Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, относятся к окислительно-восстановительным (О В Р ) реакциям.

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2 NaCl - реакция обмена

Sn⁺²Cl₂ + Fe⁺³Cl₃ → Fe⁺²Cl₂ + Sn⁺⁴Cl₄ - ОВР

Перепишем уравнение ОВР в ионном виде и подчеркнем ион-окислитель и восстановитель:

Sn²⁺ +2Cl‾ + Fe³⁺ + 3Cl‾ → Fe²⁺ + 2Cl‾ + Sn⁴⁺ + 4Cl‾ (1)

1│Sn²⁺ – 2ē = Sn⁴⁺ - процесс окисления Sn²⁺ - восстановитель

2│Fe³⁺ + ē = Fe²⁺ - процесс восстановления Fe³⁺ - окислитель

Окислитель – принимает электроны и при этом восстанавливается (процесс восстановления – процесс присоединения электронов),

восстановитель – отдает электроны и при этом окисляется (процесс окисления – процесс отдачи электронов).

В результате реакции окисления степень окисления восстановителя повышается, а степень окисления окислителя при восстановлении понижается.

В процессе окисления и восстановления должно участвовать одинаковое количество электронов. Поэтому нужно умножить первую строчку на один, а вторую - на два и сложить:

Sn²⁺ + 2Fe³⁺ = 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Это окончательное уравнение реакции в ионном виде.

Степень окисления и валентность.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который мог бы возникнуть, если бы все связи в молекуле были ионными. Степень окисления вычисляют исходя из электронейтральности молекул и учитывая, что водород в большинстве соединений (за исключением соединений с металлами) имеет степень окисления +1, кислород –2 (за исключением соединения с фтором, и пероксидных соединений), щелочные металлы +1, щелочнозенельные +2, степень окисления в простых веществах равна 0. Например:

Na₂S⁺⁴O₃, Na₂S⁺⁶O_4, KMn⁺⁷O₄, K₂Cr⁺⁶₂O₇, K₂Mn⁺⁶O₄, Cl⁰₂

Степень окисления и валентность могут не совпадать. Наиболее характерно это для органических соединений:

C^-4H₄ C^–2H₃OH HC⁰HO C⁺⁴O₂ HC⁺²OOH,

н о из структурных формул видно, что углерод во всех этих соединениях четырехвалентен

Восстановители. Мерой восстановительной способности является величина ионизационного потенциала.

Восстановителями могут быть:

а) металлы: Ме - nē = Меⁿ⁺, например Cu - ē = Cu⁺; Pb - 2ē = Pb²⁺.

б) отрицательно заряженные ионы неметаллов: 2I‾ - 2ē = I₂

S²‾, Se²‾, Te²‾, I‾, Br‾, Cl‾

4) сложные ионы или молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления.

Например, Fe²⁺ - ē = Fe³⁺ Pb²⁺ -2ē = Pb⁴⁺ Sn²⁺ - 2ē =Sn⁴⁺

SO₃²‾, CrO₂‾, AsO₃³‾, NO₂‾ - ионы,

SO₂, NO, MnO₂ - молекулы.

Окислители. Мерой окислительной способности являются величины сродства к электрону и электроотрицательности.

Окислителями могут быть:

1) нейтральные атомы неметаллов(на внешнем уровне 4,5,6,7ē ):

Cl₂ + 2ē =2Cl‾, S + 2ē = S²‾. Самым сильным окислителем является фтор F₂

2) Ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в высшей и промежуточной степенях окисления:

Pb⁴⁺, Sn⁴⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, (ионы благородных металлов Ag⁺, Au⁺ )

CrO₄²‾, Cr₂O₇²‾, MnO₄‾, NO₃‾, SO₄²‾, SeO₄²‾, ClO₄‾.

Факторы, влияющие на протекание ОВР:

- природа взаимодействующих веществ;

- температура;

- катализаторы;

- концентрация:

- рН среды.

Влияние рН среды на протекание ОВР. Предполагается, что при протекании ОВР между кислородсодержащими молекулами или ионами происходит перераспределение атомов кислорода при участии различных частиц среды: в кислой среде - это Н⁺ и Н₂О, в щелочной ОН^– и Н₂О, в нейтральной - Н₂О (табл.1).

Участие частиц среды в переносе кислорода в ОВР.

рН среды	Акцептор кислорода	Донор кислорода	Схема процесса
рН < 7	Н+	Н2О	2Н+		Н2О
рН > 7	Н2О	ОН–	2ОН–		Н2О
рН = 7	Н2О	Н2О	Н2О		2ОН–
			Н2О		2Н+

Составление уравнений ОВР методом ионно- электронного баланса.

При составлении уравнений ОВР следует придерживаться определенной последовательности.

Рассмотрим пример реакции, протекающей в кислой среде.

Даны исходные вещества:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ 

1. Определяем степени окисления элементов, находим окислитель, восстановитель и рН среды:

KMn⁺⁷O₄ – окислитель (Mn находится в высшей степени окисления +7),

Na₂S⁺⁴O₃ – восстановитель (S находится в промежуточной степени окисления, равной +4),

H₂SO₄ – среда кислая (рН<7).

2. Записываем левую часть уравнения в виде ионов, учитывая только ионы, содержащие окислитель и восстановитель, а также ионы, обеспечивающие реакцию среды:

MnO₄^– + SO₃^2– + H⁺ 

3. Записываем схему возможных полуреакций для процессов окисления и восстановления:

MnO4–  Mn2+	(процесс восстановления)
SO32–  SO42–	(процесс окисления)

Составляем полуреакции:

а) вначале уравниваем число атомов элементов левой и правой частей полуреакций, используя частицы среды:

MnO₄^– + 8H⁺  Mn²⁺ + 4H₂O

SO₃^2– + H₂O  SO₄^2– + 2H⁺

б) затем уравниваем заряды левой и правой частей полуреакций, используя переходы электронов:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O

SO₃^2– + H₂O – 2ē = SO₄^2– + 2H⁺

в) находим коэффициенты:

2	MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
5	SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+

4. Суммируем две полуреакции с учетом коэффициентов и получаем сокращенное ионное уравнение:

2MnO₄^– + 16H⁺ + 5SO₃^2– + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2– + 10H⁺

Сокращаем подобные члены:

2MnO₄^– + 6H⁺ + 5SO₃^2– = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2–

5. Дописываем ионы, не принимающие участие в окислительно–восстановительном процессе, с учетом компенсации заряда. Количество и вид ионов, добавленных к левой и правой частям уравнения, должно быть одинаково.

2К⁺ SO₄^2–

6. Объединяем ионы в молекулы и составляем молекулярное уравнение реакции:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

В качестве примеров рассмотрим уравнения еще двух реакций, протекающих в нейтральной и щелочной средах.

Реакция взаимодействия манганата калия с водой (нейтральная среда):

K₂MnO₄ + H₂O  KMnO₄ + MnO₂ + KOH

Ион MnO₄^2–, содержащий Мn⁺⁶ в промежуточной степени окисления, может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя.

Запишем молекулярное уравнение реакции:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

Уравнение реакции взаимодействия кремния с пероксидом водорода в щелочной среде:

Si + H₂O₂ + KOH  K₂SiO₃ + H₂O

Si + 2KOH + 2H₂O₂ = K₂SiO₃ + 3H₂O

Примеры влияния среды на продукты восстановления перманганата калия KMnO₄ в кислой, нейтральной и щелочной средах:

а) кислая среда (H₂SO₄ )

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O+5 Na₂SO₄

роз.-фиол. кислая бесцв 2│MnO₄‾ + 8H⁺ +5ē =Mn²⁺ + 4H₂O

5│ SO₃^2– + H₂O –2ē = SO₄^2– + 2H⁺

2MnO₄‾ +16H⁺ +5 SO₃^2– + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2– + 10H⁺

2K⁺ 3SO₄^2– 10Na⁺ ------ = 2SO₄^2– ------ 10Na⁺ 2K⁺ SO₄^2–

б) нейтральная среда (H₂O)

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O = MnO₂ ↓+ Na₂SO₄ + KOH

роз.-фиол. нейтр. бурый

2│MnO₄‾ + 2HOH + 3ē = MnO₂ + 4OH^–

3│SO₃^2– + H₂O –2ē = SO₄^2– + 2H⁺

2MnO₄‾ + 4H₂O +3SO₃^2– +3H₂O = 2MnO₂ + (8OH^– + 6H⁺) + 3SO₄^2–

2K⁺ 6Na⁺ 6H₂O+2OH^– 6Na⁺

2K⁺

2KMnO₄ +3 Na₂SO₃ + H₂O = MnO₂ ↓+ 3Na₂SO₄ + 2KOH

в) щелочная среда (KOH)

KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH = K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

роз.-фиол. щелоч. зеленый

2│MnO₄‾ + 1ē = MnO₄^2–

1│SO₃^2– + 2OH^––2ē = SO₄^2– + H₂O

2MnO₄‾ + SO₃^2– + 2OH^– = 2MnO₄^2– + SO₄^2– + H₂O

2К⁺ 2Na⁺ 2К⁺ = 4К⁺ 2Na⁺

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O