Классификация окислительно-восстановительных реакций

В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на 3 типа:

1) Межмолекулярные

2) Дисмутационные (диспропорционирования)

3) Внутримолекулярные

4) Компропорционированния

1 .Межмолекулярные реакции окислителения-восстановления – это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ. В выше рассматриваемых реакциях окислитель и восстановитель находятся в разных веществах

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 =^t Cl⁰₂ ↑ + Mn⁺²Cl₂ + 2H₂O

2. Диспропорционирования – когда атомы или ионы одного и того и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

4KCl⁺⁵O₃ =^t KCl^- + 3KCl⁺⁷O₄

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, т.к. степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается.

3. Внутримолекулярные – когда окислитель и восстановитель одно и тоже вещество, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов.

(N^-3H₄)₂ Cr₂⁺⁶O₇ = N⁰₂ + Cr⁺₂³ O₃ + 4H₂O

2Hg⁺²O^-2 = Hg⁰ + O⁰₂

4. Компропорционированния – реакции в которых участвуют два вещества, cодержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления

Cu⁰ + Cu⁺²Cl₂ = 2Cu⁺¹Cl

Применяются два вида составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1) Метод электронного баланса.

2) Метод полуреакций.

По методу электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, причем число электронов отданных восстановителем, должно ровняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Метод полуреакций применяется для реакций между газообразными, твердыми или жидкими веществами, протекающих без электролитической диссоциации.

Например: 1) Метод электронного баланса

+3 +7 +5 +2

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃AsO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Ортомышьяковистая Ортомышьяковая

кислота кислота

Из схемы реакции видно, что степень окисления атома мышьяка до реакции +3, после +5, степень окисления марганца изменилась от +7 до +2.

Отражаем это изменение степени окисления в электронных уравнениях.

Восстановитель As⁺³ – 2e^- = As⁺⁵ 5 процесс окисления

Окислитель Mn⁺⁷ +5e^- = Mn⁺² 2 процесс восстановления

или методом полуреакций

MnO₄^- + 8H⁺ +5e = Mn⁺² + 4H₂O 2

H₃AsO₃ + H₂O – 2e = H₃AsO₄ + 2H⁺ 5

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Найдя наименьшее общее кратное определяем, что молекул восстановителя должно быть 5, а молекул окислителя 2, т.е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении.

Уравнение будет иметь вид:

5H₃AsO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5H₃AsO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

При составлении уравнений окислительно-восстановительной реакции соблюдают последовательность в исходных веществах записывают сначала восстановитель, затем окислитель и среду, а в продуктах реакции – продукт окисления восстановителя, продукт восстановления окислителя и побочные продукты.

2) Метод полуреакций

Правила составления уравнений ионно-электронным методом

1) Если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды:

MnО^-₄ + 8H⁺ + 5e → Mn⁺² + 4H₂O,

а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид ионов

NO^-₃ + 6H₂O → NH₃ + 9OH^- (нейтральная или щелочная)

MnО^-₄ + 2H₂O +3e → MnO₂ ↓ + 4OH^-

2) Если исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода,

I₂ + 6H₂O → 2 IO^-₃ + 12H⁺ +10e (кислая или нейтральная)

а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов, с образованием молекул воды.

CrO^-₂ + 4OH^- = CrO^-2₄ + 2H₂O + 3e

SO₃^-2 + H₂O – 2e → SO₄^-2 + 2H⁺

SO₃^-2 + 2OH^- -2e → SO₄^-2 + H₂O

Это же правило, но в более короткой формулировке:

1) если исходные вещества полуреакции содержат больше кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах освобождающийся кислород связывается в воду, а в нейтральных и в щелочных в гидроксид ион (OH^-)

O^2-+2H⁺ = H ₂O

O^2-+HOH = 2OH^-

2) если исходные вещества содержат меньше атомов кислорода, чем образующие, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных за счет гидроксид - ионов.

H₂O = O^2-+2H⁺

2OH^- = O^2-+ H₂O

 

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

+

MnO₄^- + e = MnO₄^2- 2

SO₃^-2 + 2OH - 2e = SO₄^-2+H₂O 1

MnO₄^3- + SO₃^-2 + 2OH^- = 2MnO₄^{2 -}+ SO₄^2- + H₂O

Метод полуреакций (электронно – ионный метод) применяют для реакций, протекающих в растворах.

Электронно-ионные уравнения точнее отражают истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительной реакции и облегчают составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной формуле.

Ионно - электронный метод (метод полуреакций) – основан на составлении раздельных ионных уравнений полуреакций – процессов окисления и восстановления – с последующим их суммированием в общее ионное уравнение.

Главные этапы:

1)записывается общая молекулярная схема

K₂Cr₂O₇ + Fe + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + FeSO₄ + H₂O

2)составляется ионная схема реакции. При этом сильные электролиты представлены в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы – в молекулярном виде. В схеме определяется частица, определяется характер среды (H⁺,H₂O или OH^-)

Cr₂O₇^2- + Fe + H⁺ → Cr³⁺ + Fe²⁺

3) Cоставляются уравнения 2-х полуреакций.

а) уравнивается число всех атомов, кроме водорода и кислорода

Cr₂O₇^2- + H⁺ → 2Cr³⁺

Fe → Fe²⁺

б) уравнивается кислород с использованием молекул H₂O или связывания его в H₂O

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7 H₂O

в)уравниваются заряды с помощью прибавления электронов

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ + 7 H₂O

Fe – 2e → Fe²⁺

4) уравнивается общее число участвующих электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего кратного и суммируются уравнения обеих полуреакций.

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ + 7 H₂O 2 1

Fe – 2e → Fe²⁺ 6 3

Cr₂O₇^2- + 3Fe + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3Fe²⁺ + 7 H₂O

5) записываются уравнения в молекулярной форме, с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления- восстановления.

K₂Cr₂O₇ + 3Fe +7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + FeSO₄ + K₂SO₄ + + 7 H₂O

Достоинства метода: видна роль среды, учитывается реальное состояние частиц в реакции, но применим лишь для реакций в растворах.

 

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда. Так, например MnO^-₄

восстанавливается до

H⁺ Mn⁺² бесцветный раствор

 

MnO^-₄ H₂O MnO₂ бурый осадок

Фиолето-

вый

OH^- MnO₄^2- раствор зеленого цвета

 

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия.

1) 2 KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄+3H₂O

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² 2 Э_KMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль

S⁺⁴ -- 2e = S⁺⁶ 5

(метод электронного баланса)

5Na⁺NO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

MnO^-₄ + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O 2

NO^-₂ + H₂O - 2e = NO^-₃ + 2H⁺ 5

2MnO^-₄ + 16H⁺ + 5NO^-₂ + 5H₂O = 2Mn⁺² + 8H₂O + 5 NO^-₃ + 10H⁺

6H⁺ 3H₂O

( метод полуреакций)

2) KMn⁺⁷O₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2 Mn⁺⁴O₂ ↓ + 3 Na₂SO₄ + 2KOH

Mn⁺⁷ + 3e = Mn ⁺⁴ 2

М _ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль

S⁺⁴ - 2e = S⁺⁶ 3

3) 2 KMn⁺⁷O₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 2e = Mn⁺⁶ 2 М_{Э KMnO4} = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль

S⁺⁴ -2e = S⁺⁶ 1

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль

Э = M / n

Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

 

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.