Справочная информация "окислительно-восстановительные реакции"

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ОВР - химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Окисление – процесс отдачи электронов атомом. H20 - 2ē ® 2H+ S-2 - 2ē ® S0 Восстановление – процесс присоединения электронов атомом. Mn+4 + 2ē ® Mn+2 S0 + 2ē ® S-2 Окислитель – атом, который принимает электроны. Восстановитель – атом, который отдаёт электроны.

Степень окисления атомов элементов простых веществ равна нулю	Mg0, Сl20, O20
Степень окисления водорода в соединениях +1, кроме гидридов	+1     +1           -1 HCl, H2O, NaH
Степень окисления кислорода в соединениях -2, кроме пероксидов и соединений с фтором	-2       -1  +2 H2O, H 2О2, OF2
Сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю	+1+6 -2 H 2SO4 2(+1)+6+4(-2)=0
Сумма всех степеней окисления атомов в ионе равна значению заряда иона	+6 -2 SO4 6+4(-2)= -2

Распознавание окислительно – восстановительных реакций

Запишите значения степеней окисления атомов всех элементов в уравнении реакции. Определите, изменяется ли степень окисления атомов элементов.                    +2 -2     +1 -1     +2 -1    +1 -2                     PbO + 2HCl → PbCl2 + H2O Степень окисления не изменяется => реакция не окислительно-восстановительная               +4 -2      +1 -1     +2 -1        0     +1 -2                  PbO2 + 2HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O Степень окисления изменяется => реакция окислительно-восстановительная

Важнейшие окислители и восстановители
Окислители	Восстановители
Галогены. Перманганат калия (KMnO4) Манганат калия (K2MnO4) Оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO) Оксид свинца(IV) (PbO2) Оксид серебра (Ag2O) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3) Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе	Металлы Водород Уголь Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы (IV) (SO2) Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2 Аммиак NH3 Гидразин NH2NH2 Оксид азота(II) (NO) Катод при электролизе.

Классификация окислительно – восстановительных реакций
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: S0 + O20 ® S+4O2-2 S - восстановитель; O2 - окислитель Cu+2O + C+2O ® Cu0 + C+4O2 CO - восстановитель; CuO - окислитель Zn0 + 2HCl ® Zn+2Cl2 + H20­ Zn - восстановитель; HСl - окислитель Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  ®  I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - восстановитель; MnO2 - окислитель. Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления: 2H2S -2 + H2S+4O3 ® 3S0 +            3H2O	Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 2KCl+5O3-2 ® 2KCl-1 + 3O20­ Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель N-3H4N+5O3  –t°®  N2+1O­ + 2H2O N+5 - окислитель;  N-3 - восстановитель 2Pb(N+5O3-2)2 ® 2PbO + 4N+4O2 + O20­ N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель	Диспропорционирование Окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. Cl20 + 2KOH ® K Cl+1O + K Cl-1 + H2O 3K2 Mn+6O4 + 2H2O ® 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH 3H N+3O2 ® H N+5O3 + 2N+2O­ + H2O 2N+4O2 + 2KOH ® K N+5O3 + KN+3O2 + H2O

 

 

 

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A    Электронный баланс - 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.

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

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

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰

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	2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

B      Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

2Cl1- –  2ē ®	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē ®	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺ ® 5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

 

Типичные реакции окисления-восстановления

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O

электронный баланс

Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2
S+4 – 2ē ® S+6	5

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

 

Реакции в нейтральной среде

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O ® 3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂¯ + 2KOH

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	3
Mn+7 + 3ē ® Mn+4	2

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- ® 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2- ® 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ® K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

электронный баланс

S+4 – 2ē ® S+6	1
Mn+7 + 1ē ® Mn+6	2

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	1
MnO41- + ē ® MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- ® SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Таким образом,

 

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.

1)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ ® K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰¯ + 7H₂O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē ® 2Cr+3	1
S-2 - 2ē ® S0	3

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē ® 2Cr3+ + 7H2O	1
H2S0 - 2ē ® S0 + 2H+	3

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂S ® 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S⁰

2)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Fe⁺²SO₄ + 7H₂SO₄ ® 3Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 7H₂O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē ® 2Cr+3	1
Fe+2 – ē ® Fe+3	6

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē ® 2Cr3+ + 7H2O	1
Fe2+ - ē ® Fe3+	6

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ ® 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

3)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 14HCl^-1 ® 3Cl₂⁰­ + 2KCl + 2Cr⁺³Cl₃ + 7H₂O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē ® 2Cr+3	1
2Cl-1 – 2ē ® Cl20	3

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē ® 2Cr3+ + 7H2O	1
2Cl1- - 2ē ® Cl20	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 6Cl^- + 14H⁺ ® 2Cr³⁺ + 3Cl₂⁰ + 7H₂O

 

Окислительные свойства азотной кислоты

Окислителем в молекуле азотной кислоты является N⁺⁵, который в зависимости от концентрации HNO₃ и силы восстановителя (например, активности металла - см. также тему " Азотная кислота") принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N⁺⁴O₂;  N⁺²O;  N₂⁺¹O;  N₂⁰;  N^-3H₃(NH₄NO₃);

1)      

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.) ® Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂­ + 2H₂O

электронный баланс:

Cu0 – 2ē ® Cu+2	1
N+5 + ē ® N+4	2

метод полуреакций:

Cu0 – 2ē ® Cu+2	1
NO3- + 2H+ + ē ® NO2 + H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu⁰ + 2NO₃^- + 4H⁺ ® Cu²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

2)      

3Ag⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.) ® 3Ag⁺¹NO₃ + N⁺²O­ + 2H₂O

электронный баланс:

Ag0 - ē ® Ag+	3
N+5 + 3ē ® N+2	1

метод полуреакций:

Ag0 - ē ® Ag+	3
NO3- + 4H+ + 3ē ® NO + 2H2O	1

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag⁰ + NO₃^- + 4H⁺ ® 3Ag⁺ + NO + 2H₂O

3)      

5Co⁰ + 12HN⁺⁵O₃(разб.) ® 5Co⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰­ + 6H₂O

электронный баланс:

Co0 - 2ē ® Co+2	5
2N+5 + 10ē ® N20	1

метод полуреакций:

Co0 - 2ē ® Co+2	5
2NO3- + 12H+ + 10ē ® N2 + 6H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co⁰ + 2NO₃^- + 12H⁺ ® 5Co²⁺ + N₂ + 6H₂O

4)      

4Ca⁰ + 10HN⁺⁵O₃(сильн. разб.) ® 4Ca⁺²(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

электронный баланс:

Ca0 - 2ē ® Ca+2	4
N+5 + 8ē ® N-3	1

метод полуреакций:

Ca0 - 2ē ® Ca+2	4
NO3- + 10H+ + 8ē ® NH4+ + 3H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca⁰ + NO₃^- + 10H⁺ ® 4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

При взаимодействии HNO₃ с неметаллами выделяется, как правило, NO:

1)      

3C⁰ + 4HN⁺⁵O₃ ® 3C⁺⁴O₂­ + 4N⁺²O­ + 2H₂O

электронный баланс:

C0 - 4ē ® C+4	3
N+5 + 3ē ® N+2	4

метод полуреакций:

C0 + 2H2O - 4ē ® CO2 + 4H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē ® NO + 2H2O	4

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C⁰ + 6H₂O + 4NO₃^- + 16H⁺ ® 3CO₂ + 12H⁺ + 4NO + 8H₂O

или 3C⁰ + 4NO₃^- + 4H⁺ ® 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

2)      

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O ® 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O­

электронный баланс:

P0 - 5ē ® P+5	3
N+5 + 3ē ® N+2	5

метод полуреакций:

P0 + 4H2O - 5ē ® PO43- + 8H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē ® NO + 2H2O	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3P⁰ + 12H₂O + 5NO₃^- + 20H⁺ ® 3PO₄^3- + 24H⁺ + 5NO + 10H₂O

или 3P⁰ + 2H₂O + 5NO₃^- ® 3PO₄^3- + 4H⁺ + 5NO

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

1.      Обычно пероксид водорода используют как окислитель:

H₂O₂ + 2HI^-1 ® I₂⁰ + 2H₂O

электронный баланс:

2I- - 2ē ® I20	1
[O2]-2 + 2ē ® 2O-2	1

метод полуреакций:

2I- - 2ē ® I20	1
H2O2 + 2H+ + 2ē ® 2H2O	1

––––––––––––––––––––––

2I^- + H₂O₂ + 2H⁺ ® I₂ + 2H₂O

При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.

5H₂O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 5O₂⁰­ + K₂SO₄ + 2Mn²⁺SO₄ + 8H₂O

электронный баланс:

[O2]-2 - 2ē ® O20	5
Mn+7 + 5ē ® Mn+2	2

метод полуреакций:

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
H2O2 - 2ē ® O2 + 2H+	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 16H⁺ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂ + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 6H⁺ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂