Окислительно-восстановительные реакции.

Рассмотрим уравнения следующих реакций:

FeCl₂+ 2NaOH= Fe(OH)₂+ 2NaCl(1.а)

HCl + NaOH = H₂O + NaCl (1.б)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ (1.в)

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu (1.г)

Реакции (1.в), (1.г) отличаются от двух других тем, что в них происходит изменение степени окисления компонентов. Такие реакции называются окислительно-восстановительными.

Одним из наиболее фундаментальных законов природы является закон сохранения энергии. Его проявление в окислительно-восстановительных реакциях заключается в том, что в них помимо закона сохранения массы, наблюдающегося в любых химических реакциях, должен соблюдаться закон сохранения заряда. Закон сохранения заряда в окислительно-вос­становительных реакциях проявляется в изменениях степеней окисления элементов, участвующих в ней.

Любое повышение степени окисления называется окислением, а любое понижение степени окисления -восстановлением. (Окисление -oxidation(англ.), восстановление –reduction(англ.), окислительно-восстановительные реакции –redoxreactions.)

В окислительно-восстановительных реакциях происходит перенос заряда, а единичным зарядом является электрон, т.е. имеет место перенос электрона. Из закона сохранения заряда следует, что суммарная величина заряда реакции равна нулю.

Fe Fe²⁺ + 2(1.д)

Cu²⁺ + 2 Cu (1.е)

Fe +Cu²⁺Fe²⁺+Cu(1.ж)

	Перенос электрона в ходе redoxреакции	Изменение степени окисления
Окисление Восстановление Восстановитель Окислитель	Потеря электронов Захват электронов Донор электронов Акцептор электронов	Увеличение степени окисления Уменьшение степени окисления Увеличение степени окисления Уменьшение степени окисления

Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

(Применение закона сохранения заряда к окислительно-восстановительным реакциям)

1. В молекуле, как бы сложна она ни была, сумма степеней окисления атомов, связанных между собой, равна нулю, т.e. молекула всегда электронейтральна.

2. Если молекула состоит из одинаковых атомов (H₂; O₂; S₆; P₂), то степень окисления каждого из них равна нулю.

3. Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов, равна плюс единице, в гидридах она равна минус единице.

4. Степень окисления кислорода равна минус двум

Это можно показать на конкретных примерах:

H⁺¹Cl⁺⁵O₃^-6 K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-8 Na⁺¹Cl^-1 K₃⁺³P^{+ 5}O₄^-8

Порядок уравнивания окислительно-восстановительных реакций, т.Е. Приведение их в форму, обеспечивающую закон сохранения энергии (баланс массы и заряда).

Метод электронного баланса

Для расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях по методу электронного баланса необходимо:

1. найти окислитель и восстановитель и записать реакции присоединения и отдачи электронов;

2. произвести баланс перенесенных зарядов;

3. произвести уравнивание в соответствии с балансом заряда;

4. проверить баланс по водороду;

5. проверить соблюдения баланса по кислороду.

Например, запишем уравнение реакции получения хлора окислением соляной кислоты перманганатом калия:

+→++KCl + H₂O

Вэтой реакции хлорид-ион окисляясь, отдает один электрон, а Mn⁺⁷, восстанавливаясь, принимает пять электронов. Составляем электронные уравнения:

^-=5

⁺=2

Полученные коэффициенты подставляем в схему реакции:

HCl + 2KMnO₄ → 2MnCl₂+5Cl₂ + KCl + H₂O,

Далее подбираем коэффициенты для кислотных остатков и водорода

16HCl + 2KMnO₄ = 2MnCl₂+5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O.

Правильность расстановки коэффициентов проверяем по балансу кислорода.

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Метод полуреакций удобен при расстановке коэффициентов в ионных окислительно-восстановительных уравнениях. Принципы расстановки сходны с вышеприведенным методом, однако вместо элементов в уравнениях электронного баланса используются ионы. Например, рассмотрим реакцию взаимодействия сульфит- и перманганат-ионов в кислой среде:

Восстановителем является сульфит-ион (он отдает электроны). Запишем уравнение его окисления (полуреакцию), дополняя недостающий кислород (слева) водой и водород (справа) ионами водорода:

Перманганат-ион служит в этой реакции окислителем (он принимает электроны). Запишем полуреакцию и для него, используя тот же метод дополнения водой и ионами водорода:

Теперь суммируя полученные полуреакции с учетом равенства отданных и принятых электронов, получаем сокращенное ионное уравнение данной реакции:

5

2

Дополняя левую и правую части уравнения одинаковыми количествами одноименных ионов можно легко перейти к молекулярному уравнению:

Как видно из рассмотренного выше в окислительно-восстановительных реакциях наблюдается перенос электронов (присоединение в процессе восстановления и отдача при окислении). В связи с этим они играют определяющую роль в электрохимических процессах. Попытаемся доказать, что в окислительно-всстановительных реакциях подобных тем, которые мы рассмотрели выше, действительно наблюдается перенос электронов. Для этого проведем эксперимент, схема которого представлена на рисунке 1.1.