Теоретические основы. Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстанови-тельными

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстанови-тельными. Окисление - это процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление - это процесс присое­динения электронов, сопровождающийся понижением степени окис­ления элемента. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее вос­станавливающийся элемент, - окислителем («восстановитель окисля­ется, окислитель восстанавливается»).

Степенью окисления называется условный заряд атома в соеди­нении, рассчитанный из предположения, что все связи в нём ион­ного типа. При расчёте степеней окисления нужно учитывать сле­дующее.

1. В простых веществах степени окисления элементов всегда равны нулю: Fe^o, P₄^o, He^o, O₂^o, N₂^o, H₂^o, C^o.

2. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисле­ния +1: H⁺¹Cl, H⁺¹₂O, NaOH⁺¹, а в соединениях с металлами - -1: NaH^-1, Ca H^-1₂.

3. Кислород в соединениях характеризуется степенью окисле­ния -2: FeO^-2, P₂O^-2₅, H₂SO^-2₄, Ca(NO^-2₃)₂. Исключение состав­ляют пероксиды (H⁺¹₂О^-1₂, Ва⁺²О^-1₂) и фторид кислорода (О^+2F-1₂).

4. Элементы главных подгрупп I, II и III групп периодической системы имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы: Na⁺¹Cl, Mg⁺²O, Al⁺³₂(SO₄)₃.

5. Сумма положительных и отрицательных «зарядов» на всех атомах в молекуле равна нулю.

Для элементов с непостоянной степенью окисления её значение можно подсчитать по формуле соединения. Определим в качестве примера степень окисления серы в H₂S, SO₂, SO₃, H₂SO₃, H₂SO₄. Обозначим её через c. Зная, что степень окисления водорода равна +1, а кислорода -2, получим:

H₂S c_(S) + 2(+1) = 0, откуда c_(S) = -2

SO₂ c_(S) + 2(-2) = 0, откуда c_(S) = +4

SO₃ c_(S) + 3(-2) = 0, откуда c_(S) = +6

H₂SO₃ c_(S) + 2(+1) + 3(-2) = 0, откуда c_(S) = +4

H₂SO₄ c_(S) + 2(+1) + 4(-2) = 0, откуда c_(S) = +6

Окислительно-восстановительные свойства веществ зависят от ве­личин степеней окисления входящих в него атомов. Атом в высшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только окислителем (S⁺⁶ + 2 ¾ ® S⁺⁴). Атом в низшей сте­пени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только восстановителем (S^-2 - 2 ¾ ® S^o). Если степень окисления атома промежуточная, он может как отдавать, так и принимать электроны, проявляя окислительно-восстановительную двойственность. Например, в реакции SO₂ + O₂ ¾ ® SO₃ оксид серы (IV) за счёт атома S(+4) проявляет свойства восстано­вителя, подвергаясь окислению:

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶.

А в реакции SO₂ + Н₂S ¾ ® S^o + Н₂О оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя, подвергаясь восстановлению: S⁺⁴ + 4 ¾ ® S^o.

Кислород проявляет положительную степень окисления только в соединении со фтором, поэтому нулевая сте-

пень окисления для ки­слорода практически является максимальной. Следовательно, свобод­ный кислород может быть только окислителем и подвергаться вос­становлению: O^o₂ + 4 ¾ ® 2О^-2.

Коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной ре­акции можно расставить с помощью метода электронного баланса. Метод основан на том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителями и принимаемых окислителями в одной и той же реакции должно быть одинаковым. При этом рекомендуется при­держиваться следующих правил.

1. Для данной схемы реакции определить окислитель и восстано­витель, подсчитав степени окисления элементов до и после реакции. Например, в реакции, протекающей по схеме

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₄ + H₂SO₄ ¾ ®

¾ ® Mn⁺²SO₄ + Na₂S⁺⁶O₄ + K₂SO₄ + H₂O

изменяют степень окисления только марганец и сера.

2. Составить электронные уравнения процессов окисления и вос­становления:

Mn⁺⁷ + 5 ¾ ® Mn⁺² окислитель (восстановление) (1)

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶ восстановитель (окисление) (2)

3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа принятых (уравнение 1) и отданных (уравнение 2) электронов и с его помо­щью расставить множители для обоих уравнений: НОК для 5 и 2 равно 10, множитель для уравнения (1) - 10: 5 = 2, множи­тель для уравнения (2) - 10: 2 = 5.

Mn⁺⁷ + 5 ¾ ® Mn⁺² 2

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶ 5

2 Mn⁺⁷ + 5 S⁺⁴ ¾ ® 2 Mn⁺² + 5 S⁺⁶

Такая процедура получила название «составление электронного ба­ланса».

4. Найденные коэффициенты подставить в уравнение реакции:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5. Подобрать остальные коэффициенты в следующем порядке:

- перед соединениями, содержащими атомы металлов (в данном примере 1 перед K₂SO₄);

- перед формулой вещества, создающего среду в растворе (в на­шем случае перед формулой H₂SO₄ необходим коэффициент 3, так как на связывание ионов Mn⁺² и К⁺ идёт три моля кислоты);

- перед формулой воды - по числу атомов водорода (3).

6. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчи­тав суммарное число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Нередко ограничиваются подсчётом числа атомов кислорода в исходных веществах и продуктах реакции. Окончательный вид уравнения:

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

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются из три типа:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях обмен электронами происходит между различ­ными молекулами разных веществ. К этому типу относятся выше приведённая реакция, а также следующий пример: +2

Cu⁺²SO₄ + Zn⁰ ═ Zn⁺²SO₄ + Cu⁰

-2

 

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях окислитель и восстановитель входят в состав од­ного вещества. Например:

+6

2KCl⁺⁵O^-2₃ ═ 2KCl^-1 + 3O⁰₂

-2

3. Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-само­восстановления). В таких реакциях молекулы одного и того же ве­щества взаимодействуют друг с другом как окислитель и восстано­витель. Диспропорционированию подвергаются подвергаются веще­ства, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, на­пример: +2

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O ═ 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

-1