Окислительно-восстановительные реакции. Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями Отдает восстановитель принимает окислитель

Описание

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется ; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается . Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений - окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя - акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e − ↔ сопряжённый восстановитель .

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель - e − ↔ сопряжённый окислитель .

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислительно-восстановительная пара

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару , а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т.е. восстановлением, другая - с отдачей электронов, т.е. окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

Окислитель и восстановитель используют для составления реакции в органической и неорганической химии. Рассмотрим основные характеристики таких взаимодействий, выявим алгоритм составления уравнения и расстановки коэффициентов.

Определения

Окислитель - это атом либо ион, который при взаимодействии с другими элементами принимает электроны. Процесс принятия электронов называют восстановлением, и связан он с понижением степени окисления.

В курсе неорганической химии рассматривается два основных метода расстановки коэффициентов. Восстановитель и окислитель в реакциях определяют путем составления электронного баланса либо методом полуреакций. Подробнее остановимся на первом способе расставления коэффициентов в ОВР.

Степени окисления

Прежде чем определять окислитель в реакции, нужно расставить степени окисления у всех элементов в веществах, участвующих в превращении. Она представляет собой заряд атома элемента, вычисленный по определенным правилам. В сложных веществах сумма всех положительных и отрицательных степеней окисления должна быть равна нулю. Для металлов главных подгрупп она соответствует валентности и имеет положительную величину.

Для неметаллов, которые в формуле располагаются в конце, степень определяется путем вычитания из восьми номера группы и имеет отрицательное значение.

У простых веществ она равна нулю, так как не наблюдается процесса принятия или отдачи электронов.

У сложных соединений, состоящих из нескольких химических элементов, для определения степеней окисления используют математические вычисления.

Итак, окислитель - это атом, который в процессе взаимодействия понижает свою степень окисления, а восстановитель, напротив, повышает ее значение.

Примеры ОВР

Основной особенностью заданий, связанных с расстановкой коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, является определение пропущенных веществ и составление их формул. Окислитель - это элемент, который будет принимать электроны, но помимо него в реакции должен участвовать и восстановитель, отдающий их.

Приведем обобщенный алгоритм, по которому можно выполнять задания, предлагаемые выпускникам старшей школы на едином государственном экзамене. Рассмотрим несколько конкретных примеров, чтобы понять, что окислитель - это не только элемент в сложном веществе, но и простое вещество.

Сначала необходимо расставить у каждого элемента значения степеней окисления, используя определенные правила.

Далее нужно проанализировать элементы, которые не участвовали в образовании веществ, и составить для них формулы. После того как все пропуски будут ликвидированы, можно переходить к процессу составления электронного баланса между окислителем и восстановителем. Полученные коэффициенты ставят в уравнение, при необходимости добавляя их перед теми веществами, которые не вошли в баланс.

Например, пользуясь методом электронного баланса, необходимо завершить предложенное уравнение, расставить перед формулами необходимые коэффициенты.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 +KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…

Для начала у каждого определим значения степеней окисления, получим

H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 +K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…

В предложенной схеме они меняются у кислорода, а также у марганца в перманганате калия. Таким образом, восстановитель и окислитель нами найдены. В правой части отсутствует вещество, в котором бы был калий, поэтому вместо пропусков составим формулу его сульфата.

Последним действием в данном задании будет расстановка коэффициентов.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 +2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

В качестве сильных окислителей можно рассмотреть кислоты, перманганат калия, перекись водорода. Все металлы проявляют восстановительные свойства, превращаясь в реакции в катионы, имеющие положительный заряд.

Заключение

Процессы, касающиеся принятия и отдачи отрицательных электронов, происходят не только в неорганической химии. Обмен веществ, который осуществляется в живых организмах, является наглядным вариантом протекания окислительно-восстановительных реакций в органической химии. Это подтверждает значимость рассмотренных процессов, их актуальность для живой и неживой природы.

8. Классификация химических реакций. ОВР. Электролиз

8.3. Окислительно-восстановительные реакции: общие положения

Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов. В результате этих реакций одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.

Восстановитель - атом, ион, молекула или ФЕ, отдающий электроны, окислитель - атом, ион, молекула или ФЕ, принимающий электроны:

Процесс отдачи электронов называется окислением , а процесс принятия - восстановлением . В ОВР обязательно должны быть вещество восстановитель и вещество окислитель. Нет процесса окисления без процесса восстановления и нет процесса восстановления без процесса окисления.

Восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель принимает электроны и восстанавливается

Процесс восстановления сопровождается понижением степени окисления атомов, а процесс окисления - повышением степени окисления атомов элементов. Сказанное удобно проиллюстрировать схемой (СО - степень окисления):

Конкретные примеры процессов окисления и восстановления (схемы электронного баланса) приведены в табл. 8.1.

Таблица 8.1

Примеры схем электронного баланса

Схема электронного баланса	Характеристика процесса
Процесс окисления
	Атом кальция отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Ион Cr +2 отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем
	Молекула хлора отдает электроны, атомы хлора повышают степень окисления от 0 до +1, хлор - восстановитель
Процесс восстановления
	Атом углерода принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем
	Молекула кислорода принимает электроны, атомы кислорода понижают степень окисления от 0 до −2, молекула кислорода является окислителем
	Ион принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем

Важнейшие восстановители : простые вещества металлы; водород; углерод в форме кокса; оксид углерода(II); соединения, содержащие атомы в низшей степени окисления (гидриды металлов , , сульфиды , иодиды , аммиак ); самый сильный восстановитель - электрический ток на катоде.

Важнейшие окислители : простые вещества - галогены, кислород, озон; концентрированная серная кислота; азотная кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водорода H 2 O 2 ; наиболее сильный окислитель - электрический ток на аноде.

По периоду окислительные свойства атомов и простых веществ усиливаются: фтор - самый сильный окислитель из всех простых веществ . В каждом периоде галогены образуют простые вещества с наиболее выраженными окислительными свойствами.

В группах А сверху вниз окислительные свойства атомов и простых веществ ослабевают, а восстановительные - усиливаются.

Для однотипных атомов восстановительные свойства усиливаются с увеличением их радиуса; например, восстановительные свойства аниона
I − выражены сильнее, чем аниона Cl − .

Для металлов окислительно-восстановительные свойства простых веществ и ионов в водном растворе определяются положением металла в электрохимическом ряду: слева направо (сверху вниз) восстановительные свойства простых металлов ослабевают: самый сильный восстановитель - литий .

Для ионов металлов в водном растворе слева направо в этом же ряду соответственно окислительные свойства усиливаются: наиболее сильный окислитель - ионы Au 3 + .

Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса .

Суть метода электронного баланса состоит в следующем.

1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.

2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.

3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.

4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).

5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале - водород по воде, а затем - числа атомов кислорода).

Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции

методом электронного баланса.

Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:

Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).

Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители - в левую или правую?

Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:

По числу атомов Al в левой части:

По числу атомов Al в правой части:

В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:

Если в реакции с участием HNO 3 образуется N 2 O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота .

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях одно из веществ может выполнять функцию как окислителя (восстановителя), так и солеобразователя (т.е. участвовать в образовании соли).

Такие реакции характерны, в частности, для взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а также солей-окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) с соляной кислотой (за счет анионов Cl − соляная кислота обладает восстановительными свойствами) и другими кислотами, анион которых - восстановитель.

Составим уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой:

Видим, что часть молекул азотной кислоты расходуется на окисление меди, восстанавливаясь при этом до оксида азота(II), а часть идет на связывание образовавшихся ионов Cu 2+ в соль Cu(NO 3) 2 (в составе соли степень окисления атома азота такая же, как в кислоте, т.е. не изменяется). В таких реакциях дополнительный множитель для элемента-окислителя всегда ставится в правой части перед формулой продукта восстановления, в данном случае - перед формулой NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .

Перед формулой HNO 3 ставим коэффициент 8 (две молекулы HNO 3 расходуются на окисление меди и шесть - на связывание в соль трех ионов Cu 2+), уравниваем числа атомов Н и О и получаем

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В других случаях кислота, например соляная, может одновременно быть как восстановителем, так и участвовать в образовании соли:

Пример 8.5. Рассчитайте, какая масса HNO 3 расходуется на солеобразование, когда в реакцию, уравнение которой

вступает цинк массой 1,4 г.

Решение. Из уравнения реакции видим, что из 8 моль азотной кислоты только 2 моль пошло на окисление 3 моль цинка (перед формулой продукта восстановления кислоты, NO, стоит коэффициент 2). На солеобразование израсходовалось 6 моль кислоты, что легко определить, умножив коэффициент 3 перед формулой соли Zn(HNO 3) 2 на число кислотных остатков в составе одной формульной единицы соли, т.е. на 2.

n (Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).

x = 0,043 моль;

m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)

Ответ : 2,71 г.

В некоторых ОВР степень окисления изменяют атомы не двух, а трех элементов.

Пример 8.6. Расставьте коэффициенты в ОВР, протекающей по схеме FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , используя метод электронного баланса.

Решение. Видим, что степень окисления изменяют атомы трех элементов: Fe, S и O. В таких случаях числа электронов, отданных атомами разных элементов, суммируются:

Расставив стехиометрические коэффициенты, получаем:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .

Рассмотрим примеры решения других типов экзаменационных заданий на эту тему.

Пример 8.7. Укажите число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю при полном разложении нитрата меди(II), массой 28,2 г.

Решение. Записываем уравнение реакции разложения соли и схему электронного баланса ОВР; M = 188 г/моль.

Видим, что 2 моль O 2 образуется при разложении 4 моль соли. При этом от атомов восстановителя (в данном случае это ионы ) к окислителю (т.е. к ионам ) переходит 4 моль электронов: . Поскольку химическое количество соли n = 28,2/188 = = 0,15 (моль), имеем:

2 моль соли - 4 моль электронов

0,15 моль - x

n (e ) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),

N (e ) = N A n (e ) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (электронов).

Ответ : 1,806 ⋅ 10 23 .

Пример 8.8. При взаимодействии серной кислоты химическим количеством 0,02 моль с магнием атомы серы присоединили 7,224 ⋅ 10 22 электронов. Найдите формулу продукта восстановления кислоты.

Решение. В общем случае схемы процессов восстановления атомов серы в составе серной кислоты могут быть такими:

т.е. 1 моль атомов серы может принять 2, 6 или 8 моль электронов. Учитывая, что в состав 1 моль кислоты входит 1 моль атомов серы, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имеем:

n (e ) = N (e )/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (моль).

Рассчитываем количество электронов, принятых 1 моль кислоты:

0,02 моль кислоты принимают 0,12 моль электронов

1 моль - х

n (e ) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).

Этот результат соответствует процессу восстановления серной кислоты до серы:

Ответ : сера.

Пример 8.9. В реакции углерода с азотной концентрированной кислотой образуются вода и два солеобразующих оксида. Найдите массу вступившего в реакцию углерода, если атомы окислителя в этом процессе приняли 0,2 моль электронов.

Решение. Взаимодействие веществ протекает согласно схеме реакции

Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления:

Из схем электронного баланса видим, что если атомы окислителя () принимают 4 моль электронов, то в реакцию вступает 1 моль (12 г) углерода. Составляем и решаем пропорцию:

4 моль электронов - 12 г углерода

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).

Ответ : 0,6 г.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

В случае межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных веществ и являются атомами разных химических элементов.

В случае внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же вещества. К внутримолекулярным относятся реакции диспропорционирования , в которых окислитель и восстановитель - это атомы одного и того же химического элемента в составе одного и того же вещества. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.

Пример 8.10. Укажите схему ОВР диспропорционирования:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Решение . Реакции 1)–3) являются межмолекулярными ОВР:

Реакцией диспропорционирования является реакция 4), так как в ней атом хлора и окислитель, и восстановитель:

Ответ : 4).

Качественно оценить окислительно-восстановительные свойства веществ можно на основании анализа степеней окисления атомов в составе вещества:

1) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в высшей степени окисления, то этот атом уже не может отдавать электроны, а может их только принимать. Поэтому в ОВР данное вещество будет проявлять только окислительные свойства . Примеры таких веществ (в формулах указана степень окисления атома, отвечающего за окислительно-восстановительные свойства):

2) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в низшей степени окисления, то данное вещество в ОВР будет проявлять только восстановительные свойства (принимать электроны данный атом уже не может, он может только их отдавать). Примеры таких веществ: , . Поэтому только восстановительные свойства в ОВР проявляют все анионы галогенов (исключение F − , для окисления которого используют электрический ток на аноде), сульфид-ион S 2− , атом азота в молекуле аммиака , гидрид-ион H − . Только восстановительными свойствами обладают металлы (Na, K, Fe);

3) если атом элемента находится в промежуточной степени окисления (степень окисления больше минимальной, но меньше максимальной), то соответствующее вещество (ион) будет в зависимости от условий проявлять двойственные окислительно -восстановительные свойства : более сильные окислители будут эти вещества (ионы) окислять, а более сильные восстановители - восстанавливать. Примеры таких веществ: сера , так как высшая степень окисления атома серы +6, а низшая −2, оксид серы(IV), оксид азота(III) (высшая степень окисления атома азота +5, а низшая −3), пероксид водорода (высшая степень окисления атома кислорода +2, а низшая −2). Двойственные окислительно-восстановительные свойства проявляют ионы металлов в промежуточной степени окисления: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 и др.

Пример 8.11. Не может протекать окислительно-восстановительная реакция, схема которой:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Решение. Не может протекать реакция, схема которой указана под номером 3), так как в ней присутствует восстановитель , но нет окислителя:

Ответ : 3).

Для некоторых веществ окислительно-восстановительная двойственность обусловлена наличием в их составе различных атомов как в низшей, так и в высшей степени окисления; например, соляная кислота (HCl) за счет атома водорода (высшая степень окисления, равная +1) - окислитель, а за счет аниона Cl − - восстановитель (низшая степень окисления).

Невозможна ОВР между веществами, проявляющими только окислительные (HNO 3 и H 2 SO 4 , KMnO 4 и K 2 CrO 7) или только восстановительные свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

ОВР чрезвычайно распространены в природе (обмен веществ в живых организмах, фотосинтез, дыхание, гниение, горение), широко используются человеком в различных целях (получение металлов из руд, кислот, щелочей, аммиака и галогенов, создание химических источников тока, получение тепла и энергии при горении различных веществ). Отметим, что ОВР часто и осложняют нашу жизнь (порча продуктов питания, плодов и овощей, коррозия металлов - все это связано с протеканием различных окислительно-восстановительных процессов).

Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.

Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).

Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?

Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.

Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами

Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Основные положения теории окисления-восстановления

1. Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением:

S 0 - 4e - ® S 4+ (окисление)

Атом или ион, который отдаёт электроны, называется восстановителем (восстановитель): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (окисление).

2. Процесс присоединения электронов атомом или ионом называется восстановлением: S 6+ + 8e - ® S 2- (восстановление).

Атомы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (окислитель): Cl - + e - ® Cl 0 (восстановление).

Окислитель во время реакции восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот, восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого.

3. В окислительно-восстановительных процессах количество электронов, отданных в процессе окисления, всегда должно быть равно количеству электронов, принятых в процессе восстановления.

Пример:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 = Cu 0 + H 2 O 2-

окислитель Cu 2+ +2e - ® Cu 0 восстановление

восстановитель H 2 0 - 2e - ® 2H + окисление

4. Уравнивание количества отданных и принятых электронов производят путём подбора коэффициентов с предварительным составлением уравнения электронного баланса

Пример:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Восстановитель S 2- - 2e - ® S 0 3 окисление

окислитель N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 восстановление

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. При составлении уравнения электронного баланса необходимо исходить из такого количества атомов или ионов сколько их входит в состав молекулы исходного вещества, а иногда в состав молекулы продуктов реакции

Пример:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 +KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O

Окислитель 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 восстановление

восстановитель 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 окисление

6. Окислительно-восстановительные процессы протекают чаще всего при наличии среды: нейтральной, кислой или щелочной.

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов надо учитывать основное положение: число электронов, отданных восстановлением, равно числу электронов, полученных окислением.

После выявления окислителя, восстановителя, к соответствующему равенству реакции составляют цифровую схему перехода электронов (уравнение электронного баланса).

Пример 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3 , гдеAl – восстановитель, Cl 2 -окислитель.

Схема перехода электронов:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 окисление

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 восстановление

Из данной схемы видно, что на один окисляющийся атом алюминия требуется три атома хлора, воспринимающие эти три электрона (смотри вторую графу). Следовательно, на каждый атом алюминия необходимо три атома хлора или на два атома алюминия три молекулы хлора. Получаем коэффициенты:

2Al + 3Cl 2 = AlCl 3 .

Пример 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- +H 2 O, где O 2 - типичный окислитель, а N 3- H 3 играет роль восстановителя.

Составляем схему (электронный баланс):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 окисление

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 восстановление

На 4 атома азота требуется 10 атомов или 5 молекул кислорода. Получаем коэффициенты:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Особые случаи составления равенств окислительно-восстановительных реакций

1. Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, является чётными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на общий наибольший делитель.

Пример:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 +HCl

Восстановитель S +4 - 2е - ® S +6 6 3 окисление

окислительCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 восстановление

Коэффициентами у восстановителя и окислителя будут не 2 и 6, а 1и 3:

3H 2 SO 3 +3HClO 3 =3H 2 SO 4 +HCl.

Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечетно, а в результате реакции должно получиться чётное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

Пример:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Восстановитель J - -1e - ® J o 5 10 окисление

Коэффициентами у окислителя и восстановителя будут не 1 и 5, а 2 и 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.

Пример:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Восстановитель Br - - e - ® Br 0 5 10 окисление

окислитель Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 восстановление

В этой реакции десять молекул HBr реагируют как восстановители, а шесть молекул HBr необходимы для связывания получающихся веществ (солеобразование):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3.Окисляются одновременно и положительные и отрицательные ионы молекулы восстановителя.

Пример:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Здесь ионы As +3 окисляются в ионы As 2 +3 и одновременно ионы S -2 окисляются в ионы S +6 а анионы N +5 восстанавливаются до N +2 .

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

восстановители 3S -2 - 24e - ® 3S +6 окисление

окислитель N +5 + 3e - ® N +2 восстановление

В этой реакции на каждые три молекулы As 2 S 3 реагируют 28 молекул HNO 3 . Проверяем правильность составления равенств реакции путём подсчёта атомов водорода и кислорода в правой и левой частях. Таким образом, находим, что в реакцию вступают ещё 4 молекулы воды, которые должны быть приписаны к левой части равенства для окончательной его записи:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Восстановители 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 окисление

окислитель N +5 + 3e - ®N +2 28 восстановление

4. Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, но входящие в состав различных веществ.

Пример:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Восстановитель J - - е - ® J 0 5 окисление

окислитель J +5 + 5e - ®J 0 1 восстановление

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5.Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, входящие в состав одного вещества (самоокисление -самовосстановление).