Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Оглавление:

• Окислители и восстановители: характеристика
• Классификация ОВР: примеры
• Метод электронного баланса ОВР в химии
• Влияние реакционной среды

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Процессы, протекающие в природе и осуществляемые человеком, в большинстве своём представляют ОВР. Такие важнейшие процессы, как дыхание, обмен веществ, фотосинтез (6CO2+H2O = C6H12O6 + 6O2), — всё это ОВР.

В промышленности с помощью ОВР получают аммиак, серную, соляную кислоты и многое другое.

Восстановление металлов из руд — фактически основа всей металлургической промышленности — тоже окислительно-восстановительные процессы. Например, реакция получения железа из гематита: 2Fe2O3 + 3С = 4Fe+3CO2.

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

• восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем;

SO2 + H2O2 = H2SO4

О^-1 +1е = О^-2

• окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O

2О^-1 -2е = О2⁰

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул);
• внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель);
• диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента);
• репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

• Внутримолекулярные ОВР — это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Межмолекулярные ОВР:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

N2 + 3H2 = 2NH3

• Реакции диспропорционирования:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Реакции репропорционирования:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай — это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах, приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов. Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

1. Записывается уравнение реакции.
2. Определяются СО элементов.
3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

• Уравнение: Al + O2 = Al2О3
• СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al⁰ + O2⁰ = Al⁺³2O^-23

• Составим полуреакции:

Al⁰ -3е = Al⁺³;

O2⁰ +4e = 2O^-2

• Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al⁰ -3е = Al⁺³ коэффициент 4;

O2⁰ +4e = 2O^-2 коэффициент 3.

• Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4Al + 3O2 = Al2O3

• Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

• Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K⁺¹Cl^-1 + K⁺¹Mn⁺⁷O4^-2 + H2⁺¹S⁺⁶O4^-2 = Cl2⁰ + Mn⁺²S⁺⁶O4^-2 + K2⁺¹S⁺⁶O4^-2 + H2⁺¹O^-2

Электронный баланс:

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn⁺⁷ +5е = Mn⁺² множитель два;

2Cl^-1 -2е = Cl2⁰ множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10K⁺¹Cl^-1 + 2K⁺¹Mn⁺⁷O4^-2 +H2SO4 = 5Cl2⁰ + 2Mn⁺²S⁺⁶O4^-2 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

• Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц.) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

СО :

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O3^-2 = N⁺⁴O2 ­ + Cu⁺²(N⁺⁵O3^-2)2 + H2⁺¹O^-2

Электронный баланс :

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4

Cu⁰ -2е = Cu⁺² множитель один;

N⁺⁵ +1е = N⁺⁴ множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu⁰ + 4H⁺¹N⁺⁵O3^-2 = 2N⁺⁴O2 ­ + Cu⁺²(N⁺⁵O3^-2)2 + H2⁺¹O^-2

Уравниваем остальные элементы:

Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2H2O

• Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2⁺¹Сr2⁺⁶О7^-2 + Н2⁺¹S^-2 + Н2⁺¹S⁺⁶O4^-2 = S⁰ + Сr2⁺³(S⁺⁶O4^-2)3 + K2⁺¹S⁺⁶O4^-2 + H2O

S^-2 –2e = S⁰ коэффициент 3;

2Cr⁺⁶ +6e = 2Cr⁺³ коэффициент 1.

Подставляем:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH <7 кислая среда);
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда);
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O7^2- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:

в кислой среде продуктом будет Cr³⁺;

в щелочной — CrO2^-, CrO3³⁺;

в нейтральной — Cr2O3.