ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют такие реакции, в ходе которых одни частицы (атомы, молекулы или ионы) отдают электроны, а другие частицы их присоединяют. При этом происходит изменение степени окисления атомов элементов, входящих в состав указанных частиц.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Для составления электронных балансов окислительно-восстановительных реакций используют понятие «степень окисления атома».

Степенью окисления называется условный заряд атома, входящего в состав молекулы или иона, вычисленный в предположении, что все его химические связи с ближайшими соседними атомами являются ионными, то есть электронные пары полностью смещены в сторону более электроотрицательного атома [3].

Степени окисления атомов простых веществ считаются равными нулю.

Например, степени окисления атомов элементов в уравнениях химических реакций:

Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается и понижает свою степень окисления.

Восстановитель, отдавая электроны, окисляется и повышает свою степень окисления.

Например:

Важнейшими восстановителями являются:

1) металлы и некоторые неметаллы (Zn, Al, Cr, H₂, C, S) в виде простых веществ:

2) анионы бескислородных кислот (Br^–, I^–, S^2–) и их солей:

3) катионы металлов в низшей или промежуточной степенях окисления (Fe⁺², Mn⁺², Cr⁺²), входящие в состав оксидов, оснований и солей:

4) анионы кислородсодержащих кислот, в которых атом неметалла имеет промежуточную степень окисления (NO^–₂, SO^2–₃):

Важнейшими окислителями являются:

1) галогены (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), кислород и другие неметаллы в свободном состоянии:

2) азотная кислота HNO₃, разбавленная и концентрированная, окислительные свойства которой представлены в таблице 8.1:

Таблица 8.1

Окислитель HNO3	Восстановитель	Продукты восстановления HNO3	Примечания
Концентрированная	Неактивные металлы (Cu, Ag, Hg)		HNO3 не действует на Fe, Al, Cr, Au, Pt (пассивирование металлов)
Активные металлы (Zn, Mg, Ca …)
Неметаллы (S, C, P, Si …)
	Окончание табл. 8.1
Разбавленная	Неактивные металлы (Cu, Ag, Hg)
Активные металлы (Zn, Mg, Fe, Al…)	или	Щелочные металлы сначала реагируют с Н2О в разбавленной HNO3
Неметаллы (S, C, P, Si …)
Сильноразбавленная	Активные металлы (Zn, Mg, Fe, Al …)

3) серная кислота H₂SO₄ концентрированная, окислительные свойства которой представлены в таблице 8.2:

Таблица 8.2

Восстановитель	Продукт восстановления H2SO4	Примечание
Неактивные металлы (Cu, Ag, Hg)		Нагревание
Активные металлы (Zn, Mg, Ca …)		Практически при взаимодействии H2SO4(конц.) с активными металлами образуются все вещества – SO2, S, H2S, но доля каждого из них зависит от условий реакции
Неметаллы (S, C, P, Si …)		Нагревание

4) сложные анионы, образованные металлами в высшей степени окисления, например: MnO₄^– (KMnO₄); Cr₂O₇^2– (K₂Cr₂O₇);

5) перманганат калия KMnO₄, продукты восстановления которого зависят от характера среды:

– в кислой среде:

– в нейтральной среде:

– в щелочной среде:

6) дихромат калия K₂Cr₂O₇ используют как окислитель в кислой среде:

Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций можно осуществить с помощью метода электронного баланса, согласно которому число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Рассмотрим алгоритм нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций на примере реакции:

1) Вычислим степени окисления атомов всех элементов и определим те элементы, атомы которых изменили свои степени окисления:

2) Находим окислитель и восстановитель в данной окислительно-восстановительной реакции и запишем схемы полуреакций окисления и восстановления:

3) Уравниваем число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (в данном случае они уравнены) и уравниваем число принятых и отданных электронов, подбирая соответствующие множители для обеих полуреакций. Так как марганец принимает 5 электронов, а сера отдает 2 электрона, то наименьшее общее кратное этих чисел равно 10. Разделив 10 на число электронов, участвующих в полуреакциях, получаем соответствующие множители для обеих стадий:

4) С учетом подобранных множителей складываем левые и правые части уравнений обеих полуреакций и записываем полное уравнение электронного баланса:

или, после приведения подобных членов (+10ē и –10ē),

5) Подобранные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:

6) Теперь уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях реакции, начиная с атомов металлов, и проводим проверку баланса по водороду и кислороду.

Рассмотрим несколько примеров составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.