ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления атомов

 

Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий вследствие разности электроотрицательностей и рассчитанный из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление – это процесс отдачи электронов, который приводит к повышению степени окисления восстановителя. Восстановление – это процесс присоединения электронов, при котором понижается степень окисления у окислителя. При определении степени окисления атомов необходимо помнить:

- что степень окисления атома в молекуле простого вещества равна нулю;

- степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов равна +1;

- степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме пероксидных и ОF₂, равна –2;

- сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Атом элемента в высшей степени окисления является только окислителем (например, сера в молекуле H₂SO₄ имеет высшую степень окисления 6+); атом элемента в низшей степени окисления является только восстановителем (например, сера в молекуле H₂S имеет низшую степень окисления 2–); атом элемента, находящийся в промежуточной степени окисления, может быть и окислителем и восстановителем (например, сера в молекуле H₂SO₃ имеет промежуточную степень окисления 4–). Такие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность и способны к реакциям диспропорционирования.

Пример 1. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SО₃; в) H₂SО₃ и HClО₄?

Решение: а) степень окисления серы в H₂S равна –2, йода в HI равна –1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) степень окисления серы в H₂S равна –2, то есть низшая, в H₂SО₃ –равна +4 – промежуточная. Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SО₃ является окислителем;

в) степень окисления серы в H₂SО₃равна +4 (промежуточная), хлора в HClО₄ равна +7 (высшая). Соединения H₂SО₃ и HClО₄ могут реагировать, причем H₂SО ₃ будет проявлять восстановительные свойства.

Пример 2. Завершить уравнение реакции, дописав недостающие продукты. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления, на их основе написать уравнения реакций в ионной и молекулярной формах:

KNO₂+KI+H₂SO₄®J₂+NO + …`

Решение. В реакции йод меняет степень окисления от –1 в иодиде калия до нуля в I₂. Йод теряет электроны, т.е. окисляется. Восстанавливаться в данной реакции будет азот, который меняет степень окисления от +3 до +2. Нитрит-ион восстанавливается до NO с приобретением одного электрона на каждый атом азота. Избыточный кислород нитрит-иона будет связываться водородными ионами кислой среды с образованием воды:

NO-2+2H++e=NO+H2O 2I-–2e=I2 2NO-2+4H++2I-=2NO+2H2O+I2

Полученное уравнение является уравнением искомой реакции в ионной форме. Молекулярное уравнение реакции получится, если учесть, что ионы калия, освобождающиеся при разрушении молекул KNO₂ и KJ, образуют соли с серной кислотой:

2KNO₂+2KI+2H₂SO₄®J₂+2NO +2 К₂SO₄+2 H₂O

Пример 3. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции 2NaCl+Fe₂(SO₄)₃=2FeSO₄+Cl₂+Na₂SO₄?

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

2Cl^-+2Fe³⁺=2Fe²⁺+Cl₂

Запишем стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, используя данные прил. 6:

Cl₂+2e^-=2Cl^- E₁=1, 36 B

Fe³⁺+e^-=Fe²⁺ E₂=0, 77 B

Поскольку Е₁ > Е₂, то окислителем будет служить хлор, а восстановителем – ион Fe²⁺; рассматриваемая реакция будет протекать справа налево.

 

Пример 4. Найти при 25°С константу равновесия реакции Hg₂(NO₃)₂+2Fe(NO₃)₂=2Hg+2Fe(NO₃)₃.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

 

Hg₂²⁺+2e^-=2Hg+2Fe³⁺

 

В реакции участвуют две электрохимические системы (прил. 6):

Hg₂²⁺+2e^-=2Hg ^- E₁=0, 79 В

Fe³⁺+e^-=Fe²⁺ E₂=0, 77 B

 

Находим значение стандартной ЭДС рассматриваемого элемента:

 

E⁰=E₁-E₂=0, 79-0, 77=0, 02 В.

 

Теперь вычислим константу равновесия реакции:

 

, ^{К=4, 76.}

Ответ: К=4, 76.