Окислительно-восстановительные реакции

Все реакции можно разделить на две группы. В одних реакциях не меняется степень окисления атомов – это реакции обмена, некоторые реакции синтеза и распада веществ.

В других реакциях степень окисления атомов меняется. Это окислительно-восстановительные реакции. В них происходит переход электронов от одних атомов к другим, при этом изменяется степень окисления. Степень окисления - это число электронов, смещённых от одного атома к другому.

Если общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, то степень окисления равна нулю. Если же общая электронная пара смещена к одному из атомов, обладающему большей электроотрицательностью, то этот атом приобретает отрицательную степень окисления. Атом, от которого смещены электроны, приобретает положительную степень окисления.

Постоянную степень окисления +1 имеют щелочные металлы, постоянную степень окисления проявляют Zn²⁺, Ca²⁺, Al³⁺,O^2-, H⁺(в соединениях с неметаллами), F^-.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят одновременно два процесса: окисление и восстановление.

Окислением называют процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления.

Например, Zn⁰ + Cu²⁺SO₄ = Cu⁰ + Zn²⁺SO_4,

Zn⁰ - 2e = Zn²⁺ - процесс окисления

Zn⁰ - восстановитель.

Присоединение или взятие электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называют восстановлением.

Cu²⁺ + 2e = Cu^{0 –} восстановление,

Сu²⁺- окислитель.

Восстановителями называют атомы или ионы, отдающие электроны и повышающие свою степень окисления.

Восстановителями могут быть атомы металлов, атомы неметаллов, имеющие низкие степени окисления в различных соединениях.

Пример:

Na₂S⁴⁺O₃^2-, S⁴⁺ – восстановитель.

NaN³⁺O₂ , N³⁺ – восстановитель.

Fe²⁺Cl₂, Fe²⁺ – восстаноситель.

H₂S^2-, S^2- – восстановитель.

Окислителями называют атомы или ионы, принимающие электроны, и понижающие свою степень окисления.

Окислителями могут быть неметаллы с высокой электроотрицательностью. Например, галогены, кислород, а так же различные соединения, в которых атомы неметаллов и металлов находятся в высшей положительной степени окисления.

Пример:

H₂S⁶⁺O₄, S⁶⁺ – окислитель.

HN⁵⁺O₃, N⁵⁺ – окислитель.

K₂Cr₂⁶⁺O₇, Cr⁶⁺ – окислитель.

KMn⁷⁺O₄, Mn ⁷⁺– окислитель.

Типы окислительно-восстановительных реакций.

- межмолекулярные реакции. Связаны с изменением степени окисления атомов в разных молекулах.

2Mg⁰ + O₂⁰ = 2Mg²⁺O^2-

Al⁰ + Fe³⁺ ₂O₃ = Fe⁰ + Al₂³⁺O₃

- внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Происходит изменение степени окисления разных атомов в одной молекуле.

(N^3-H₄)₂Cr₂⁷⁺O₇ = N₂⁰ + Cr₂³⁺O₃ + H₂O

- реакции диспропорционирования. Реакции самоокисления, сомовосстановления. В этих реакциях одновременно происходит понижение и повышение степени окисления одного и того же элемента.

N⁴⁺O₂ + H₂O = HN³⁺O₂ + HN⁵⁺O₃

- реакции контрдиспропорционирования. Это внутримолекулярные реакции, в которых происходит выравнивание степеней окисления элементов.

(N^3-H₄)₂N³⁺O₂ = N₂⁰ + H₂O

Влияние среды на характер реакции:

а) Нередко от среды зависят продукты взаимодействия:

Mn2+ - в кислой среде

MnO MnO2 – в нейтральной среде

MnO – в щелочной среде

Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту. Для создания щелочной среды берут сильные щёлочи.

б) Часто влияние среды проявляется в том, что некоторые элементы в одной и той же степени окисления могут существовать в разных формах в зависимости от среды:

K₂Cr⁶⁺O₄ – хромат (щелочная среда)

K₂Cr₂⁶⁺O₇ - дихромат (кислая среда).

Cr³⁺ - в кислой среде,

[Сr(OH)₆]^3- - в щелочной среде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций: окисления и восстановления.

Условием для окислительно-восстановительной реакции является равенство числа отданных и принятых электронов.

Рассмотрим общие правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса на примере взаимодействия иодоводорода с концентрированной серной кислотой:

2HI + H₂S⁶⁺O₄ (к) = I₂⁰ + H₂S⁴⁺O₃ + H₂O

1) Выявить роль участников процесса:

HI – восстановитель, H₂SO ₄ (к) – окислитель.

2) Составить электронно-ионные уравнения полуреакций:

1 2HI - 2e = I₂⁰ + 2H⁺ окисление

HI - восстановитель

1 SO₄^2- + 2e +2H ⁺ = SO₃^2- + H₂O восстановление

SО₄^2- - окислитель.

2НI+ SO₄^2- + 2H⁺ = I₂⁰ + SO₃^2- + H₂O + 2Н⁺– суммарное ионное уравнение. Подобные члены в левой и правой частях уравнения сокращаем (2Н⁺) и переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.