3 Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции протекающие за счет изменения степеней окисления реагирующих веществ.

Окислитель – это элемент или вещество, принимающие электроны (при этом окислитель восстанавливается).

Восстановитель – это элемент или вещество, отдающие электроны (при этом восстановитель окисляется).

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении исходя из предположения, что происходит полная ионизация связей.

Существует три типа окислительно-восстановительных реакции: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (или диспропорционирования). Примеры:

1) Межмолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав разных соединений. Например:

2Na₂S⁺⁴O₃(вос-ль) + O⁰₂(ок-ль) = 2Na₂S⁺⁶O^–2_4;

2) Внутримолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав одного и того же соединения. Например:

(N^–3H₄)₂Cr ⁺⁶₂O₇(вос-ль + ок-ль) = N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂O;

3) Самоокисления-самовосстановления – окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, при этом часть его атомов окисляется, а другая – восстанавливается. Например:

4H₃P⁺³O₃(вос-ль/ок-ль) = 3H₃P⁺⁵O₄ + P^–3H_3.

Примеры уравнивания реакций методом электронного баланса:

1) KI + КMnO₄ + H₂SO₄ ® I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O,

I^– – восстановитель, окисляется до I₂,

Mn⁺⁷ – окислитель, восстанавливается до Mn⁺²,

Составим электронные уравнения и электронный баланс:

2I^– - 2е = I₂ -2 х 5 = -10 е (φ⁰ = +0,54 В),

Mn⁺⁷ + 5е = Mn⁺² +5 х 2 = +10 е (φ⁰ = +1,70 В).

Поставим коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Остальные элементы уравнивают методом подбора коэффициентов. По оставшемуся элементу – кислороду проводится проверка материального баланса реакции.

10KI + 2КMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O.

Для определения возможности протекания данной реакции сравним окислительно-восстановительные потенциалы восстановителя и окислителя. Потенциал окислителя (Mn⁺⁷) выше потенциала восстановителя(I^–), поэтому прямая реакция протекает самопроизвольно.

2) Сu + НNO_3(разб.) → Сu(NO₃) ₂ + NO + Н₂О.

Сu⁰ – восстановитель, окисляется до Сu⁺²,

N⁺⁵ – окислитель, восстанавливается до N⁺².

Сu⁰ - 2е = Сu⁺² -2 х 3 = -6 е (φ⁰ = +0,34 В),

N⁺⁵ + 3е = N⁺² +3 х 2 = +6 е (φ0 = +0,96 В).

Поставим в уравнение реакции коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Перед азотной кислотой необходимо поставить коэффициент 8, так как две молекулы азотной кислоты являются окислителями, а шесть – расходуются на солеобразование. Для соблюдения материального баланса перед водой необходимо поставить коэффициент восемь.

3Сu + 8НNO_3(разб.) = 3Сu(NO₃) ₂ + 2NO + 4Н₂О.

Данная реакция протекает, так как окислительно-восстановительные потенциал окислителя выше потенциала восстановителя.

3) NH₄)₂Cr₂O₇ ® N₂ + Cr₂O₃ + H₂O.

Восстановитель N^–3, окисляется до N₂ ,

окислитель Cr⁺⁶ , восстанавливается до Cr⁺³.

Электронные уравнения:

2N^–3- 6е = N₂ -6 х 1 = -6,

Cr⁺⁶ + 6е = 2Cr⁺³ +6 х1 = +6.

Коэффициенты (это 1) в данной реакции ставят в правой части перед окисленной и восстановленной формами, но для соблюдения материального баланса необходимо перед водой поставить коэффициент 4.

(NH₄)₂Cr₂O₇ ® N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

4) H₂O₂ ® H₂O+ O₂.

Кислород находится в промежуточной с.о. -1, он может повышать степень окисления до 0 и понижать до -2.

2О^–1- 2е = О₂ -2 х 1 = -2,

О^–1 + 1е = О^–2 +1 х 2 = +2.

Коэффициенты ставим в правой части.

2H₂O₂ ® 2H₂O + O₂.