисления, одновременно ее и повышают, и понижают:
- реакции конмутации:
N3H4N+3O2
+ 2H2O
6.2. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.
В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:
KMnO4 + HCl Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
2KMnO4 + 10HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O
Теперь уравниваем количество атомов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции:
а) ионов металлов, не изменивших степени окисления (калий):
2KMnO4 + 10HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O
б) ионов кислотных остатков (в данной реакции хлорид-ионов):
в) ионов водорода:
2KMnO4 + 16HCl 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
В заключение можно проверить правильность расстановки коэффициентов подсчетом общего количества атомов кислорода слева и справа.
В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановитель-ных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса.
Полезно запомнить вспомогательные уравнения для уравнивания кислорода “О2”, входящего в состав сложных ионов или молекул. В кислой среде следует пользоваться уравнением (а), в щелочной (и нейтральной) - уравнением (б):
а) “О2” + 2Н D H2O; б) “О2” + Н2О D 2ОН
Cреда влияет на изменение степеней окисления атомов, например, продукты восстановления перманганат-иона в разных средах можно представить следующей схемой:
Так, восстановление
в
кислой среде протекает до иона Mn2+:
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4(разб.) K2SO4 + MnSO4 + H2O
В полуреакции восстановления окислителя слева записывают ион , а справа - Mn2+. Освобождающийся кислород в кислой среде связывается в четыре молекулы H2O, для образования которых в левую часть полуреакции необходимо добавить восемь катионов водорода. Уравняв количество атомов элементов в левой и правой частях полуреакции, подсчитывают суммарный заряд ионов слева и справа и вычисляют количество электронов, принятых окислителем, исходя из того, что сумма зарядов слева должна быть равна сумме зарядов справа.
Аналогично можно записать полуреакцию окисления восстановителя :
Далее, как и в методе электронного баланса, находят наименьшее кратное и дополнительные множители:
Затем суммируют обе полуреакции и после сокращения одинаковых слагаемых (H2O и H+) получают сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции, коэффициенты из которого переносят в молекулярное уравнение:
+ 16H+
+
+ 5H2O
2Mn2+
+ 8H2O
+
+
10H+
+ + 6H+ 2Mn2+ + + 3H2O
В молекулярной форме это взаимодействие описывается уравнением (с учетом одной дополнительной молекулы K2SO4 за счет двух ионов К+ из KMnO4):
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
В нейтральной среде перманганат-ион восстанавливается до оксида марганца(IV), причем освобождающийся кислород с молекулами воды образует гидроксид-ионы, которые в свою очередь являются источником кислорода при окислении сульфит-иона в сульфат-ион.
KMnO4 + K2SO3 + H2O MnO2 + KOH + K2SO4
При суммировании полуреакций можно записывать только те частицы, которые будут сокращаться:
4H2O + 6OH 8OH + 3H2O
Сократив три молекулы воды и шесть гидроксид-ионов, которые есть в обеих частях уравнения, получаем полное ионное уравнение:
+
+
H2O 2MnO2
+
+
2OH
коэффициенты из которого переносим в молекулярное уравнение:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O 2MnO2 + 2KOH + 3K2SO4
В щелочной среде реакция идет с образованием манганат-ионов. При этом необходимо помнить, что источником кислорода в щелочной среде являются гидроксид-ионы: два гидроксид-иона могут отдать один кислород, превращаясь при этом в одну молекулу воды.
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
+
+
2OH
+
+
H2O
Метод полуреакций применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах. Метод же электронного баланса позволяет установить стехиометрические отношения в любых реакциях окисления-восстановления, независимо от среды.