Окислительно-восстановительные реакции (стр. 2 из 3)

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следующую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb₂S₅ и HNO₃.

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb₂S₅ + HNO₃ = H₃SbO₄+NO+H₂SO₄.

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

Sb₂S^2-₅ + HN⁵⁺O₃ = H₃SbO₄+N²⁺O+H₂S⁶⁺O₄ .

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S^2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S^2- является восстановителем. А степень окисления атомов азота N⁵⁺ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N⁵⁺ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N⁵⁺+ 3e® N^{2+ │}40 окислитель, процесс восстановления

S^2- - 40e ®S⁶⁺ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + NO + H₂SO₄.

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффициенты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄.

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = 6 H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реакции составлено правильно.

Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

3	5S^2- - 40ē = 5S⁶⁺	восстановитель (окисление)
40	N⁵⁺ + 3ē = N²⁺	окислитель (восстановление)

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы дополнительные пояснения.

1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и число электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наибольший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции

HCl⁷⁺O₄ + 4S⁴⁺O₂ + 4H₂O = 4H₂S⁶⁺O₄ + HCl^1-

основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.

Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции

2Fe³⁺Cl₃ + 2HJ^1- = J₂⁰ + 2Fe²⁺Cl₂ + 2HCl

основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.

2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование).
Например, в реакции

Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃= 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu⁰ требуется для окисления 2 молекулы окислителя HNO₃; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO₃для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO₃. И окончательно уравнение примет вид:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,

3As³⁺₂S^2-₃ + 28HN⁵⁺O₃ + 4H₂O ® 6H₃As⁵⁺O₄ + 9H₂S⁶⁺O₄ + 28N²⁺O

2As³⁺ - 4e® 2As⁵⁺ -28e 3

3S^2- - 24 ® 3S⁶⁺

N⁵⁺ + 3e®N²⁺ +3e 28

4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например,

3HN³⁺O₂® HN⁵⁺O₃ + 2 N²⁺O + H₂O

N³⁺+ e ® N²⁺ 2

N³⁺ - 2e ® N⁵⁺ 1

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

4N^3-H₃ + 3O⁰₂® 2N⁰₂ + 6H₂O^2-

2N^3- - 6e®N⁰₂ 2 восстановитель

O⁰₂+ 4e® 2O^2- 3 окислитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона.

Например, разложение хлората калия

2KCl⁵⁺O^2-₃® 2KCl^- + 3O⁰₂

Cl⁵⁺ + 6e®Cl^- 2 окислитель

2O^2- -4e ® O⁰₂ 3 восстановитель

Реакции диспропорционирования (самоокисление– самовосстановление) - это реакции, в которых функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например:

4KCl⁵⁺O₃® 3 KCl⁷⁺O₄ + KCl^-

Cl⁵⁺ - 2e®Cl⁷⁺ 6 3 восстановитель

Cl⁵⁺ +6e®Cl^- 2 1 окислитель

Реакции конмутации – реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента. Например:

N^3-H₄N⁵⁺O₃ = N₂¹⁺O + 2H₂O

Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в различных средах.

а) Кислаясреда:

2KMn⁷⁺O₄ + 5K₂S⁴⁺O₃ + 3H₂SO₄® 2Mn²⁺SO₄ + 6K₂S⁶⁺O₄ + 3H₂O

Mn⁷⁺ + 5e ® Mn²⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 5

б) Нейтральная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + 3K₂S⁴⁺O₃ + H₂O ® 2Mn⁴⁺O₂ + 3K₂S⁶⁺O₄ + 2KOH

Mn⁷⁺ + 3e ® Mn⁴⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 3

в) Щелочная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + K₂S⁴⁺O₃ + 2KOH ® K₂Mn⁶⁺O₄ + 2K₂S⁶⁺O₄ +H₂O

Mn⁷⁺ + e ® Mn⁶⁺ 2

S⁴⁺ - 2e ® S⁶⁺ 1

Схематически это можно представить следующим образом:

Окисленная Восстановленная форма

Форма

Mn²⁺ - бесцветный

Mn⁷⁺®MnО₂- бурый осадок

MnО₄^2- - зеленый

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в разныхсредах.

а) Окисление сульфита натрия (Na₂SO₃) перманганатом калия (KMnO₄) в кислой среде.

Налить в пробирку несколько капель (2 – 3) раствора перманганата калия, такой же объем 2Н раствора H₂SO₄, затем по каплям прибавлять сульфит натрия до полного обесцвечивания раствора.