Восстановители и окислители

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

К окислителям относятся простые и сложные вещества, которые содержат элементы, обладающие характерным свойством присоединять электроны. Сильные окислительные свойства проявляют фтор, озон, кислород, галогены и другие неметаллы. Окислительные свойства характерны для KMn⁺⁷O₄, K₂Cr₆²⁺O₇, Pb⁺⁴O₂, NaBi⁺⁵O₃, HN⁺⁵O₃, концентрированной H₂S⁺⁶O₄ и других веществ, которые содержат атомы элементов в высших степенях окисления.

Вещества, содержащие элементы с промежуточной степенью окисления - Mn⁴⁺O₂, HN³⁺O₂, H₂O₂^1-, S⁺⁴O₂ и другие - могут понижать и повышать свою степень окисления и поэтому, в зависимости от условий, могут проявлять свойства окислителей и восстановителей, например:

2SO₂ + O₂ 2SO₃ SO₂ - восстановитель

SO₂ + 2H₂S  3S + 2H₂O SO₂ - окислитель

Неметаллы в свободном состоянии также могут обладать двойственными окислительно-восстановительными свойствами. Атомы металлов в реакциях окисления - восстановления обладают только восстановительными свойствами.

Важнейшие окислители

1.Неметаллы F₂, O₃, O₂, Cl₂, Br₂.

2.Соединения, содержащие атомы металлов или неметаллов в высшей степени окисления: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂, НNO₃, концентрированная H₂SO₄.

Важнейшие восстановители

1.Активные металлы.

2.Некоторые неметаллы H₂, C.

3.Соединения неметаллов в низшей степени окисления: H₂S, HI, NH₃.

4.Соединения металлов и неметаллов в промежуточной степени окисления: FeSO₄, CO, SnCl₂, Na₂SO₃.

5.Органические вещества: H₂C₂O₄, C₂H₅OH, C₆H₁₂O₆.

Составление уравнений овр методом полуреакций

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При составлении уравнений методом полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами.

1. Если участники ОВР - восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия - сильные электролиты, то они записываются в виде ионов; а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в осадок - в виде молекул. Продукты реакции устанавливаются на основании известных свойств элементов.

2. Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н⁺ с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах - молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 e  Mn²⁺ +4H₂o,

MnO₄^-+2H₂O+3 e  MnO₂ + 4OH^.

3. Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных - за счет гидроксид-ионов. При этом образуются ионы водорода (в кислых и нейтральных растворах) и молекулы воды (в щелочной среде), например:

SO₃^2-+H₂O - 2 e  SO₄^2-+2H⁺ ,

SO₃^2- + 2OH^- - 2 e  SO₄^2-+H₂O.

4. Коэффициенты для полуреакций окисления и восстановления подбираются таким образом, чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаково.

5. Для каждой из полуреакций и суммарного уравнения ОВР должны выполняться правила сохранения материального баланса и баланса электрических зарядов - количество атомов каждого вида и суммарный заряд в левой и правой частях уравнений должны быть одинаковы.

Применение перечисленных правил поясним на примере. Если через подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия KMnO₄ пропускать сероводород H₂S, то малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы: H₂S  S. Для уравнивания зарядов от молекулы сероводорода надо отнять два электрона (что полностью соответствует изменению степени окисления серы с -2 до 0) и в итоге получаем первую полуреакцию - процесса окисления восстановителя - сероводорода:

Н₂S - 2 e  S + 2H⁺ .

Обесцвечивание раствора перманганата калия связано с переходом иона MnO₄^- (имеет малиновую окраску) в ион Mn²⁺ (почти бесцветный), что можно выразить схемой MnO₄^-  Mn²⁺. В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO₄^- , связывается ионами водорода Н⁺ в молекулы воды (на 4 атома кислорода в ионе MnO₄^- необходимо 8 Н⁺), что может быть записано в виде схемы:

MnO₄^- + 8 Н⁺  Mn²⁺+4H₂O .

Чтобы уравнять заряды (заряды исходных веществ - (+7), конечных - (+2)), необходимо к исходным веществам прибавить 5 электронов (что полностью согласуется с уменьшением степени окисления у марганца с (+7) до (+2)):

MnO₄^-+8H⁺+5 e  Mn²⁺+4H₂O.

Это есть вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя - MnO₄^-.

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно суммировать, предварительно уравняв число отданных и полученных электронов. Для этого определяют соответствующие множители (в приведенном примере 5 и 2), на которые умножаются полуреакции. Проведенные операции записываются следующим образом:

H₂S - 2 e  S + 2H⁺ 5

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 e  Mn²⁺+4H₂O 2

5H₂S + 2MnO₄^- + 16H⁺  5S +10H⁺ +2Mn²⁺+8H₂O

После приведения подобных членов (ионов Н⁺) окончательно получаем

5H₂S + 2MnO₄^- +6H⁺  5S + 2Mn²⁺+8H₂O.

Проверяем материальный баланс; баланс зарядов в левой и правой частях уравнения: -2+(+6) = 2(2+).

Методом полуреакций составляется сокращенное ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, необходимо в левой части ионного уравнения к каждому аниону и катиону подобрать соответствующий катион и анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываются в правой части уравнения, после чего ионы объединяются в молекулы, и окончательно получаем

2K⁺+3SO₄^2-+ 5H₂S+2MnO₄^- +6H⁺  2K⁺+3SO₄^2-+ 5S + 2Mn²⁺+8H₂O,

5H₂S + 2KMnO₄+3H₂SO₄  5S+2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н⁺ - ионов), нейтральной (Н₂О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН^-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами; среда также влияет на изменение степени окисления атомов. Ниже приводятся схемы восстановления в зависимости от среды раствора наиболее типичных окислителей: KMnO₄, H₂O₂, K₂Cr₂O₇.

Перманганат калия в водных растворах полностью диссоциирует с образованием перманганат-иона MnO₄^-, который обуславливает окислительные свойства и малиновый цвет растворов. В кислой среде в присутствии восстановителей протекает реакция

MnO₄^-+8H⁺+5 e^-  Mn²⁺+4H₂O,

раствор становится бесцветным. В нейтральной среде протекает другая реакция

MnO₄^-+ 2Н₂О + 3 е^-  MnO₂ + 4OH^- ,

сопровождающаяся выделением бурого осадка MnO₂. В нейтральной среде малиновый цвет меняется на светло-зеленый, обусловленный образованием манганат-ионов:

MnO₄^-+ е^-  MnO₄^2-.

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную кислоты применять не рекомендуется: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы КОН и NaOH.

Пероксид водорода восстанавливается также по-разному в зависимости от среды:

кислая H₂O₂ + 2H⁺ + 2 e^-  2H₂O ,

щелочная и нейтральная H₂O₂ + 2 e^-  2OH^- .

Однако с очень сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, (NH₄)₂S₂O₈) пероксид водорода выступает как восстановитель:

Н₂О₂ - 2 е^-  О₂ + 2Н⁺ .

Хром в своих соединениях имеет устойчивые степени окисления +6 и +3. В первом случае соединения хрома проявляют свойства окислителей, во втором - восстановителей. В зависимости от среды для соединений Cr (VI) имеет место равновесие :

2CrO₄^2- + 2H⁺  Cr₂O₇^2-+H₂O; Cr₂O₇^2- +2OH^-  2CrO₄^2- + H₂O .

В кислой среде ионы Сr₂O₇^2- - сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr³⁺:

Сr₂O₇^2- + 14H⁺+6 e^-  2Cr³⁺+7H₂O.

В щелочной среде ионы Cr(OH)₆^3- окисляются до ионов CrO₄^2-:

Cr(OH)₆^3- + 2OH^- - 3 e^-  CrO₄^2- + 4H₂O.

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса состоит в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. При методе полуреакций не нужно знать степеней окисления атомов, и видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества: они появляются в уравнении реакции при выводе его.

ВНИМАНИЕ: основная ошибка, приводящая к неверным результатам, - проставление в полуреакциях не зарядов частиц, а степеней окисления атомов.