Реакции окисления восстановления (пример)

Что такое окислительно восстановительные реакции

Все окислительно восстановительные реакции можно разделить на три группы:

1. Реакции между атомного или между молекулярного окисления-восстановления,

2. Реакции самоокисления-самовосстановления

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.

Рис. Углерод как восстановитель.

1. Реакции между атомного или между молекулярного окисления-восстановления. Сюда относятся такие реакции, в которых обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами.

2. Реакции самоокисления-самовосстановления. Сюда относятся реакции, в которых обмен электронами происходит между двумя одинаковыми молекулами, атомами или ионами одного и того же вещества.

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Сюда относятся реакции, в которых переход электронов происходит внутри одной и той же молекулы.

Реакции окисления восстановления составление уравнений

Прежде чем перейти к составлению уравнений реакций окисления-восстановления, необходимо научиться определять валентность элемента в различных соединениях.

Здесь следует исходить из следующих положений:

1. Валентность некоторых элементов — величина постоянная. Так, например, натрий во всех соединениях одновалентен, цинк — двухвалентен, алюминий—трёхвалентен и т. д.

Валентность у целого ряда элементов изменяется в зависимости от условий протекающего процесса.

Например, олово может быть двух- и четырёхвалентным, медь одно- и двухвалентной, сера — двух-, четырёх- и шестивалентной. Валентность элементов изменяется от —4 до +8.

Она очень часто определяется группой периодической системы Д. И. Менделеева, в которой находится данный элемент.

Для каждого элемента существует максимальная валентность. Для хлора она равна 7, для азота 5, свинца 4 и т. д.

2. Валентность элементов в соединении определяется количеством электронов, теряемых или приобретаемых атомами при образовании молекул.

Валентность элемента в соединении равна числу положительных или отрицательных зарядов иона.

Положительную валентность проявляют те элементы, которые при образовании данной молекулы потеряли свои электроны; отрицательную валентность проявляют элементы, принявшие электроны.

Один и тот же элемент в зависимости от того, с каким элементом и при каких условиях он вступает в реакцию, может проявлять или положительную, или отрицательную валентность.

Так, например, хлор в соединениях КCl и НСl отрицательно одновалентен, а в молекулах Сl₂O и Сl₂O₇ он одно- и семиположительно валентен.

Металлы в соединениях почти всегда проявляют положительную валентность. Водород положительно одновалентен ). Кислород отрицательно двухвалентен.

Валентность по кислороду меняется от 1 до 8 (Na₂O, OsO₄), а по водороду — от 1 до 4 (HBr, SiH₄).

Алгебраическая сумма положительной и отрицательной валентности атомов (ионов), составляющих молекулу, равна нулю. Валентность атомов свободных элементов также равна нулю.

Определим валентность хлора в бертолетовой соли КСlO₃.

Согласно вышеизложенному рассуждению можно написать: валентность атома (иона) калия +1, количество единиц валентности трёх атомов кислорода — 6.

Так как сумма положительной и отрицательной валентности в молекуле КСlO₃ одинакова, то валентность атома хлора здесь + 5.

Обозначим валентность хлора через х.

Составим уравнение:

1+x+3 • (—2) = 0;

1 + х—6 = 0,

откуда

х= + 5.

Изменение валентности элементов

Валентность элементов в процессе окислительно-восстановительной реакции изменяется.

В приведённой реакции Zn — 2ē → Zn (окислился), Se + 2ē = Se (восстановился). Графическое изображение

изменения валентности в результате окислительно-восстановительных реакций дано на рис. 1.

На средней линии графика обозначена валентность от — 4 до +8.

Валентность в зависимости от условий реакции может изменяться снизу вверх (по направлению левой стрелки) и сверху вниз (по направлению правой стрелки).

Допустим, что валентность у элементов до реакций была соответственно 0 (Na), —2 (S) и —3 (N), а в результате реакций стала+1 (Na), 0 (S) и + 2 (N). Что произошло?

Произошли окислительно-восстановительные реакции, в результате которых электронейтральный атом натрия отдал 1 ē и превратился в положительно валентный ион натрия:

Na⁰ —lē → Na (+1),

отрицательно валентный ион серы отдал 2ē и превратился в электронейтральный атом серы: S(-2) — 2ē → S(0);

трёх отрицательно валентный ион азота потерял 5ē и перешёл в двух положительно валентные ион азота

N(-3) —5ē → N(+2).

На основании вышеизложенного можно сделать заключение; при окислении атома или иона валентность всегда повышается.

Так, например, если по графику валентность повышается от 0 до + 1, то это значит, что происходит отдача одного электрона, при повышении валентности от 0 до +2 или от +3 до +6 отдаются соответственно два и три электрона.

Напротив, при восстановлении валентность всегда понижается.

При понижении валентности по графику от 0 до — 1 или от 0 до — 2, или от + 7 до + 2 происходит соответственно приём одного, двух или пяти электронов.

Все окислительно-восстановительные реакции для удобства составления уравнений можно разделить на две группы:

1. Реакции, в которых принимают участие атомы, молекулы и ионы простых веществ: Na(0), Na^•, Cl₂, Cl‘ , Сu(0), С^u•• ;

2. Реакции, в которых принимают участие, как правило, сложные анионы: NO^‘₃, SO»₄, СrO^»₄, МnO‘₄ и др.

Простейшие реакции

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить:

1. Валентность (или зарядность) атомов и ионов, участвующих в реакции;

2. Восстановитель и окислитель

3. Число отдаваемых и принимаемых ими электронов.

Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется изменением валентности (или зарядности) атомов и ионов до и после реакции.

Коэффициенты в уравнениях для восстановителя и окислителя находятся по правилу:

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем.

При составлении уравнений реакций окисления-восстановления необходимо знать химические формулы как вступающих в реакцию веществ, так и получающихся продуктов.

Вещества, получающиеся в результате реакции, могут быть установлены либо специальным исследованием, либо прямо на основании известных свойств реагирующих веществ.

Пример реакции окисления алюминия кислородом

1) Пишем формулы исходных и полученных веществ (на первом месте восстановитель, на втором—окислитель):

Аl + O₂ → Аl₂O₃.

2) Находим валентность элементов до и после реакции

Аl(0) + O₂(0) → Аl₂(+3)O₃(-2)

3) Находим число электронов, отдаваемых восстановителем и присоединяемых окислителем:

Аl + O₂→Аl₂O₃.

4) Находим коэффициенты для восстановителя и окислителя. Для этого число, стоящее под окислителем, ставим перед восстановителем, а число, стоящее под восстановителем, ставим перед окислителем:

4Аl+3O₂ →Аl₂O₃.

5) Производим проверку числа атомов каждого элемента в исходных и полученных веществах реакции и расставляем соответствующие коэффициенты:

4Аl(0) + 3O₂(0) = 2Аl₂(+3)O₃(-2)

6) Проверяем правильность составления уравнения путём подсчёта атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

Убеждаемся, что оно написано верно, так как число исходных и полученных элементов равно.

При некотором навыке не понадобится переписывать уравнение несколько раз и все вышеуказанные операции можно производить в одном и том же уравнении.

Составление уравнений реакций окисления-восстановления с участием среды

При составлении уравнений реакций окисления-восстановления необходимо помнить, что эти процессы зависят от характера среды, в которой они протекают.

Нередко окислитель или восстановитель проявляют свои характерные свойства только в определённой среде: кислой, щелочной или нейтральной.

От среды зависит скорость реакции. В некоторых случаях среда изменяет даже направление процесса.

Например:

в щелочной среде →

3J₂ + 3H₂O ⇄ HJО₃ + 5HJ или 3J₂ + 3Н₂О ⇄ 6Н + JO‘₃ + 5J‘

в кислой среде ←

В данном случае щелочная среда благоприятствует течению процесса слева направо, т. е. в сторону образования HJO₃ и HJ.

Так как избыток гидроксильных ионов ОН‘, соединяясь с ионами водорода, образует практически не диссоциированные молекулы воды, кислая же среда сдвигает равновесие реакции справа налево.

То есть в сторону образования Н₂O и J₂, так как ионы водорода с ионами кислорода в кислой среде образуют почти не диссоциированные молекулы воды.

Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой.

Соляная кислота и азотная применяются реже, так как первая способна, проявляя восстановительные свойства, окисляться.

А вторая сама является сильным окислителем и потому может вызывать дополнительные, побочные процессы.

Для создания щелочной среды применяются главным образом NaOH или КОН.

Приступая к составлению уравнения реакций с участием среды, следует так же, как и в уравнениях простейших реакций, написать исходные и образующиеся вещества.

На первом месте восстановитель, на втором—окислитель, а на третьем — вещества, создающие определённую среду: кислоту, щёлочь или воду, затем найти коэффициенты.

При написании уравнений этих реакций необходимо иметь в виду следующее:

1. Освобождающиеся при реакции ионы кислорода в кислой среде с ионами водорода образуют почти не диссоциированные молекулы воды, а в нейтральной или щелочной среде — гидроксильные группы.

2. Ионы водорода с ионами гидроксила в щелочной среде образуют молекулы воды.

3. В процессе реакции могут образоваться сложные и простые ионы типа:

Э⁺², Э⁺⁸, Э^-1 и т. д.

Об окончании окислительно-восстановительной реакции судят по изменению цвета, выпадению осадка, по выделению газообразного продукта и т. д.

Например, красно-фиолетовый МnO₄ при переходе в Мn(+2) становится бледно-розовым (почти бесцветным), оранжево-красный Сr₂O₇, при переходе в Сr⁺³ становится зеленым. Реакция

2H₂S + SO₂= ↓3S + 2H₂O

сопровождается выпадением осадка серы. Реакция

Zn + H₂SO₄ = ↑ H₂ + ZnSO₄ сопровождается выделением газа — водорода.

Реакции в кислой среде

I. Составим уравнение реакции сернистокислого натрия (сульфита натрия) с марганцовокислым калием (перманганатом калия) в кислой среде, придерживаясь следующей последовательности.

1) Напишем формулы исходных и полученных веществ: Na₂SO₃ + KMnO₄+H₂SO₄ → Na₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄+H₂O.

2) Определим:

а) валентность участвующих в реакции элементов (серы и марганца),

б) восстановитель и окислитель и в) необходимые коэффициенты для них.

В молекуле Na₂SO₃ ион SO₃(S)—восстановитель, он отдаёт два электрона и переходит в ион SO₄(S). В моле-куле КМnO₄ ион МnO₄(Мn) — окислитель; он в кислой среде принимает пять электронов и переходит в ион Мn. Поставим под восстановителем число 2, а под окислителем — число 5.

Находим коэффициенты для восстановителя и окислителя. Дли этого число 2, стоящее под восстановителем, поставим перед окислителем, а число 5, стоящее под окислителем,

Поставим перед восстановителем:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + H₂O.

3) По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты. В результате реакции получается восемь кислотных остатков S0₄, из них 5S0₄ на счёт окислительно-восстановительного процесса (превращения 5SO»₃ → 5SO»₄), a 3SO»₄ за счёт молекул серной кислоты (8SO«₄ — 5SO«₄ = 3SO«₄).

Таким образом, серной кислоты необходимо взять три молекулы:

5Na₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + Н₂O.

4) По числу ионов водорода (6Н^•) в левой части уравнения находим коэффициент для воды. Уравнение примет окончательный вид:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O.

Признаком правильности подбора коэффициентов является одинаковое количество атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

Разумеется, и в данном случае нет необходимости переписывать реакцию несколько раз и все вышеуказанные операции следует производить с одним и тем же уравнением (в уме).

II. Если восстановителем является отрицательно заряженный ион галогена, а окислителем положительно заряженный ион того же галогена, то последний восстанавливается до нейтральной молекулы.

Например:

5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂SO₄ = 3Вr₂ + 3Na₂SO₄ + 3H₂O.

III. Составим уравнение реакции окисления сульфида меди азотной кислотой. Азотная кислота, особенно концентрированная, является довольно сильным окислителем.

Сущность окисления различных веществ азотной кислотой состоит в том, что пяти положительно валентный ион азота, входящий в состав аниона.

Может в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) принимать от одного до восьми электронов.

Металлы, находящиеся в таблице окислительно-восстановительных потенциалов ниже водорода, окисляются разбавленной HNO₃ с выделением NO, а концентрированной — с выделением NO₂.

Более энергичные металлы, такие, как цинк, кальций и другие, восстанавливают HNO₃ до N₂O; эти металлы весьма разбавленную HNO₃ восстанавливают до образования аммонийных солей.

Железо, никель, кобальт и другие металлы, обладающие средней активностью, сильно разбавленную HNO₃ восстанавливают до NO и даже (кобальт) до N₂.

Золото, платину, иридий, родий, ниобий, тантал, вольфрам и другие металлы — азотная кислота не окисляет.

Неметаллы (большинство) восстанавливают HNO₃ до NO.

Чтобы восстановление азотной кислоты шло как можно дальше, необходимо брать наиболее разбавленную кислоту, применять сильный восстановитель и реакцию вести на холоду.

Чем азотная кислота концентрированнее, а восстановитель слабее, тем азотная кислота восстанавливается меньше.

Это объясняется тем, что концентрированная HNO₃ окисляет низшие продукты восстановления в высшие.

Так, например, NO окисляется концентрированной HNO₃ до NO₂; NO₂, реагируя c водой, даёт NO и HNO₃:

NO + 2HNO₃ ⇄ 3NO₂+H₂O.

Ознакомившись с окислительными свойствами HNO₃, составим уравнения реакций окисления CuS разбавленной и концентрированной HNO₃ при нагревании:

3CuS + 8HNO₃ = 3S + 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Реакции в щелочной среде

Составим уравнение реакции сернистокислого натрия с марганцовистокислым калием в сильно щелочной среде и недостатке восстановителя.

Соблюдая последовательность, аналогичную разобранным выше примерам в кислой среде.

1) Напишем в левой части уравнения формулы исходных и образующихся веществ:

Na₂SO₃ + KMnO₄+KOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Н₂O.

2) Определим:

а) валентность участвующих в реакции элементов,

б) восстановитель и окислитель,

в) необходимые коэффициенты для них:

В молекуле Na₂SО₃ ион SО₃ (S) является восстановителем, он отдаёт два электрона и переходит в ион SО₄(S).

В молекуле КМnO₄ ион МnO₄(Мn) является окислителем, в сильно концентрированной щелочной среде и недостатке восстановителя он принимает один электрон и восстанавливается.

Ставим под восстановителем число 2, а под окислителем 1. Затем находим коэффициенты для восстановителя и окислителя.

Для этого число 2, находящееся под восстановителем, ставим перед окислителем, а число 1, находящееся под окислителем, ставим перед восстановителем.

Следовательно, на одну молекулу Na₂SO₃ требуется две молекулы КМnO₄.

Таким образом, уравнение принимает следующий вид:

3) Находим коэффициент для щёлочи. Для этого подсчитываем в правой и левой частях уравнения число ионов металла, не изменивших своей валентности, и по разности находим коэффициент.

В правой части уравнения имеется 4К^•, а в левой 2К^• по разности (4 — 2 = 2) находим коэффициент для щёлочи:

4) Проверяем водород и находим число молекул образовавшейся воды. В данном случае получается одна молекула.

Приводим ещё уравнения реакций окисления-восстановления в сильно щелочной среде:

Реакции в нейтральной среде

Ниже приводим готовые уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием воды:

Кроме среды, важными факторами, влияющими на направление и скорость окислительно-восстановительных процессов, являются также концентрация, температура и катализатор.

Можно предвидеть смещение равновесия окислительно-восстановительной реакции в зависимости от концентрации реагирующих веществ.

Так, например, при увеличении концентрации окислителя или восстановителя равновесие будет смещаться слева направо.

При увеличении же восстановленной или окисленной формы вещества равновесие будет смещаться в обратную сторону, т. е. справа налево.

С повышением температуры течение окислительно-восстановительных реакций обычно ускоряется.

Однако если температура в одинаковой степени ускоряет обе реакции прямого и обратного процесса, то изменения в состоянии равновесия не происходит.

Влияние температуры значительно сказывается в случае, когда наблюдается различное ускорение прямого и обратного процессов от температуры.

Так, например, повышение температуры ускоряет реакцию между щавелевокислым натрием и перманганатом калия в кислой среде, эта реакция идёт практически необратимо:

5Na₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 10CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Температура может не только изменить направление и скорость окислительно-восстановительной реакции, но и её характер.

Например, КМnO₄ при достаточно высокой температуре распадается по уравнению:

2КМnO₄ → К₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

При слишком высокой температуре в реакциях окисления-восстановления КМnO₄ будет расходоваться не только на окисление восстановителя (в зависимости от среды), но и по указанной реакции на разложение.

В данном случае, помимо основной реакции, будет протекать ряд побочных процессов.

На скорость окислительно-восстановительных реакций, кроме указанных факторов, влияет также катализатор.

Наиболее известны положительные катализаторы, т. е. ускоряющие течение реакций. Менее известны отрицательные катализаторы, замедляющие химические процессы.

Рассмотрим некоторые окислительно-восстановительные процессы, протекающие в присутствии катализатора.

Окисление щавелевой кислоты перманганатом калия значительно ускоряется в присутствии ионов Мn^•• как катализатора. Образующиеся при этой реакции ионы Мn^•• затем сами являются катализатором.

Химический процесс, в котором роль катализатора выполняет одно из исходных или образующихся в результате реакции веществ, называется автокатализом.

В лабораторных условиях кислород обычно получают из бертолетовой соли, которая в присутствии МnO₂ как катализатора значительно быстрее разлагается.

Наблюдается также ускорение разложения КМnO₄ в присутствии МnO₂.

В качестве примера отрицательного катализатора может служить глицерин в растворе сульфита Na₂SO₃, замедляющий окисление Na₂SO₃ в Na₂SO₄ кислородом воздуха.

Другим примером отрицательного катализатора являются следы кислорода, замедляющие взаимодействие хлора с водородом под действием света.

В тех случаях, когда одна окислительно-восстановительная реакция ускоряет другую, говорят о сопряжённых, или индуцированных, реакциях (Н. А. Шилов, 1904 г.).

Многие окислительно-восстановительные реакции являются сопряжёнными.

Например, медленно протекающая реакция окисления хлор-иона перманганатом:

5Cl‘ + MnO^‘₄ + 8H^• → 5Cl + Mn^•• + 4H₂O

ускоряется одновременно идущей реакцией окисления двухвалентного железа перманганатом:

5Fe^•• + MnO‘₄ + 8H^• → 5Fe^••• + Mn^•• + 4H₂O

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная выше методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применима к огромному большинству простейших и сложных процессов.

Однако при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду следующие особые случаи:

1-й Случай. Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, являются чётными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на общий наибольший делитель.

Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечётно, а в результате реакции должно получиться чётное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

2-й Случай. Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.

В этой реакции десять молекул НВr реагируют как восстановители, а шесть молекул НВr необходимы для связывания получающихся веществ.

3-й Случай. В реакции восстановителем являются: в одной молекуле одновременно положительно и отрицательно заряженные ионы, а в другой — окислителем многовалентные ионы.

4-й Случай. Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, но входящие в состав различных веществ.

Примером данного типа может служить реакция йодистого калия с йодноватокислым калием, протекающая в кислой среде.

При написании химических уравнений следует иметь в виду, что они нередко отображают только исходные и конечные превращения, хотя на самом деле реакции часто протекают более сложно и в несколько стадий.

Так, например, реакцию окисления железа с избытком разбавленной азотной кислоты выражают суммарным уравнением:

Fe + 4HNО₃ = Fe(NО₃)₃ + NO + 2H₂О.

На самом деле реакция протекает в две стадии:

1) образование азотнокислого железа (закисного) Fe(NО₃)₂ при взаимодействии железа с азотной кислотой:

3Fе + 8HNO₃ = 3Fe (NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O;

2) окисление Fe(NO₃)₂ избытком HNO₃:

3Fe(NO₃)₂ + 4HNO₃ = 3Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

Статья на тему Реакции окисления восстановления