Окислительно-восстановительные реакции
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс)

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Освоение темы «Окислительно-восстановительные реакции» всегда вызывает трудности как у учащихся средних школ, так и у учителей. Трудности возникают, вероятно, потому, что при составлении уравнений окислительновосстановительных реакций необходимо не только представлять электронные преобразования атомов в процессах, но и знать, какие вещества при этом могут образоваться.

Все окислительно-восстановительные реакции подразделяются на четыре основных типа.

1. Межмолекулярное окисление-восстановление — реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в составе разных молекул. К этому типу относится большинство окислительно-восстановительных реакций:

2КГ-1+ С1°2 = 2К С1-1 + 12°

2. Внутримолекулярное окисление-восстановление — реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными атомами, но входят в состав

одной молекулы:

  +5 -2        +3         О

2NaN03 ⭢  2NaN02 + 02

3. Диспропорционирование — процессы, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одно го и того же элемента, повышающего и понижающего свою степень окисления в результате реакции:

+4        +5        +3

2NO2 + Н20 = HN03   +    HN02

4. Сопропорционирование — внутримолекулярные процессы, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, в

результате реакции приобретающего среднюю степень окисления:

-з     +з        о    

NH4N02 ⭢ N2 + 2Н20

Важнейшие восстановители: простые вещества, образованные атомами элементов с низкими значениями относительной электроотрицательности, — металлы, ионы металлов, имеющие небольшой заряд (Fe2+, Sn2+, Сг2+,...), анионы и соответствующие им сложные вещества, в состав которых входит атом в минимальной или достаточно низкой степени окисления (S032-, Cr02-,N02- и т.п.), сложные вещества, в состав которых входит атом в минимальной степени окисления (NH3, H2S), некоторые простые и сложные вещества (Н2, С, СО), пероксиды (Н202, Na202).

Важнейшие окислители: простые вещества, образованные атомами элементов с высоким значением электроотрицательности (неметаллы F2,02, N2, Cl2, S,...), ионы металлов, имеющие достаточно высокий заряд (Fe3+, Cr3+, Sn4+ ), анионы и соответствующие им вещества, в состав которых входит атом в  максимальной или достаточно высокой степени окисления [Мn04-(КМn04), Сг2О72- (К2Сг2 О7), N03-  (HN03)], сложные вещества, в состав которых входит атом в максимальной и достаточно высокой степени окисления (РЬ02, Мn02), некоторые простые вещества (Н2, С); соединения пероксидного типа (Н202, Na202, К204).

Необходимо помнить следующие положения. Вещество, в состав которого входит атом в максимальной степени окисления, может выполнять функцию только окислителя (KMn+704, HN+503, К2Сг+6207 и др.). Если в состав вещества входит атом в минимальной степени окисления, то оно будет выполнять функцию только восстановителя (N-3Н3, H2S-2 , Н I-1 и др.). Вещество, в состав которого входит атом в промежуточной степени окисления, может проявлять окислительно-восстановительную двойственность в зависимости от природы партнера в реакции:

          +3           +7

5NaN02 + 2КМn04 + 3H2S04 = 5NaN03 + + 2MnS04 + K2S04 + 3H20

   восстано-     окисли-

      витель        тель

         -1                       +3

2KI     +   2NaN02 + 2H2S04 = I2 + 2NO +⭡K2S04 + Na2S04 + 2H20            

восстано-   окисли-

 витель        тель

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях используются в основном два метода: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

При первоначальном изучении окислительно-восстановительных реакций, а также для составления уравнений реакций, протекающих в газовой фазе и в расплавах, применяют метод электронного баланса.

Суть метода состоит в выполнении ряда несложных правил.

1. Записывают схему окислительно-восстановительной реакции:

КСIO3 ⭢ KCI + O2⭡

2. Расставляют степени окисления над всеми атомами:

+1 +5 -2        +1 -1      o

КСIO3 ⭢KCI + O2

3. Выписывают атомы элементов, которые изменяют степень окисления в ходе реакции, и составляют схемы перехода электронов:

+5               -1

окислитель CI + 6е ⭢ CI — восстановление

                              -2                 0        

восстановитель 2O - 4е- ⭢ О 2 — окисление

4. Находят коэффициенты для окислителя и восстановителя через наименьшее общее кратное чисел принятых и отданных электронов:

      +5      -2          -1        0

2СI+6O=2CI + 3O2

5. Подставляют коэффициенты в уравнение реакции: 2КСIO3 = 2KCI = 3О2 ⭡

Схемы электронных уравнений, используемые в этом методе, являются формальными и не дают представления о реальных частицах, участвующих в реакции. Поэтому наряду с методом электронного баланса применяется метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций), который учитывает, что в окислительно-восстановительном процессе принимают участие не гипотетические частицы, а реальные атомы, ионы и молекулы. Для того чтобы правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, нужно иметь информацию об условиях ее протекания и о свойствах реагирующих веществ и продуктов реакции.

Разберем метод электронно-ионного баланса на примере рассмотрения взаимодействия одного из наиболее распространенных окислителей — перманганата калия КМп04 с восстановителем — сульфитом натрия Na2S03 в различных средах, используя данные следующего эксперимента. В три стакана с раствором КМп04 добавляют разбавленный (~ 10%-ный) раствор серной кислоты (первый стакан), дистиллированную воду (второй стакан), концентрированный (~ 20-30%-ный) раствор щелочи (третий стакан), затем при перемешивании в каждый стакан вносят по несколько кристаллов сульфита натрия. В первом стакане наблюдается обесцвечивание раствора КМп04, во втором стакане раствор обесцвечивается и образуется осадок темно-коричневого цвета, а в третьем стакане фиолетовая окраска КМп04 переходит в темно-зеленую.

Продукты восстановления перманганата калия можно определить, зная свойства, например, окраску соединений марганца в различных степенях окисления:

+7 Мп04- (КМп04) — раствор фиолетового или розового цвета (в зависимости от концентрации);

+6 Мп042- (К2Мп04) — раствор темно-зеленого цвета;

+4 Мп02 — осадок темно-коричневого цвета;

+2 Мп2+ — бесцветный раствор.

Из этих данных следует, что в кислой среде происходит восстановление иона Мп04- до иона Мп2+, в нейтральной среде — до Мп+ 402 и в щелочной — до Мп+6042-. Сульфит натрия в этих реакциях имеет единственную возможность окислиться до сульфата натрия. На основании этих данных запишем схемы протекающих реакций в молекулярной форме:

Na2S03 + КМп04 + H2S04 ⭢Na2S04 + MnS04 + K2S04 + H20        (1)

Na2S03 + KMn04 + H20⭢ Na2S04 + Mn02 ⭣ + KOH        (2)

Na2S03 + KMn04 + KOH⭢ Na2S04 + K2MnO4 + H20        (3)

Проведем расстановку коэффициентов в этих схемах методом электронноионного баланса.

Реакция 1.

1. Представим схему реакции в ионном виде, учитывая, что слабые электролиты, газообразные и выпадающие в осадок вещества записываются в молекулярной форме

2Na++SO32-+K++MnO4- +2H++SO42-⭢2Na+ +SO42- +Mn2+ +SO42- +2K+ + SO42- + H2O

2. Оставим в схеме только те ионы, которые в результате реакции претерпели изменения, и ионы, определяющие среду:

SO32-+ МпO4- + Н+ ⭢ SO42-+ Мп2+ + Н2O

3. Запишем схемы полуреакции окисления и восстановления:

so32- ⭢so42-

MnO4- ⭢ Mn2+

4.Составим уравнения полуреакций, используя законы сохранения массы и заряда.

В ходе реакций часто идет перераспределение атомов кислорода между частицами, при этом возрастает число атомов кислорода, связанных с восстановителем. В этих случаях, если реакция протекает в кислой и нейтральной средах, недостающий кислород поставляют молекулы воды:

Н2O⭢  О 2-  + 2Н+,

а в щелочной среде — гидоксид-ионы:

20Н-⭢        Н2O + O2-

Избыточные атомы кислорода в кислой среде связываются протонами в молекулы воды:

О2- + 2Н+⭢Н2O

а в нейтральной и щелочной средах — молекулами воды с образованием ионов ОН-  :

О2- + Н2O⭢        2OН-

В нашем примере (SO32- ⭢SO42-) недостающий кислород поставляет вода, образующиеся при этом ионы водорода переходят в раствор:

SO32-  + H2O⭢ SO42-  + 2Н+

В записанной схеме уравняем заряды, подсчитав сначала заряды в левой и правой частях схемы:

SO32- + H2O⭢SO42-  + 2Н+        

Находим, что в левой части схемы нужно «отнять» 2е-

SO32- + Н2O - 2е = SO42-  + 2Н+ -

Таким образом, получаем уравнение реакции окисления.

Теперь перейдем к полуреакции восстановления:

Мп04- ⭢ Мп2+

Для связывания атомов кислорода, входящих в ион МпO4- , в молекулы воды требуется 8Н+, и при этом получается четыре молекулы воды:

МпO4 + 8Н+ ⭢ Мп2++ 4Н2O

Подсчитываем заряды:

МпO4- + 8Н+ ⭢ Мп2++ 4Н20 7+        2+

Находим, что в левую часть схемы нужно «добавить» 5е:

МпO4-  + 8Н+ +5е = Мп2++ 4Н2O

Ион МпO4- «принимает» электроны и является окислителем.

5.Записываем вместе полученные уравнения полуреакции окисления и восстановления:

SO32- + Н2O - 2е = SO42-  + 2Н+

МпO4-  + 8Н+ +5е =Мп2++ 4Н2O

Уравниваем число «отданных» и «принятых» электронов, определив наименьшее общее кратное (10) и дополнительные множители (5 и 2);

SO32- + Н2O - 2е = SO42-  + 2Н+        5

МnO4-  + 8Н+ +5е =Мn2++ 4Н2O        2

5SO32- + 5Н2O + 2МnO4-  +16h+= 5SO42-  +10Н+ + 2Мn2-  + 8Н2 О

6.Сокращаем число одинаковых частиц в левой и правой частях равенства:

5 SO32-  + 2Мn04-  + 6Н+ = 5SO42-  + 2Мn2-  + ЗН2О

Полученное уравнение представляет собой запись реакции в краткой ионной форме.

7.Подставляем коэффициенты в полное ионное уравнение реакции, а затем — в молекулярное:

10Na++5SO32- +2К++2МпO4-  +6Н+ +3SO42-  =10Na++5SO32- +Mn2++SO42- +2K++2SO42-  +Н2O

5Na2SO3 + 2KMnO4 +3H2SO4 ⭢5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

8.Проверяем правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции.

Реакция 2. Аналогичные операции выполняем при составлении уравнения реакции, протекающей в нейтральной среде.

1. 2Na+ + SO32-   + К+ + Мn04-  + Н2O ⭢ 2Na+ + SO42- + МnO2⭣+К++ ОН-
2. SO32- + MnO4-  +Н2O ⭢SO42- + MnO2⭣+ OH -

      SO32-  + H2O - 2e- =SO42-  + 2H+        3

      MnO4- + 2H2O +⭣3e-  = MnO2 + 4OH-         2

          3 SO32-  + 2MnO4-  + 7H2O = 3 SO42-  + +2MnO2 ⭣+ 6H+ + 8OH-

4.    3 SO32- + 2MnO4-  + H2O = 3 SO42- + 2MnO2 ⭣ +2OH-????

5.     6Na+ + 3SO32-  + 2K+ + 2MnO4- + H2O = 6Na+ + 3SO42- + 2MnO2 ⭣+ 2K+ + 2OH-

6. 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + + 2MnO2⭣+2KOH

Реакция 3. Такую же последовательность действий выполняем при составлении уравнения реакции, протекающей в щелочной среде.

1. 2Na+ + SO32- + К+ + МпO4-  + К+ + ОН-⭢2Na+ + SO42- + 2К+ + MnО42- + Н2O
2. SO32-  + MnO42- + ОН-  ⭢ SO32- + MnO42-+ H2O
3. SO32-  + 2OH-  - 2e-  = SO42-  + H2O       1

  MnO4- + le-  = MnO42-                             2

             SO32-  + 2МO4-  + 2OH-  = SO42-  + 2MnO42-  + H2O

4. 2Na+ + SO32-  + 2K+ + 2МnO4-  + 2K+ + 2OH-  = 2Na+ + SO42-  + 4K+ +2MnO42-  + H2O
5. Na2 SO3 + 2КМnO4 + 2KOH= Na2SO4 + + 2K2MnO4 + H2O