Теоретическое введение. Реакции, которые сопровождаются сдвигом или полным переходом электронов от одних элементов к другим

Реакции, которые сопровождаются сдвигом или полным переходом электронов от одних элементов к другим, относят к реакциям окисления-восстановления. Эти реакции сопровождаются изменением степени окисленности элементов.

Сущность реакции окисления состоит в отдаче электронов атомами или ионами окислителю, а сущность реакции восстановления – в присоединении электронов восстановителя. При этом вещество, отдающее электроны, называется восстановителем, а вещество, присоединяющее электроны – окислителем. Суммарное число электронов, отданных восстановителем, равно суммарному числу электронов, присоединенных окислителем.

Простые и сложные вещества могут проявлять только окислительные, только восстановительные, или и окислительные и восстановительные свойства, т.е. обладать окислительно-восстановительной двойственностью.

Только восстановителями являются:

а) электронейтральные атомы металлов, имеющие на внешнем электронном слое от 1 до 3 электронов (элементы главных подгрупп I, II и III групп) и наиболее активные металлы побочных подгрупп – Zn, Cr, Mn, Fe и др.

б) анионы бескислородных кислот (F ‾, Cl ‾, S^2- и т.п.), имеющие на внешнем электронном слое максимально возможное число электронов и способные в такой степени окисленности только отдавать электроны.

Только окислительными свойствами обладают:

а) катионы металлов с максимальной степенью окисленности (Cu²⁺, Au³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺, Fe³⁺ и т.п.);

б) сложные анионы с максимальной степенью окисленности центрального атома (MnO₄‾, Cr₂O₇² ‾, ClO₄‾);

в) фтор в свободном состоянии.

И окислителями и восстановителями являются:

а) электронейтральные атомы неметаллов, имеющие на внешнем слое от 4 до 7 электронов, и водород;

б) катионы металлов в промежуточной степени окисленности (Pb²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Sn²⁺ и т.п.);

в) сложные ионы, центральный атом которых находится в промежуточной степени окисленности (SO₃² ‾, NO₂‾, PO₃³‾ и т.п.)

К числу важнейших окислителей и восстановителей, широко используемых в химических процессах, относятся следующие:

1. Окислители:

- галогены F₂ и Cl₂, кислород О₂ и О₃;

- соли (перманганаты, хроматы, дихроматы, хлораты, перхлораты), например KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃, KClO₄;

- кислоты, например H₂SO₄ и HNO₃, смесь концентрированной азотной и соляной кислот («царская водка»);

2. Восстановители:

- водород Н₂;

- углерод (в виде угля или кокса) и его оксид СО;

- водородные соединения неметаллов – сероводород H₂S и аммиак NH₃;

- активные металлы, особенно щелочные;

3. Вещества с окислительно-восстановительной двойственностью:

- сера;

- йод I₂;

- пероксид водорода Н₂О₂;

- азотистая кислота HNO₂ и ее соли – нитриты.

Выделяют следующие основные типы окислительно-восстановительных реакций:

1. Межмолекулярные реакции – изменяются степени окисленности атомов элементов, расположенных в разных молекулах.

В этих реакциях могут изменяться степени окисленности как атомов разных элементов:

Mg + H₂SО₄ → MgSО₄ + H₂,

так и атомов одного и того же элемента

2H₂S + H₂SO₃ → 3S + 3H₂O.

2. Внутримолекулярные реакции – изменяются степени окисленности атомов элементов, расположенных в одной молекуле. В этих реакциях также могут изменяться степени окисленности как атомов разных элементов:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

так и атомов одного и того же элемента, но имеющих разные степени окисленности

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – происходит уменьшение и увеличение степени окисленности атомов одного и того же элемента, находящегося в промежуточной степени окисленности:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂