ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:

1.Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления -обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения:

   2Ca+O2 = 2CaO

   2Hl+Br2 = 2HBr + I2

   2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu

2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:

     Cl2+2NaOH ----- NaCl +NaClO

P + H2      ----- PH3 + H3PO3

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:

           2NO2 ----- NO2 + O2                                             4KСlO3 ----- KСlO4 + KCl

           2KСlO3 ------ 3O2 + 2KCl                       2AgNO3 ----- 2Ag + 2No2 + O2

МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся в результате реакции соединений; они обычно усиливаются экспериментально или на основе известных свойств элементов.

Необходимо учитывать, что :

- в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, равны;

- для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов в левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;

- если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то следует учитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов О с ионами Н (в кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул                    

Н2О, а в нейтральных и щелочных растворах ионы О реагируют с образованием гидроксид-ионов НОН + О = 2ОН .

Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1) электронного баланса – основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;

2)   ионно-электронный – предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.

В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления процесса, например:

в щелочной среде ( рН >7 )

HIO3 +5HI = 3I2 + 3H2O в кислой среде (pH < 7)

В нейтральной и слабощелочной среде(рН > 7)

As2O3 + 2I2 + 2H2O = As2O5 + 4HI

В кислой среде (рН <7 ).

При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по отношению к элементарному иоду:

5Н2О2 + I2 ---- 2HIO3 + 4H2O ;

рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода :

5Н2О2 + 2НIO3 ---- I2 + 5O2 + 6H2O.

Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации реагирующих веществ.

Уравнения реакций окисления-восстановления изображаются тремя последовательными стадиями : 1) начальные продукты; 2) промежуточные продукты и их стяжение ; 3) конечные продукты.

Для оформления второй стадии реакции следует знать правила стяжения :

1. Образующиеся в реакции окисления-восстановления атомы с положительной степенью окисления +4 , +5 , +6 , +7 стягиваются с ионами кислорода и образуют остатки типа ( RO4 ) , ( RO3 ) , например : SO4 , MnO4 , SO3 , CO3 , ClO4 и т.д. Исключение : С , S , Mn в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды CO2 , SO2 , MnO2.

Дополнение : амфотерные элементы с положительной степенью окисления +2 , +3 , +4 в щелочной среде образуют гидроксокомплексы типа ( Ме(ОН)4 ) ,       ( Ме(ОН)6) , ( Ме(ОН)6 ).

Элементы с положительной степенью окисления –1, +2, +3 в кислой среде образуют соли.

2. Избыточные ионы кислорода ( О ) в кислой среде образуют ( стягивают ) с ионами Н малодиссоциированные молекулы воды:

О + 2Н = Н2О.

         3. Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочной среде                     стягиваются с молекулами воды, образуя ОН группы:

             О + Н ОН = 2ОН .

       4. Избыточные ионы водорода ( Н ) в щелочной среде стягиваются с ионами ОН, образуя молекулы воды :

        Н + ОН = Н2О

      5. Недостающие ионы кислорода ( О ) в кислой и нейтральной средах берутся из молекул воды с образованием ионов Н :

  Н2О – О = 2Н .

    6. Недостающие ионы кислорода ( О ) в щелочной среде берутся из групп ОН с образованием молекул Н2О :

     2ОН - О = Н2О.

7. Недостающие ионы Н в щелочной среде берутся из молекул воды с образованием ионов гидроксила:

     Н2О – Н = ОН

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ

Пример 1. Окисление сульфида свинца азотной кислотой.

Схема реакции: РbS +HNO3 ---- PbSO4 + NO2 + . . .

Составляем полуреакции :

PbS + 4H2O – 8 e ----- PbSO4 + 8H

NO3 + 2H + 1 e ----- NO2 +H2O