Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Классификация химических реакций
По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции различают:
– реакции
присоединения NH3 + HCl → NH4Cl
– реакции разложения 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
Cu(OH)2 → CuO + H2O
– реакции обмена AgNO3 + KCl → AgCl + KNO3
– реакции замещения 2AgNO3 + Cu → 2Ag + Cu(NO3)2
По степени окисления реакции делят на:
реакции без изменения степени окисления;
реакции с изменением степени окисления.

Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрица-тельному атому, или заряд иона элемента, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Следует различать понятия
«степень окисления» и «валентность».

Валентность – это свойство атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.
Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, при протекании которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления.
Окисление – процесс отдачи частицей электронов.
Частица (атом, молекула, ион), которая отдает электроны, называется восстановителем.
!!!

Степень окисления
атома - восстановителя повышается:
Mg0 – 2e– → Mg+2
восст-ль (окисляется)

Важнейшие восстановители
Металлы в свободном состоянии:
Mg, Fe, Cu и др.
Соединения, содержащие элементы в их минимальной
степени окисления:
H2S, KCl, NH3
–2
–1
–3

Восстановление – процесс присоединения электронов.
Частица (атом, молекула, ион), которая присоединяет электроны, называется окислителем.

Степень окисления
атома - окислителя понижается:
O02 + 4e– → 2O–2
окис - ль
(восстанавливается)

Важнейшие окислители
Простые вещества (образованы
элементами VI -VII групп периодичес- кой системы):
O2, F2, Cl2
Соединения, содержащие элементы в мак-
симально положительной степени окисления:
KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4(конц.)
+7
+6
+5
+6

Атомы в промежуточной степени окисления в зависимости от типа реакции и условий ее протекания могут быть как окислителями, так и восстановителями, т.е. проявляют ОВ двойственность:
Cl2, SO2, SO32-, NO2
+4
0
+4
+4

Например:
H2SO4 – окислитель
(степень окисления серы +6 – высшая)
H2SO3 – и окислитель, и восстановитель (степень окисления серы +4 – промежуточная)
H2S – восстановитель
(степень окисления серы –2 – низшая).

!!!
Ок-ль + ē, ст. ок. ↓
Вос-ль – ē, ст. ок. ↑

Классификация ОВР
1. Межмолекулярные: атомы окислителя и восстановителя находятся в составе разных молекул:
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2
в-ль ок-ль
0
–1
0
–1

2. Внутримолекулярные: окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов входят в состав одной и той же молекулы:
2 K I O3 = 2KI + 3O2
ок-ль в-ль
+5
0
–1
–2

3. Реакции диспропорционирования: атомы одного и того же элемента в промежуточной степени окисления и окисляются (повышают степень окисления), и восстанавливаются (понижают степень окисления):
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
и ок-ль, и в-ль
+1
0
–1

На протекание ОВР могут оказывать воздействие следующие факторы:
природа окислителя и восст-ля
концентрация окислителя
температура
характер среды (кислая,
нейтральная или щелочная).

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
Cu + H2SO4(разб) ≠
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(pазб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Для составления полных молеку-лярных уравнений ОВР использу-ются два метода:
метод электронного баланса;
метод ионно-электронного
баланса.

Основные принципы составления уравнений ОВР :
соблюдение закона сохранения массы (равенство числа атомов одного и того же элемента до и после реакции);
соблюдение закона сохранения суммарного заряда (равенство суммы зарядов исходных и конечных веществ).

Метод электронного баланса – метод нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР, при котором рассматривается обмен электронами между атомами, изменяющими свою степень окисления.
Число электронов, отданных восста-новителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Метод электронного баланса универсален: позволяет на формаль-ной основе (с использованием понятия «степень окисления») устанавливать стехиометрические соотношения в процессах окисления-восстановления в любых гомогенных и гетерогенных средах.

Пример:

Метод ионно – электронного баланса основан на модели реаль-но существующих частиц, при-сутствующих в водных растворах.
Метод используется для записи реакций в водных растворах.

Для уравнивания кислорода в ионно-молекулярных полуреакциях используют:
H2O
H+ в кислой среде
OH– в щелочной среде

Правило кислой среды:
в ту часть полуреакции, в которой не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по одной молекуле H2O, в противо-положную часть – необходимое для уравнивания водорода число катионов H+.

Правило щелочной среды:
в ту часть полуреакции, в которой не хватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по два гидроксид-иона OH–, а в противоположную часть – необходимое для уравнивания водорода число молекул H2O.

В нейтральной среде в зависимости от продуктов реакции используется или правило кислой среды, или правило щелочной среды.

ПРАВИЛА СОСТАВЛЕНИЯ ОВР:
1. Составить частные уравнения процессов окисления и восстановления.
Вещества записывают в форме, в которой существуют в растворе: сильные электролиты – в виде ионов, слабые электролиты, нерастворимые вещества, газ – в виде молекул.

2. Осуществить материальный
баланс атомов с участием
ионов среды:
H+ – в кислой,
ОH– – в щелочной,
H2O (в кислой и щелочной),
затем – электронный баланс.

3. Подобрать коэффициенты в уравнениях: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем.
4. Сложить частные уравнения с учетом подобранных коэф-тов.
5. Составить полное молекулярное уравнение.

!!!
Порядок уравнивания:
1. Э (элемент – окисл., восст.)
2. О (кислород)
3. Н (водород)
4. ē (электроны)

Кислая среда
KMnO4 + KCl + H2SO4 =
= MnSO4 + K2SO4 + Cl2 + H2O

1. Записывают схему реакции с указанием степеней окисления элементов и выделяют элементы, которые изменили свои степени окисления:
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем составе атом Mn+7, находящийся в максимальной степени окисления.
KCl – восстановитель, так как атом хлора имеет минимальную степень окисления – 1.
H2SO4 – среда.
В кислой среде ион MnO4– (Mn+7) восстанавливается до Mn2+. Анион Cl– будет окисляться до Cl2 .

2. Приводят эту схему в ионно-молекулярной форме, чтобы определить реальные частицы, существующие в растворе:

3. Выделяют частицы, в состав которых входят элементы, изменяющие свои степени окисления, и записывают ионные схемы процессов восстановления и окисления:

4. Чтобы получить полуреакции, следует соблюдать баланс по числу атомов каждого элемента. Поскольку в данном примере среда кислая, для уравнивания полуреакций пользуются правилом кислой среды:

5. Определяют суммарные заряды в левых и правых частях полуреакций и добавлением или вычитанием электронов уравнивают полуреакции по зарядам:

6. Устанавливают дополнительные множители для окислителя
и восстановителя на основании того, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем:

7. Первую полуреакцию умножают на 2, вторую – на 5 и складывают правые и левые части полуреакций, в результате чего получают суммарное ионно-молекулярное уравнение реакции:

8. Записывают окончательное уравнение в молекулярной форме:
2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4 =
= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5Cl2 + 8H2O
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в прозрачный бесцветный раствор MnSO4 .

Щелочная среда
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем составе атом Mn+7, находящийся в максимальной степени окисления.
NaNO2 – восстановитель, так как у атома азота промежуточная степень окисления +3.
KOH – среда.
В щелочной среде ион MnO4– (Mn+7) восстанавливается до MnO42– (Mn+6).
Анион NO2– (N+3) будет окисляться до NO3– (N+5).

Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в изумрудно-зеленый раствор K2MnO4 .

Нейтральная среда
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем составе атом Mn+7, находящийся в максимальной степени окисления.
NaNO2 – восстановитель, так как у атома азота промежуточная степень окисления +3.
H2O – среда.
В нейтральной среде ион MnO4– (Mn+7) восстанавливается до MnO2 (Mn+4). Анион NO2– (N+3) окисляется до NO3– (N+5).
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в бурый осадок MnO2 .