Рекомендации к изучению теоретического материала. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, идущие с изменением степени окисления элементов в соединениях.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, идущие с изменением степени окисления элементов в соединениях.

Частицы (молекулы, ионы), в которых находится элемент, повышаю-щий в процессе реакции свою степень окисления, относятся к восстановите-лям, а частицы, в которых элемент понижает свою степень окисления – к окислителям. Процессы, сопровождающиеся отдачей или присоединением электронов, называются окислением или восстановлением соответственно.

Типы ОВР

Внутримолекулярные – функции окислителя и восстановителя выполняют атомы разных элементов, находящихся в составе одной и той же молекулы или одного и того же иона:

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 +3O₂⁰,

ClO₃ = Cl^-+O₂⁰,

Cu(N₃)₂ = Cu + 3N₂,

2NH₃·NI₃ = 2NH₃ + N₂ +3I₂.

Диспропорционирование – функции окислителя и восстановителя вы-полняют атомы одного и того же элемента в его промежуточной степени окисления, находящиеся как в составе одной и той же молекулы или одного и того же иона, так и в составе разных ионов или молекул:

Cl₂⁰+2KOH = KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O,

2 NO₂ + H₂O = HN⁺⁵O₃ + HN⁺³O₂.

Конпропорционирование – это внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в ходе которых происходит выравнивание сте-пеней окисления атомов одного и того же элемента:

N^-3H₄N⁺⁵O₃ = N₂⁺¹O+ 2H₂O.

Межмолекулярные – функции окислителя и восстановителя выполняют атомы разных элементов, принадлежащие разным веществам (разным атом-ным или молекулярным частицам):

2HN⁺³O₂ +H₂S^-2 = 2N⁺²O + S⁰ +2H₂O

или

4Fe⁺²S^-2+ 7O₂ =2Fe₂⁺³O₃^-2 +4S⁺⁴O₂^-2.

Реакции смешанного типа - диспропорционирование и внутримоле-кулярное окисление-восстановление:

5Ba(I⁺⁵O₃^-2)₂ = Ba₅(I⁺⁷O₆)₂ + 4I₂⁰ +9O₂⁰

ОВР подчиняются правилам материального баланса (количество атомов одного сорта в правой и левой частях уравнения одинаково) и пра-вилу баланса зарядов (суммарный заряд в левой и правой частях одинаков). Число отдаваемых и принимаемых электронов должно быть одинаково.

Метод ионно-электронного баланса

При составлении схем (ОВР) соединения, хорошо диссоциирующие в воде, записывают в виде ионов; малорастворимые, слабо диссоциирующие и летучие соединения - в виде молекул.

В ходе ОВР происходит изменение не только зарядов ионов, но часто и их состава, например: MnO₄^-1 = Mn²⁺; NO₂^-1 = NO₃^-1 и т.д.

В таких взаимных переходах в общем случае принимают участие моле-кулы воды или содержащиеся в растворе водородные (Н⁺) и гидроксильные (ОН^-) ионы. Во взаимодействие с молекулами или ионами восстановителя и окислителя могут вступать или, наоборот, быть продуктами процесса в: нейтральной среде – Н⁺, ОН^- ионы и молекулы Н₂О;

кислой среде – Н⁺ ионы и молекулы Н₂О;

щелочной среде - ОН^- ионы и молекулы Н₂О.

Продукты реакции определяют, исходя из химических свойств реаги-рующих веществ, несколько из которых можно представить в виде отдель-ных схем. Для окислителя и восстановителя составляются электронно-ион-ные уравнения, которые затем суммируются в общее ионно-молекулярное уравнение.

Этапы составления уравнений:

1) записывают общую молекулярную схему всего процесса с указанием окислителя, восстановителя и продуктов их взаимодействия (при необхо-димости продукты взаимодействия находят по схемам перехода ионов в различных средах):

К₂Сr₂O₇+ HCl_(конц.) = CrCl₃ + Cl₂ + Н₂О

НСl в данном случае – восстановитель, солеобразователь и среда (кислая).

2) отмечают, что в кислой среде в процессе окисления-восстановления участвуют ионы Н⁺ и молекулы Н₂О; а также что сильные электролиты запи-сывают в виде ионов (Сr₂O₇^2-, Сr³⁺, Cl^-), а слабые электролиты, нераст-воримые вещества и газы – в молекулярном виде (Сl₂).

3) составляют раздельно ионно-молекулярные уравнения процессов окисления и восстановления в такой последовательности:

а) уравнивают число атомов всех элементов в левой и правой частях уравнения, исключая кислород и водород:

Сr₂O₇^2- = 2Сr³⁺,

2Cl^-1 = Cl₂⁰;

б) уравнивают число атомов кислорода, используя молекулы воды (в кислой среде) или группы ОН^- (щелочной среде), число атомов водорода уравнивают за счет ионов Н⁺ (в кислой среде) и молекул воды (в щелочной). В нейтральной среде молекулы Н₂О можно использовать для уравнивания количества атомов кислорода или водорода только со стороны исходных веществ ОВР, а со стороны продуктов реакции – одну из заряженных частиц (Н⁺ или ОН^-):

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ = 2Сr³⁺ + 7Н₂О;

в) уравнивают заряды с помощью прибавления или отнятия электронов в левой части ионно-молекулярных уравнений:

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6ē = 2Сr³⁺ + 7Н₂О,

2Cl^- - 2ē = Cl₂⁰;

4) устанавливают баланс электронов в уравнениях путём подбора основных коэффициентов по правилу наименьшего кратного:

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6ē = 2Сr³⁺ + 7Н₂О 2 1

2Cl^- - 2ē = Cl₂⁰ 6 3

5) суммируют ионно-молекулярные уравнения с коэффициентами в общее уравнение:

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6Cl^- = 2Сr³⁺ + 7Н₂О + 3Cl₂;

6) записывают реакцию в молекулярном виде, добавляя в правую и ле-вую части суммарного (общего) ионно-молекулярного уравнения одинаковое число ионов, не участвующих в процессах окисления и восстановления, но присутствующих в растворе:

K₂Cr₂O₇ + 6HCl + 8HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O,

8HCl – дополнительные, они не окисляются, а связываются с ионами Cr³⁺ и К⁺. В итоге:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl _(конц.) = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂О.

Аналогично разбираются примеры в щелочной и нейтральной среде, а также с участием Н₂О₂.

7.2 Примеры решения типовых задач

Пример 1. Запишите уравнение реакции взаимодействия нитрита натрия с бихроматом калия в щелочной среде.

Решение:

а) устанавливаем, что в реакции K₂Cr₂O₇ – окислитель, NaNO₂ – восстановитель, КОН – среда;

б) записываем уравнение восстановления в ионно-молекулярном виде, при этом вначале устанавливаем продукт восстановления по схемам ОВР – это ион [Cr(OH)₆]^3-, уравниваем количество атомов хрома и проверяем мате-риальный баланс атомов кислорода и водорода (слева – 7 кислорода и 0 водорода (условный заряд -14), а справа – 12 кислорода и 12 водорода (ус-ловный заряд -12)) – недостающий отрицательный условный заряд справа компенсируем двумя группами ОН^-, а количество недостающих атомов водо-рода слева – за счёт семи молекул Н₂О, затем в полуреакции проверяем ба-ланс зарядов ионов и добавляем 6 электронов, чтобы суммарный заряд ис-ходных веществ и продуктов реакции был одинаков:

Cr₂O₇^2- + 7Н₂О + 6ē = 2[Cr(OH)₆]^3- + 2ОН^-;

в) устанавливаем продукт окисления – это ион NO₃^-, записываем уравнение окисления, проверяем материальный баланс атомов кислорода (слева – 2, а справа – 3) – недостающее количество атомов кислорода в ще-лочной среде компенсируем удвоенным количеством групп ОН^-, а в правой части недостающее количество атомов водорода – молекулой Н₂О; затем проверяем баланс зарядов и отнимаем 2 электрона, чтобы суммарный заряд исходных веществ и продуктов реакции был одинаков:

NO₂^- + 2OH^- - 2 ē = NO₃^- + H₂O;

г) количество принятых и отданных электронов должно быть одина-ково, поэтому умножаем каждый член уравнения окисления на 3, а каждый член уравнения восстановления – на 1. Суммируем уравнение окисления с уравнением восстановления:

1 Cr₂O₇^2- + 7Н₂О + 6ē = 2[Cr(OH)₆]^3- + 2ОН^-

3 NO₂^- + 2OH^-- 2 ē = NO₃^-+ H₂O

Cr₂O₇^2- + 7Н_­2О + 3NO₂^-+ 6OH^-= 2[Cr(OH)₆]^3- + 2ОН^- + 3NO₃^-+ 3H₂O.

Сокращаем количество одинаковых молекул и ионов в правой и левой частях уравнения и в результате получаем ионно-молекулярное уравнение ОВР:

Cr₂O₇^2- + 4Н_­2О + 3NO₂^- + 4OH^-= 2[Cr(OH)₆]^3- + 3NO₃^-;

д) записываем молекулярное уравнение, добавляем недостающие кати-оны и анионы, имеющиеся в растворе, но не принимающие участие в ОВР, учитывая, что для связывания анионов следует использовать катион калия:

K₂Cr₂O₇ + 3NaNO₂ + 4KOH + 4H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3NaNO₃.

Пример 2. Запишите реакцию взаимодействия сульфита натрия с пер-манганатом калия в нейтральной среде.

Решение

а) устанавливаем, что в реакции KMnO₄ – окислитель, Na₂SO₃ – восста-новитель, Н₂O – среда; продуктами окисления-восстановления в этой реак-ции (согласно схеме ОВР) будут оксид марганца (VI) и сульфат натрия;

б) записываем уравнение восстановления с учётом того, что в нейт-ральной среде для уравнивания количества атомов кислорода и водорода в полуреакциях молекулы воды пишутся на стороне исходных веществ, а час-тицы Н⁺ и ОН^- – на стороне продуктов реакции

MnO₄^- + 2H₂O + 3 ē = MnO₂ + 4OH^-,

при этом недостаток условного заряда на кислороде в молекуле MnO₂ (-4) по сравнению с условным зарядом на кислороде в ионе MnO₄^- (-8), компенсируем прибавлением в правую часть уравнения 4OH^-, а количество атомов водорода слева уравниваем добавлением 2Н₂О;

в) записываем уравнение окисления по аналогичному принцип

SO₃^2- + H₂O - 2 ē = SO₄^2- + 2H⁺;

г) количество принятых и отданных электронов должно быть одина-ково, поэтому умножаем каждый член уравнения окисления на 3, а каждый член уравнения восстановления – на 2. Суммируем уравнение окисления с уравнением восстановления

2 MnO₄^- + 2H₂O + 3 ē = MnO₂ + 4OH^-

3 SO₃^2- + H₂O - 2 ē = SO₄^2- + 2H⁺

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 3H₂O = 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 8OH^-+ 6H⁺;

д) ионы Н⁺ и ОН^- в нейтральной среде стягиваются с образованием мо-лекул воды

2MnO₄^- + 3SO₃^2- + 7H₂O = 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-+ 6H₂О,

а затем молекулы воды в обеих частях уравнения сокращаются

2MnO₄^-+ 3SO₃^2- + H₂O = 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-

е) записываем молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH.