Окисление восстановление окислитель восстановитель. Примеры окислителей и восстановителей. Окислительно-восстановительные реакции – видео

Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.

Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).

Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?

Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.

Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами

Что ответить человеку, которого интересует, как решать окислительно-восстановительные реакции? Они нерешаемы. Впрочем, как и любые другие. Химики вообще не решают ни реакции, ни их уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции (ОВР) можно составить уравнение и расставить в нём коэффициенты. Рассмотрим, как это сделать.

Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем), а другая – принимает их (окислитель).

Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась. – здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.

У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон – частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись следует читать так: 0 – (-1) = +1, где (-1) – и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) – это и есть те два электрона, которые принял атом серы.

Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:

Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы – восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге. На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах. Покажем электронный баланс для данной реакции:

Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении. То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов), а атомов натрия – по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия. Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).

Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.

Рассмотрим, как “решать” оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:

Определим степени окисления атомов всех элементов:

Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:

Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты – это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.

Запишем их в уравнение:

Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем – кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.

В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в H2S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.

Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10, в правой – только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул H2S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды. Все сходится, значит действия выполнены правильно.

Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции. Если же под этим вопросом подразумевалось “закончите уравнение ОВР” или ” допишите продукты реакции “, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс. В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления, как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.

Окислительно-восстановительные реакции – видео

1. Как определить окислительно-восстановительную реакцию?

Существуют различные классификации химических реакций. К одной из них относится такие, при которых вещества, вступающие во взаимодействие друг с другом (или само вещество) меняют степени окисления элементов.

В качестве примера рассмотрим две реакции:

Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
Н +1 Cl -1 + К +1 О -2 Н +1 = К +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

В реакции (1) участвуют цинк и соляная кислота . Цинк и водород меняют свои степени окисления, хлор оставляет свою степень окисления неизменной:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1

А в реакции (2), (реакция нейтрализации ), хлор, водород, калий, и кислород не меняют свои степени окисления: Сl -1 = Cl -1 , H +1 = H +1 , К +1 = К +1 , O -2 = O -2 ; Реакция (1) относится к окислительно-восстановительной, а реакция (2) принадлежит к другому типу.

Химические реакции, которые осуществляются с изменением степени окисления элементов , называются окислительно-восстановительными.

Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степе ни окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.

В случае реакции (1) элементы Zn и Н меняют свои состояния, теряя или приобретая электроны. Цинк, отдавая 2 электрона, переходит в ионное состояние – становится катионом Zn 2+ . В данном случае происходит процесс восстановления и цинк окисляется. Водород приобретает 2 электрона, проявляет окислительные свойства, сам в процессе реакции восстанавливается .

2. Определение степени окисления элементов .

Степень окисления элементов в его соединениях определяется, исходя из положения, что общий суммарный заряд степеней окисления всех элементов данного соединения равен нулю. Например, в соединении Н 3 РО 4 степени окисления у водорода +1, у фосфора +5, у кислорода -2; Составив математическое уравнение определим, что в сумме число частиц (атомов или ионов) составят заряд равный нулю: (+1)x3+(+5)+(-2)х4 = 0

Но в данном примере уже заданы степени окисления элементов. Каким же образом можно определить степень окисления cеры, например, в соединении тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 , или марганца в соединении перманганат калия - КMnO 4 ? Для этого необходимо знать постоянные степени окисления ряда элементов . Они имеют следующие значения:

1) Элементы I группы периодической системы (в том числе водород в соединении с неметаллами) +1;
2) Элементы II группы периодической системы +2;
3) Элементы III группы периодической системы +3;
4) Кислород (кроме в соединении со фтором или в перекисных соединениях) -2;

Исходя из этих постоянных значений степеней окисления (для натрия и кислорода) определим степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 . Поскольку суммарный заряд всех степеней окисления элементов, состав которых отражает данная формула соединения , равен нулю, то обозначив неизвестный заряд у серы «2Х » (поскольку в формуле два атома серы), составим следующее математическое равенство:

(+1) х 2 + 2Х + (-2) х 3 = 0

Решая это уравнение относительно 2 х, получим

2Х= (-1) х 2 + (+2) х 3
или
Х = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Следовательно, степень окисления серы в соединении Na 2 S 2 O 3 равна (+2). Но неужели всегда будет необходимо пользоваться таким неудобным методом для определения степеней окисления тех или иных элементов в соединениях? Конечно же не всегда. К примеру, для бинарных соединений: оксидов, сульфидов, нитридов и т.д., можно пользоваться для определения степеней окисления так называемым методом «крест-на-крест». Допустим, дана формула соединения: оксид титана – Ti 2 O 3 . Используя простой математический анализ, исходя из того, что степень окисления кислорода нам известна и равна (-2): Ti 2 O 3 , нетрудно установить, что степень окисления у титана будет равна (+3). Или, к примеру, в соединении метан СН 4 известно, что степень окисления водорода равна (+1), тогда не составляет труда определить степень окисления углерода. Она будет соответствовать в формуле этого соединения (-4). Так же, пользуясь методом «крест-на-крест», не сложно установить, что если дана следующая формула соединения Cr 4 Si 3 , то степень окисления хрома в неё равна (+3), а кремния (-4).
Для солей так же это не предоставляется затруднительным. Причём не имеет значения, дана или средняя соль или кислая соль . В данных случаях необходимо исходить из солеобразующей кислоты. К примеру, дана соль нитрат натрия (NaNO 3). Известно, что она является производной азотной кислоты (НNO 3), а в этом соединении степень окисления азота равна (+5), следовательно, и в её соли – нитрате натрия, степень окисления азота так же равна (+5). Гидрокарбонат натрия (NaHCO 3) является кислой солью угольной кислоты (H 2 CO 3). Так же, как и в кислоте, степень окисления углерода в этой соли будет равна (+4).

Следует отметить то обстоятельство, что степени окисления в соединениях: металлах и неметаллах (при составлении уравнения электронного баланса ) равны нулю: К 0 , Са 0 , Аl 0 , Н 2 0 , Cl 2 0 ,N 2 0 В качестве примера приведём степени окисления наиболее типичных элементов:

Только окислителями являются вещества, имеющие максимальную, как правило положительную, степень окисления, например: КCl +7 O 4 , H 2 S +6 O 4 , K 2 Cr +6 O 4 , HN +5 O 3 , KMn +7 O 4 . Это легко доказать. Если бы данные соединения могли быть восстановителями, то в данных состояниях они должны были бы отдавать электроны:

Cl +7 – е = Cl +8
S +6 – е = S +7

Но элементы хлор и сера не могут существовать с такими степенями окисления. Аналогичным образом, только восстановителями являются вещества, имеющие минимальную, как правило, отрицательную степень окисления, например: H 2 S -2 , HJ - , N -3 H 3. В процессе окислительно-восстановительных реакций такие соединения не могут быть окислителями, поскольку им пришлось бы присоединять электроны:

S -2 + е = S -3
J - + е = J -2

Но для серы и йода ионы с такими степенями окисления не характерны. Элементы с промежуточными степенями окисления, например N +1 , N +4 , S +4 , Сl +3 , С +2 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

3 . Типы окислительно-восстановительных реакций.

Существует четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции .
Наиболее часто встречающийся тип реакций. При данных реакциях изменяются степени окисления элементов в разных молекулах, например:

2Bi +3 Сl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3е = Bi 0

Sn +2 + 2е = Sn +4

2) Разновидностью межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций является реакция конпропорционирования, в которой окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента: в данной реакции два атома одного элемента различными степенями окисления образуют один атом с иной степенью окисления:

SO 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2Н 2 O

S -2 - 2е = S 0

S +4 + 4е = S 0

3) Реакции диспропорционирования осуществляются в случае, если окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, или один атом элемента с одной степенью окисления образует соединение с двумя степенями окисления:

N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O

N +4 - е = N +5

N +4 + е = N +3

4) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции происходят в случаях, когда атом-окислитель и атом - восстановитель находятся в составе одного вещества, например:

N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8е =2N +1

2N +5 + 8е = 2N +1

4 . Механизм окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например:

Al 0 - 3e = Al 3+

2Cl - - 2e = Cl 2 0

Fe 2+ - e = Fe 3+

В данных примерах Al 0 , Cl - , Fe 2+ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl 3+ , Сl 2 0 , Fe 3+ называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом явля­ется окислителем, например:

Ca 2+ + 2e = Ca 0

Cl 2 0 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl 2 ,F 2 , О 2) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn +7 , Cr +6 , Fe +3). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S -2 , Сl -1 , N -3 , P -3);

Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса , либо метод электронно-ионных уравнений (иногда последний называют «метод полуреакций »). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота (H 2 SO 4) вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):

H 2 SO 4 (конц.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O

Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Чтобы составить необходимо учесть, что количество частиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой

2J - - 2e → J 0 2
S +6 + 8e → S -2

Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:

2J - - 2e → J 0 2 |8
S +6 + 8e → S -2 |2

Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:

2J - - 2e → J 0 2 |4
S +6 + 8e → S -2 |1

Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:

2J - - 2e → J 0 2 |4
S +6 + 8e → S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

После этого необходимо . Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + Н 2 O

Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента « 4 » перед водой, получим полное уравнение:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4Н 2 O

Данное уравнение можно составить, используя метод электронно- ионного баланса . В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:

HJ ↔ Н + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-

J 2 не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н 2 О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:

2J - - 2e → J 0 2
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:

SO 4 -2 → S -2

Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 О

Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):

SO 4 2- + 8Н + → S -2 + 4H 2 О

Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций :

SO 4 2- + 8Н + + 8е → S -2 + 4H 2 О

Суммируя обе полуреакции, получим уравнение электронного баланса :

2J - - 2e → J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8е → S -2 + 4H 2 О |2 1

8J - + SO 4 2- +8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восста­новительной реакции, чем метод электронного баланса. Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстанови-тельных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса . Некоторые окислительно-восстановительные процессы осу-ществляются при участии щелочной среды, например:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 +H 2 O

В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО 2 -), который окисляется до хромат-иона (CrO -2 4). Окислитель - бром (Br 0 2) восстанавливается до бромид-иона (Br -):
СrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3e = CrO 2- 4 + 2H 2 O

Вторую полуреакцию составляем уже известным способом:
CrO 2 - + 4OH - -3е = CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2e = Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного процесса примет вид:

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.

В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и недиссоциируемые вещества. Например:

AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:

AsH 3 + 4H 2 O – 8e = AsO 4 3- + 11H + |1
NО 3 + 2H + + e = NO 2 + H 2 O |8

AsH 3 + 8NО 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O

Молекулярное уравнение примет вид:

AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота :

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

D окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:

2Cu + - 2e → 2Cu 2+ | 10e
S 2- - 8e → S 6+
_______________________
N 5+ + 3e → N 2+ | 3e

При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:

2Cu + - 2e → 2Cu 2+
S 2- - 8e → S 6+ 3 (процессы восстановления )
_______________________
N 5+ + 3e → N 2+ 10 (процесс окисления)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:

3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:

C 6 H 12 O 6 +KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

При составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e = 6CO 2 + 24H +

Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:

MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ +4H 2 O

В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24e = 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5e = Mn +2 + 4H 2 O |24
___________________________________________________

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции , получим итоговое молекулярное уравнение :

5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O

5. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.

В зависимости от среды (избыток H + , нейтральной, избыток OH -) может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Для создания кислой среды обычно используется серная кислота (H 2 SO 4), азотная кислота (HNO 3), соляная кислота (HCl), в качестве среды OH - применяют гидроксид натрия (NaOH) или гидроксид калия (KOH). Например покажем, как среда влияет на переманганат калия (КMnO 4) . и продукты его реакции:

Для примера возьмём в качестве восстановителя Na 2 SO 3 , в качестве окислителя KMnO 4

В кислой среде:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2e → SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

В нейтральной (или слабощелочной) :

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O - 2e → SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e → MnO 2 + 4OН |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OН

В сильно щелочной среде:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OН - - 2e → SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + e → MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

Пероксид водорода (Н 2 О 2) в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

1) Кислая среда (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2е → 2H 2 O

2) Нейтральная среда (Н 2 О) H 2 O 2 + 2е → 2ОН

3) Щелочная среда (ОН -) H 2 O 2 + 2е → 2ОН

Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как окислитель:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2+ - е = Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2е = 2Н 2 О |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 Н 2 О

Однако, встречаясь с очень сильными окислителями (KMnO 4) Пероксид водорода (Н 2 О 2) выступает как восстановитель:

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

H 2 O 2 – 2e → O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций.

В практической части данной темы рассматриваются окислительно-восстановительные процессы с указанием только исходных реагентов. Продукты реакций, как правило, необходимо определить. Например, в реакции участвуют хлорид железа (FeCl 3) и иодид калия (KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

требуется установить формулы соединений A, B, C, образующиеся в результате окислительно-восстановительного процесса.

Исходные степени окисления реагентов следующие: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Нетрудно предположить, что Fe 3+ , являясь окислителем (имеет максимальную степень окисления), может только снизить свою степень окисления до Fe 2+ :

Fe 3+ + e = Fe 2+

Хлорид-ион и ион калия в реакции не изменяют свою степень окисления, а иодид-ион может только повысить свою степень окисления, т.е. перейти в состояние J 2 0:

2J - - 2e = J 2 0

В результате реакции, помимо окислительно-восстановительного процесса, произойдет реакция обмена между FeCl 3 и KJ, но с учетом изменения степеней окисления реакция определяется не по данной схеме:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

а примет вид

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

где в качестве продукта C обозначается соединение J 2 0:

FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe 3+ + e ═> Fe 2+ |2

2J - - 2e ═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0

В дальнейшем, при определении продуктов окислительно-восстановительного процесса, можно применять так называемую «систему лифта». Принцип её заключается в том, что любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить, как движение лифтов в многоэтажном строении в двух взаимно противоположных направлениях. Причём, «этажами» будут являться степени окисления соответствующих элементов. Поскольку любая из двух полуреакций в окислительно-восстановительном процессе сопровождается либо понижением, либо повышением степени окисления того или иного элемента, то простым рассуждением можно предположить о возможных их степенях окисления в образующихся продуктах реакции.

В качестве примера приведём реакцию, в которой сера реагирует с концентрированным раствором гидроксида натрия (NaOH):

S + NaOH(конц) = (А) + (В) + H 2 O

Поскольку в данной реакции изменения будут происходить только со степенями окисления серы, то для наглядности составим диаграмму её возможных состояний:

Соединениями (А) и (В) не могут быть одновременно состояния серы S +4 и S +6 , поскольку в данном случае процесс происходил бы только с отдачей электронов, т.е. являлся бы восстановительным:

S 0 - 4е = S +4

S 0 - 6е = S +6

Но это противоречило бы принципу окислительно-восстановительных процессов. Тогда следует полагать, что в одном случае процесс должен проходить с отдачей электронов, а в другом двигаться в противоположном направлении, т.е. быть окислительным:

S 0 - 4е = S +4

S 0 + 2е = S -2

С другой стороны, насколько вероятно, что процесс восстановления будет осуществляться до состояния S +4 или до S +6 ? Поскольку реакция протекает в щелочной, а не в кислой среде, то окислительная возможность её значительно ниже, поэтому образование соединения S +4 в этой реакции предпочтительнее, чем S +6 . Следовательно, реакция в окончательном варианте примет вид:

4S + 6NaOH(конц) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

S 0 +2e = S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4e = SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1

3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

В качестве другого примера разберём следующую реакцию между фосфином и концентрированной азотной кислотой (HNO 3) :

PH 3 + HNO 3 = (А) + (В) + H 2 O

В данном случае имеем изменяющиеся степени окисления у фосфора и азота. Для наглядности приведём диаграммы состояния их степеней окисления.

Фосфор в состоянии степени окисления (-3) будет проявлять только восстановительные свойства, поэтому в реакции он будет повышать свою степень окисления. Азотная кислота сама по себе является сильным окислителем и создаёт кислую среду, поэтому фосфор от состояния (-3) достигнет своей максимальной степени окисления (+5).

В противоположность этому азот будет понижать свою степень окисления. В реакциях данного типа обычно до состояния (+4).

Далее нетрудно предположить, что фосфор в состоянии (+5), являясь продуктом (А), может быть только ортофосфорной кислотой H 3 PO 4, поскольку среда реакции сильнокислая. Азот в таких случаях, обычно принимает степень окисления (+2) или (+4), чаще (+4). Поэтом продуктом (В) будет оксид азота NO 2 . Остаётся только решить это уравнение методом баланса:

P - 3 – 8e = P +5 | 1
N+ 5 + e = N +4 | 8

P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Восстановители		Окислители
Водород, углерод Оксид углерода (II) Сероводород Оксид серы (IV) Сернистая кислота и ее соли Галогеноводороды Катионы металлов в низших степенях окисления: Азотистая кислота Гидразин Катод при электролизе	SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3	Галогены Перманганаты Манганаты Оксид марганца (IV) Дихроматы Азотная кислота Серная кислота Оксид свинца(IV) Пероксид водорода Мононадсерная кислота Двунадсерная кислот Катионы металлов в высших степенях окисления: Хлорат калия Анод при электролизе	F 2 ; Cl 2 ; I 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 конц. PbO 2 TlCl 3 , Au(CNS) 3

Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями, и восстановителями в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют, и от условий реакции. Так, типичный окислитель пероксид водорода при взаимодействии в кислой среде с перманганатом калия оказывается восстановителем:

5 Н 2 О 2 + 2 КМnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O,

а типичный восстановитель сульфит натрия окисляет сульфиды щелочных металлов:

Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S  + 6 NaOH.

Кроме того, восстановители, включающие атомы в низшей степени окисления, могут быть окислителями за счет другого элемента. Например, типичный восстановитель аммиак может окислять щелочные металлы за счет атомов водорода:

NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2 .

Cоставление уравнений ОВР

Окислительно-восстановительные реакции описываются уравнениями реакций, которые отображают количества веществ, вступивших во взаимодействие и получившихся продуктов. Для составления уравнений ОВР используют или метод электронного баланса (метод схем), или электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронного баланса более универсален, так как позволяет устанавливать стехиометрические отношения в ОВР в любых гомо- и гетерогенных системах.

Метод электронного баланса ‑ метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции:

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 ­ + H 2 O.

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, изменяющих степень окисления:

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 ­ + H 2 O.

3.Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем:

Mn +7 + 5ē → Mn +2 .

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0 .

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:

Mn +7 + 5ē → Mn +2
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0 .

5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции:

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.

Для подбора коэффициентов уравнений реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительнее метод полуреакций.

Во-первых, он позволяет опустить операции определения степени окисления элементов.

Во-вторых, в процессе его использования сразу получается сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

В третьих, по уравнению полуреакций удается установить влияние среды на характер процесса.

Кроме того, при составлении электронно-ионного баланса оперируют ионами, реально существующими в водном растворе, в отличие от метода электронного баланса, который имеет дело с гипотетическими частицами типа Mn +7 , Cr +6 .

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) .

В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы (если среда щелочная). Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда).

То есть при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.

Рассмотрим для примера следующую реакцию:

Н 2 О 2 + КMnO 4 + Н 2 SO 4 → MnSO 4 + О 2 + H 2 O + K 2 SO 4 .

При нахождении стехиометрических коэффициентов уравнения окислительно-восстановительного процесса нужно выполнить следующие операции.

1. Определить окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель ‑ КMnО 4 , восстановитель ‑ Н 2 О 2 и продукты их взаимодействия Mn 2+ и О 2 .

2. Выписать схемы полуреакций:

Н 2 О 2 → О 2 окисление;

MnO → Mn 2+ . восстановление.

3. Уравнять схемы:

а) по элементу, меняющему степень окисления (в нашем примере этого не требуется);

б) по кислороду, добавляя его туда, где нужно в виде молекул воды, если реакция протекает в кислой среде, и в виде гидроксид-иона, если реакция протекает в щелочной среде:

Н 2 О 2 → О 2 ;

MnO → Mn 2+ + 4 Н 2 О;

в) по водороду, добавляя его в виде ионов водорода, если реакция протекает в кислой среде, и в виде молекул воды, если реакция протекает в щелочной среде если:

Н 2 О 2 → О 2 + 2 Н + ;

MnO+ 8 Н + → Mn 2+ + 4 H 2 O;

г) по суммарному заряду ионов, добавляя или отнимая нужное число электронов:

Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + ;

MnO 4 - + 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4H 2 O.

4. Учитывая закон электронейтральности, уравнять число отданных и принятых электронов и суммировать отдельно левые и правые части полуреакций:

Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + | 2| 5

MnO+ 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2

____________________________________________

5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 16 Н + = 5 О 2 + 10 Н + + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.

Сокращая, получим уравнение данного редокс-процесса в ионном виде:

5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 6 Н + = 5 О 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.

5. Перейти к молекулярному виду уравнения, добавляя катионы и анионы, остающиеся в результате реакции без изменения, то есть ионы-солеобразователи (в нашем примере ионы К + и SO 4 2-):

5 Н 2 О 2 + 2 КMnO 4 + 3 Н 2 SO 4 = 5 О 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4 .

Рассмотрим еще один пример ‑ процесс окисления пирита концентрированной азотной кислотой.

1. Определим окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель – HNO 3 , восстановитель ‑ FeS 2. Определим продукты реакции. Азотная кислота HNO 3 является сильным окислителем, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S 6+ , а железо ‑ до Fe 3+ , при этом HNO 3 может восстанавливаться до NO:

FeS 2 +HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.

2. Выпишем схемы полуреакций

FeS 2 → Fe 3+ +SОокисление;

NO→ NO восстановление.

3. Уравниваем схемы:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО + 16H + ;

NO+4H + +3 ē → NO + 2H 2 O .

4. Учитывая закон электронейтральности, уравняем число отданных и принятых электронов и суммируем отдельно левые и правые части полуреакций:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО+ 16H + | 15 | 1

NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H 2 O | 3 | 5

FeS 2 + 8H 2 O +5NO+ 20H + =Fe 3+ +2SО+16H + + 5NO + 10H 2 O.

5. Сокращая, получим уравнение в ионном виде:

FeS 2 +5NO+ 4H + = Fe 3+ + 2SО + 5NO + 2H 2 O.

6. Напишем уравнение в молекулярном виде, учитывая, что часть нитрат-ионов не восстановилась, а участвовала в обменной реакции, и часть ионов H + присутствует в продуктах реакции (H 2 SO 4):

Обратите внимание, что для определения количества отданных и принятых электронов вам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и автоматически определили, что Н 2 О находится в правой части уравнения. Несомненно, что этот метод гораздо больше соответствует химическому смыслу, чем стандартный метод электронного баланса.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).

Стадии ОВР

Окисление - отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.

Восстановление - присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.

ОВР - сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.

Правила ОВР

Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.

Кислая среда

В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.

Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.

Сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота - среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления - окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.

Примечание: +4 - промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).

Сера из степени окисления +4 переходит в +6 - сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) - перманганат ион восстанавливается до Mn 2+ .

2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.

Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения - 8 протонов.

Семь минус два - плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два - плюс пять электронов. Все уравнено.

Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.

Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

Сокращаем протоноы и воду.

Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

Щелочная среда

В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH - группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.

Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны - воду .

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

Определяем степень окисления:

Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl 2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):

Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа - 3 воды.

Итоговое уравнение реакции:

Нейтральная среда

В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH - групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H + .

Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода - среда протекания реакции.

Сера из степени окисления +7 переходит в +6 - персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 - бромид ион окисляется до брома.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2

Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем -2

3. Суммарное уравнение электронного баланса.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K 2 SO 4 . Вода оказалась не нужна - заключаем в квадратные скобки.

Классификация ОВР

1. Окислитель и восстановитель - разные вещества
2. Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация) . Элемент в промежуточной степени окисления.
3. Окислитель или восстановитель - среда для прохождения процесса
4. Внутримолекулярное окисление-восстановление . В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.
   Твердофазные, высокотемпературные реакции.

Количесвеннная характеристика ОВР

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E 0 - электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об .

Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:

,

Например:

Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные - в щелочной.