Типичные восстановители и окислители

Восстановители:а) металлы - чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH₃, H₂S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.

Окислители:а) неметаллы (F₂, Cl₂, Br₂, O₂ и др.) - чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe³⁺, Sn⁴⁺, Mn⁴⁺ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, NaBiO₃, HNO₃, H₂SO₄(конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.

Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO₂, H₂SO₃, H₂O₂ и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента.

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

окисл. восст.

H₂SO₃ + Br₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HBr

восст. окисл.

Пример:

Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:

F₂ + 2e ® 2F^-

окисл. восст.

Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:

Na⁰ - 1e ® Na⁺

восст. окисл.

Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F^- является восстановителем, а Na⁺ - окислителем.

Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста:

E = E^o +

где [Oк.] - молярная концентрация окисленной формы;

[Восст.] - молярная концентрация восстановленной формы;

n - число электронов, участвующих в полуреакции;

Е⁰ - стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е⁰, если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;

Величины стандартных электродных потенциалов Е⁰ приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е⁰, тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е⁰, тем сильнее восстановительные свойства.

Например:

F₂ + 2e ® 2F^- Е⁰ = 2,87 в - сильный окислитель

Na⁺ + 1e ® Na⁰ Е⁰ = -2,71 в - сильный восстановитель

(процесс всегда записывается для реакций восстановления).

Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е⁰_ок) и восстановителя (Е⁰_восст) - электродвижущей силой (э.д.с.) DЕ⁰:

DЕ⁰ = Е⁰_ок - Е⁰_восст,

Э.д.с. реакции DЕ⁰ связана с изменением свободной энергии Гиббса DG : DG = -nFDЕ⁰ , а с другой стороны, DG связана с константой равновесия К реакции уравнением DG = -2,3RTlnK.

Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:

DЕ = (2,3RT/nF)lnK.

Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) DЕ равна:

DЕ = DЕ⁰ - (2,3RT/nF)lgK или DЕ = DЕ⁰ - (0,059/n)lgK.

В случае равновесия DG = 0 и следовательно DЕ =0. Откуда DЕ = (0,059/n)lgK и К = 10 ^{nDЕ /0,059}.

Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: DG <0 или К>>1, которым соответствует условие DЕ⁰>0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение DЕ⁰. Если DЕ⁰>0, реакция идет. Если DЕ⁰<0, реакция не идет.

Пример 1. Определить возможность протекания реакции

2FeCl₃ + 2KI ® 2FeCl₂ + 2KCl + I₂

Решение: Находим, что окислителем является ион Fe⁺³, восстанавливающийся до Fe⁺², а восстановителем - I^-, окисляющийся до I₂. Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E⁰(Fe⁺³/Fe⁺²) = 0,77 в и E⁰(I₂/2I^-) = 0,54 в. Вычисляем DЕ⁰:

DЕ⁰ = Е⁰_ок - Е⁰_восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ⁰ > 0.

Пример 2. Определить возможность протекания реакции

2 KMnO₄ + 16 HCl ® 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O.

Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO₄^-, переходящий в Mn⁺², а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl₂. Определяем по таблице их потенциалы: E⁰(MnO₄^-/Mn⁺²) = 1,51 в и E⁰(Cl₂/2Cl^-) = 1,36 в. Вычисляем

DЕ⁰ = Е⁰_ок - Е⁰_восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ⁰ > 0.