Окислительно-восстановительные реакции - Теоретический материал - ОСНОВЫ ХИМИИ

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдает электроны, т.е. окисляется; окислитель присоединяет электроны, т.е. восстанавливается. Причем любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого. К типичным (сильным) окислителям относят: F₂, Сl₂, O₂, КСlO₃, H₂S0₄ (КОНЦ.), HNO₃, КМNO₄, МnO₂, К₂Сr₂O₇, РbO₂ и др. К типичным (сильным) восстановителям относят: Н₂, С (графит), Zn, Al, Са, KI, SO₂, H₂S, СО и другие.

Окислительно-восстановительные реакции могут быть нескольких видов.

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ. Например:

H₂S + Сl₂ = S + 2НСl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества. Например:

NH₄NO₃ = N₂O + 2Н₂O

Диспропорционирования (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы одного элемента и окисляются, и восстанавливаются (повышают степень окисления и понижают). Например:

Сl₂ + Н₂O = НСlO + НСl

Расстановку коэффициентов в уравнених окислительно-восстановительных реакций осуществляют методом электронного баланса или методом полуреакций.

Метод электронного баланса

Составим уравнение реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (лабораторный способ получения хлора):

Покажем изменение степеней окисления атомов:

Это окислительно-восстановительная реакция, так как в ходе реакции изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НСl — восстановитель, МnO₂ — окислитель.

Составляем электронные уравнения:

Находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления 1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении, его же мы и переносим в молекулярное уравнение:

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ.

Из электронных уравнений видно, что на 2 моль НСl приходится 1 моль МnO₂. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид:

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например, хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

После сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим краткое ионное уравнение

Метод полуреакций

Как показывает название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

В качестве примера составим уравнение для схемы реакции:

При пропускании сероводорода H₂S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO₄ малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Это первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H₂S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnO₄ (он имеет малиновую окраску) в ион Мn²⁺ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слаборозовую окраску), что можно выразить схемой:

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnO₄, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные — два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

Это вторая полуреакция — процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона.

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н⁺ левую и правую часть уравнения, получим:

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2^-) + (6⁺) = 4⁺, в правой 2(2⁺) = 4⁺. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

Таким образом, составление уравнений окислительновосстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому же результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе присутствуют ионы

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе 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 его выводе. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.