Окислительно - восстановительные процессы

( редокс –процессы)

Окислительно - восстановительными - называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов реагирующих веществ.Они сопровождаются полным или частичным переносом электронов от одного атома к другому.

 Степень окисления элемента - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит из ионов.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1. Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю.

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю.

3. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1),  щелочно-земельные  металлы,  цинк, магний и кадмий (+2).

4. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов, например NaH, CaH₂.

5. Степень окисления кислорода в соединениях равна  -2, за исключением пероксидов (H₂O₂) и фторида кислорода (OF₂).

Пользуясь изложенными правилами, рассчитаем степень окисления хрома в соединении К₂СrO₄. Сумма зарядов на калии +2, на кислороде -8, тогда +2+х-8=0. Решая уравнение, находим, что х = + 6, следовательно, степень окисления хрома равна +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, например: Zn° - 2е = Zn²⁺; Fe²⁺ - е = Fe³⁺; S^2- - 2е = S°

Восстановлением   называется процесс присоединения электронов к атому или иону, например:

Р° + Зе = Р^3-; Сu²⁺ + 2е = Сu°; С1₂ + 2е = 2C1^-

При окислении степень окисления элемента повышается, а при восстановлении понижается.  

Частицы, принимающие электроны, играют роль окислителей, отдающие электроны - восстановителей.

Оба процесса — окисление и восстановление — протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных  восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

Существует три типа окислительно - восстановительных реакций:

1. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе различных молекул, называют межмолекулярными, например:       

2Mg⁰ + О₂⁰ = 2Mg²⁺O^2-.

2. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы, называются внутримолекулярными, например:      

(N^-3Н₄)₂Cr₂⁺⁶О₇ = N₂⁰ + Сг₂⁺³О₃ + 4Н₂О

В данной реакции окислителем является хром со степенью окисления +6, восстановителем - азот со степенью окисления -3.

3. Реакции  диспропорционирования.  В этих реакциях функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент, например:

                                              Hg⁺¹₂Cl₂ = Hg⁺²C1₂ + Hg°

Для нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций можно воспользоваться методом электронного баланса или методом полуреакций.

Рассмотрим особенности данных методов на примере реакции:

H₂SO₃ + HClO₃ = H₂SO₄ + HCl

Метод электронного баланса

1. Расставим степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ и продуктов реакции.

H₂⁺¹S⁺⁴O₃^-2 + H⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 = H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + H⁺¹Cl^-1

2. Подчеркнем те атомы, которые изменяют свои степени окисления.

3. Составим электронный баланс переходов.

S⁴⁺  ─ 2е → S⁺⁶  3  восстановитель, процесс окисления

 С1⁵⁺ + 6е → Сl^- 1   окислитель, процесс восстановления

4. Суммируем левые и правые части схем переходов, перемножая их на найденные коэффициенты.

3S⁴⁺ + С1⁺⁵ → 3S⁺⁶ + Cl ¯

5. Переносим найденные коэффициенты в молекулярную схему реакции.    3H₂SO₃ + НСlО₃ = 3H₂SO₄ + НС1

В данном методе принимаются во внимание условно существующие в растворах ионы: S+⁶ вместо реального иона  SO₄^2-;  С1⁺⁵ вместо реального иона ClO^-.

Метод полуреакций

Данный метод оперирует переходами реальных ионов. При уравнивании окислительно-восстановительной реакции этим методом следует придерживаться следующего порядка:

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции, отметить элементы, изменяющие степень окисления, найти окислитель и восстановитель.

2. Написать ионное уравнение реакции. При этом слабые электролиты, осадки или газы записать в виде молекул.

3. Составить схемы  полуреакций окисления и восстановления с указанием реально существующих в условиях реакции  ионов или молекул.

4. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой  частях  полуреакций,  при этом следует учитывать, что в превращениях могут участвовать частицы среды  Н₂О, Н⁺ в кислой среде, Н₂О ОН^- в щелочной среде.

5. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой части  полуреакции  необходимое число электронов.    6. Подобрать коэффициенты для  полуреакции так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

7. Сложить левые и правые части  полуреакций с учетом найденных коэффициентов и расставить коэффициенты в исходное уравнение реакции.

Пример 1: Рассмотрим реакцию:  H₂SO₃ + НСlO₃ = H₂SO₄ + HC1

В данной реакции повышается степень окисления серы от +4 до +6 (сера окисляется, в реакции является восстановителем) и понижается степень окисления хлора от +5 до -1 (хлор восстанавливается, является окислителем).

Записываем ионное уравнение реакции:   

Н⁺ + SO₃^2- + СlO₃^- = Н⁺ + С1^- + SO₄^2-

Из уравнения видно, что ион SO₃^2- превращается в ион SO₄^2-, а ион ClO^-_з в ион Cl¯. При рассмотрении окисления сульфита исходим из схемы: SO^2-₃→ SO^2-₄ . Поскольку для этого превращения необходим один атом кислорода, используем  молекулу воды, при этом в правой части образуются два иона водорода. Суммарный заряд ионов в правой части равен нулю, а в левой части -2, поэтому вычитаем два электрона, т.е.:

SO₃^2- +  Н₂О – 2е = SO₄^2- + 2 Н⁺

При восстановлении  иона С1О₃^- в ион Сl^- три атома кислорода связываются с шестью ионами водорода, превращаясь в 3 молекулы воды. Для уравнивания числа зарядов в правую часть добавляем шесть электронов, т.е.:

С1О₃^- + 6Н⁺ + 6е = Cl^- + 3Н₂О

Суммируем правые и левые части рассмотренных полуреакций, предварительно умножаем их на найденные коэффициенты:                      

SO^2-₃ + Н₂О -2е = SO₄^2- + 2H⁺  3 процесс окисления, восстановитель     

  С lO ^- + 6Н⁺ +6е = С1^- + ЗН₂О    1  процесс восстановления, окислитель

3SO^2-₃+ СlO^- + 3 Н₂О + 6 H⁺ = 3SO^2- ₄ + С1^- + 3 Н₂О + 6 H⁺

В окончательной форме уравнение имеет следующий вид:

3H₂SO₃ + НСlО₃ = 3H₂SO₄ + HCl

 H₂SO₃ - восстановитель, НСlО₃ – окислитель.

Пример 2: KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

В данной реакции понижается степень окисления марганца от +7 до +2 (марганец восстанавливается, в реакции является окислителем), и повышается степень окисления кислорода от -1 до 0 (кислород окисляется, в реакции является восстановителем).

При рассмотрении окисления кислорода исходим из схемы: H₂O₂ → O₂;

Полуреакция  имеет вид: Н₂О₂ -2е → О₂ + 2Н⁺

При рассмотрении восстановления исходим из схемы: МпО₄^-1 → Мn²⁺; Для связывания четырех атомов кислорода используем восемь ионов водорода и добавим в левую часть пять электронов МпО₄^-1 + 8Н⁺ + 5е = Мп²⁺ + 4Н₂О

Суммируем левые и правые части  полуреакций, предварительно умножаем их на найденные коэффициенты, приводим подобные члены:

Н₂О₂ - 2е = О₂ + 2Н⁺             5 окисление, восстановитель

МпО₄^-1  + 8Н⁺ + 5е = М n ²⁺ + 4Н₂О    2  восстановление, окислитель

  5Н₂О₂ + 2МnО₄^- + 16 H ⁺ = 5О₂ + 2Мn²⁺ + 10 H ⁺ + 8Н₂О

5Н₂О₂ + 2МnО₄^- + 6Н⁺ = 5О₂ + 2Мn²⁺ + 8Н₂О

В окончательной форме уравнение имеет следующий вид:                                                                                                                                                                            2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

KMnO₄ – окислитель, Н₂О₂ – восстановитель.

1.5.1. Методические указания по теме

В данной теме необходимо:

– понять сущность окислительно-восстановительных процессов, как реакций, связанных с переходом электронов между реагирующими атомами и изменением их степеней окисления;

–знать понятия: процесс окисления (процесс отдачи электронов), процесс восстановления (процесс принятия электронов);  окислитель  принимает электроны, восстановитель отдает электроны;

–овладеть метод электронного баланса и методом полуреакций.