Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например:
N2H4 (гидразин)



степень окисления азота - -2; валентность азота - 3.


Расчет степени окисления


Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу -O-O-, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO2 + Na2O ® Na2SO3
Реакции разложения
Cu(OH)2 -t°® CuO + H2O
Реакции обмена
AgNO3 + KCl ® AgCl¯ + KNO3
NaOH + HNO3 ® NaNO3 + H2O

B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg0 + O20 ® 2Mg+2O-2
2KCl+5O3-2 -t°® 2KCl-1 + 3O20­
2KI-1 + Cl20 ® 2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1 ® Mn+2Cl2 + Cl20­ + 2H2O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.

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:
H20 - 2e ® 2H+
S-2 - 2e ® S0
Al0 - 3e ® Al+3
Fe+2 - e ® Fe+3
2Br - - 2e ® Br20
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.
Mn+4 + 2e ® Mn+2
S0 + 2e ® S-2
Cr+6 +3e ® Cr+3
Cl20 +2e ® 2Cl-
O20 + 4e ® 2O-2
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
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. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n-8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители Окислители
Металлы,
водород,
уголь.
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H2S);
оксид серы (IV) (SO2);
сернистая кислота H2SO3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота HNO2;
аммиак NH3;
гидразин NH2NH2;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Галогены.
Перманганат калия(KMnO4);
манганат калия (K2MnO4);
оксид марганца (IV) (MnO2).
Дихромат калия (K2Cr2O7);
хромат калия (K2CrO4).
Азотная кислота (HNO3).
Серная кислота (H2SO4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO2);
оксид серебра (Ag2O);
пероксид водорода (H2O2).
Хлорид железа(III) (FeCl3).
Бертоллетова соль (KClO3).
Анод при электролизе.




Классификация окислительно-восстановительных реакций


Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 + O20 ® S+4O2-2
S - восстановитель; O2 - окислитель

Cu+2O + C+2O ® Cu0 + C+4O2
CO - восстановитель; CuO - окислитель

Zn0 + 2HCl ® Zn+2Cl2 + H20­
Zn - восстановитель; HСl - окислитель

Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 ® I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O
KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H2S-2 + H2S+4O3 ® 3S0 + 3H2O

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O3-2 ® 2KCl-1 + 3O20­
Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель

N-3H4N+5O3 -t°® N2+1O­ + 2H2O
N+5 - окислитель; N-3 - восстановитель

2Pb(N+5O3-2)2 ® 2PbO + 4N+4O2 + O20­
N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель


Опыт. Разложение дихромата аммония

(N-3H4)2Cr2+6O7 -t°® Cr2+3O3 + N20­ + 4H2O
Cr+6 - окислитель; N-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl20 + 2KOH ® KCl+1O + KCl-1 + H2O
3K2Mn+6O4 + 2H2O ® 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH
3HN+3O2 ® HN+5O3 + 2N+2O­ + H2O
2N+4O2 + 2KOH ® KN+5O3 + KN+3O2 + H2O
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO4 + HCl ® KCl + MnCl2 + Cl2­ + H2O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn+7O4 + HCl-1 ® KCl + Mn+2Cl2 + Cl20­ + H2O
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.
Mn+7 + 5e ® Mn+2
2Cl-1 - 2e ® Cl20
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn+7 + 5e ® Mn+2 2
2Cl-1 - 2e ® Cl20 5

------------------------
2Mn+7 + 10Cl-1 ® 2Mn+2 + 5Cl20

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn+7O4 + 16HCl-1 ® 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

B Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

2Cl1- - 2e ® Cl20
5
MnO41- + 8H+ + 5e ® Mn2+ + 4H2O 2
7+
2+


--------------------------------------
10Cl- + 2MnO41- + 16H+ ® 5Cl20­ + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)

Типичные реакции окисления-восстановления


Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя



При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 ® 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс

Mn+7 + 5e ® Mn+2 2
S+4 - 2e ® S+6 5




метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5e ® Mn2+ + 4H2O 2
SO32- + H2O - 2e ® SO42- + 2H+ 5


---------------------------------------------------
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O ® 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- ® 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.

Реакции в нейтральной среде

3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O ® 3K2S+6O4 +2Mn+4O2¯ + 2KOH
электронный баланс

S+4 - 2e ® S+6 3
Mn+7 + 3e ® Mn+4 2


метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- 2
SO32- + 2OH- - 2e ® SO42- + H2O 3


---------------------------------------------------
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- ® 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O
или 2MnO4- + H2O + 3SO32- ® 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH ® K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O

электронный баланс

S+4 - 2e ® S+6 1
Mn+7 + 1e ® Mn+6 2


метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2e ® SO42- + H2O 1
MnO41- + e ® MnO42- 2


-------------------------------------
SO32- + 2OH- + 2MnO4- ® SO42- + H2O + 2MnO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4.
Таким образом,



Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.

1)
K2Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 ® K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 3S0¯ + 7H2O
электронный баланс:

2Cr+6 + 6e ® 2Cr+3 1
S-2 - 2e ® S0 3


метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr3+ + 7H2O 1
H2S0 - 2e ® S0 + 2H+ 3


----------------------------------
Cr2O72- + 8H+ + 3H2S ® 2Cr3+ + 7H2O + 3S0


2)
K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4 ® 3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 7H2O
электронный баланс:

2Cr+6 + 6e ® 2Cr+3 1
Fe+2 - e ® Fe+3 6

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr3+ + 7H2O 1
Fe2+ - e ® Fe3+ 6


-------------------------------------
6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ ® 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O





3) K2Cr2+6O7 + 14HCl-1 ® 3Cl20­ + 2KCl + 2Cr+3Cl3 + 7H2O
электронный баланс:

2Cr+6 + 6e ® 2Cr+3 1
2Cl-1 - 2e ® Cl20 3


метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr3+ + 7H2O 1
2Cl1- - 2e ® Cl20 3


-----------------------------------
Cr2O72- + 6Cl- + 14H+ ® 2Cr3+ + 3Cl20 + 7H2O

Окислительные свойства азотной кислоты

Окислителем в молекуле (см. также "Азотная кислота") азотной кислоты является N+5, который в зависимости от концентрации HNO3 и силы восстановителя (например, активности металла - см. также тему " Азотная кислота") принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N-3H3(NH4NO3);

1)
Cu0 + 4HN+5O3(конц.) ® Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2­ + 2H2O
электронный баланс:

Cu0 - 2e ® Cu+2 1
N+5 + e ® N+4 2



метод полуреакций:

Cu0 - 2e ® Cu+2 1
NO3- + 2H+ + e ® NO2 + H2O 2


--------------------------------
Cu0 + 2NO3- + 4H+ ® Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
2)
3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) ® 3Ag+1NO3 + N+2O­ + 2H2O

электронный баланс:

Ag0 - e ® Ag+ 3
N+5 + 3e ® N+2 1


метод полуреакций:

Ag0 - e ® Ag+ 3
NO3- + 4H+ + 3e ® NO + 2H2O 1


------------------------------
3Ag0 + NO3- + 4H+ ® 3Ag+ + NO + 2H2O

3) 5Co0 + 12HN+5O3(разб.) ® 5Co+2(NO3)2 + N20­ + 6H2O
электронный баланс:

Co0 - 2e ® Co+2 5
2N+5 + 10e ® N20 1



метод полуреакций:

Co0 - 2e ® Co+2 5
2NO3- + 12H+ + 10e ® N2 + 6H2O 1


---------------------------------
5Co0 + 2NO3- + 12H+ ® 5Co2+ + N2 + 6H2O

4) 4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.) ® 4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O

электронный баланс:

Ca0 - 2e ® Ca+2 4
N+5 + 8e ® N-3 1



метод полуреакций:

Ca0 - 2e ® Ca+2 4
NO3- + 10H+ + 8e ® NH4+ + 3H2O 1


---------------------------------
4Ca0 + NO3- + 10H+ ® 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O

При взаимодействии HNO3 с неметаллами выделяется, как правило, NO:

1) 3C0 + 4HN+5O3 ® 3C+4O2­ + 4N+2O­ + 2H2O
электронный баланс:

C0 - 4e ® C+4 3
N+5 + 3e ® N+2 4

метод полуреакций:

C0 + 2H2O - 4e ® CO2 + 4H+ 3
NO3- + 4H+ + 3e ® NO + 2H2O 4


---------------------------------------------
3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ ® 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O
или 3C0 + 4NO3- + 4H+ ® 3CO2 + 4NO + 2H2O





2) 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2

электронный баланс:

P0 - 5e ® P+5 3
N+5 + 3e ® N+2 5



метод полуреакций:

P0 + 4H2O - 5e ® PO43- + 8H+ 3
NO3- + 4H+ + 3e ® NO + 2H2O 5


------------------------------------------------
3P0 + 12H2O + 5NO3- + 20H+ ® 3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O
или 3P0 + 2H2O + 5NO3- ® 3PO43- + 4H+ + 5NO

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

1. Обычно пероксид водорода используют как окислитель:
H2O2 + 2HI-1 ® I20 + 2H2Oэлектронный баланс:

2I- - 2e ® I20 1
[O2]-2 + 2e ® 2O-2 1

метод полуреакций:

2I- - 2e ® I20 1
H2O2 + 2H+ + 2e ® 2H2O 1


----------------------
2I- + H2O2 + 2H+ ® I2 + 2H2O
При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.

5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 ® 5O20­ + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O

электронный баланс:

[O2]-2 - 2e ® O20 5
Mn+7 + 5e ® Mn+2 2

метод полуреакций:

MnO4- + 8H+ + 5e ® Mn2+ + 4H2O 2
H2O2 - 2e ® O2 + 2H+ 5


------------------------------------------
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ ® 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+
или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ ® 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

Другие записи

10.06.2016. Концентрация вещества
Концентрация - величина, характеризующая содержание вещества в единице массы или объема смеси. Содержание вещества может быть выражено в единицах массы, количества вещества и объема. Наиболее распространенными…
10.06.2016. Концентрация растворов
Способы выражения концентрации растворов Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.…
10.06.2016. Классификация неорганических веществ
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ. Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы…
10.06.2016. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)
В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул. Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает…
10.06.2016. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808)
Все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения. На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью…