Окислительно-восстановительные реакции

В соединениях элементы характеризуются степенью окисления. Это условный заряд, который имели бы атомы элемента при полном смещении электронов химических связей к более электроотрицательным из соседних атомов: H₂SO₄ (S⁺⁶), KMnO₄ (Mn⁺⁷), K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶).

Окислительно-восстановительные системы

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, называют окислительно-восстановительными:

2 Fe + 6 H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3 SO₂ + 6 H₂O,

Fe - 3 ē = Fe⁺³ окисление - увеличение степ е ни окисления

S⁺⁶ + 2 ē = S⁺⁴ восстановление - снижение степени окисления.

Типичные окислители – активные неметаллы (F₂, O₂, Cl₂) и элементы в максимальной степени окисления в составе соединений (K Mn O₄, K₂ Cr ₂O₇, K Cr O₄, K Cl O₄, Pb O₂, H₂ S O₄, H N O₃). Типичные восстановители – металлы и элементы в минимальной степени окисления в составе соединений (H₂ S, K I). Многие соединения могут выступать в роли и окислителя и восстановителя в различных реакциях (H₂ O ₂, Mn O₂).

Типы ОВР:

  межмолекулярные – Fe + H ₂ SO ₄ = FeSO ₄ + H ₂;

внутримолекулярные – (NH ₄)₂ Cr ₂ O ₇ = Cr ₂ O ₃ + N ₂ + 4 H ₂ O;

и реакции диспропорционирования – Cl₂ + 2 KOH = KCl + KClO + H₂O;

Методы подбора коэффициентов в уравнениях ОВР

 

Метод ионно-электронного баланса. Изменение степени окисления приводит к изменению состава соединений. В перестройке ионов и молекул в растворах принимают участие ионы Н⁺, ОН ^─ и молекулы Н₂О. Метод отражает роль среды в протекании ОВР. При его использовании нет необходимости рассчитывать степень окисления элемента, что существенно облегчает подбор коэффициентов для реакций с участием сложных органических соединений (например, сахарозы) и в тех случаях, когда расчет степени окисления связан с определенными трудностями (например, в сульфидах одинакового состава FeS₂ и MoS₂ степени окисления и металлов и серы различны).

Вспомогательные соотношения:

(О^─2) + 2Н⁺ ↔ Н₂О при рН<7 и (О^─2) + Н₂O ↔ 2ОH^─ при рН≥7.

Указанные соотношения используют для обеспечения баланса ионного состава в полуреакциях окисления и восстановления. Используем метод для составления уравнений ОВР между KMnO₄ и NaNO₂, протекающих в различных средах. Окислитель MnO₄^- восстанавливается до различных форм в зависимости от кислотности среды: Mn⁺² при рН<7; MnO₂ при рН=7 и MnO₄ ^{─ 2} при рН > 7.

Кислая среда. KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → NaNO₃ + MnSO₄...

Находим окислитель и восстановитель и записываем для них ионные состояния до, и после реакции используя ионы и молекулы среды:

2 | MnO₄^─ + 8 H⁺ + 5 ē = Mn⁺² + 4 H₂O восстановление

5 | NO₂^─+ H₂O - 2 ē = NO₃^─ + 2 H⁺ окисление

Суммируем уравнения:

2 MnO₄^─ +16H⁺ +5NO₂^─ + 5H₂O = 2Mn⁺² +8H₂O +5NO₃^─ +10H⁺. Окончательно в молекулярной форме:

2 KMnO ₄ + 5 NaNO ₂ + 3 H ₂ SO ₄ = 5 NaNO ₃ + 2 MnSO ₄ + 3 H ₂ O.

Нейтральная среда. KMnO ₄ + NaNO ₂ + H ₂ O ↔ NaNO ₃ + MnO ₂...

2 MnO₄^─ + 2 H₂O +3 ē = MnO₂ + 4 ОН^─ восстановление

3 NO ₂ ^─ + 2 ОН^─ -2 ē = NO ₃ ^─ + H ₂ O. окисление

2 KMnO₄ + 3 NaNO₂ + H₂O = 3 NaNO₃ + 2 MnO₂ + 2 KOH

Щелочная среда. KMnO₄ + NaNO₂ + КОН ↔ NaNO₃ + К₂MnO₄...

2    MnO₄- + ē  = MnO₄^─2 восстановление

1   NO ₂ ^─ + 2 ОН^─ - 2 ē  = NO ₃ - + H ₂ O. окисление

2 KMnO₄ + NaNO₂ + 2 КОН = NaNO₃ + 2 К₂MnO₄ + Н₂О.