Классификация ОВР

1) реакции межмолекулярного окисления-восстановления ─ реакции, в которых окислитель и восстановитель ─ разные вещества.

2MgO⁰+O₂⁰=2Mg²⁺O^2-

4N^3-H₃+3O₂^-=2N₂⁰+6H₂O^2-

2) реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-

самовосстановления) ─ реакции, в которых происходит одновременное

увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и того же

элемента. Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления:

4KCl⁵⁺O₃=3KCl⁷⁺O₄+KCl⁺¹

3) реакции внутримолекулярного окисления-восстановления ─ реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов одного и того же соединения:

2KCl⁵⁺O₃^2-=2KCl^1-+3O₂⁰

4) реакции компропорционирования ─ реакции, в которых участвуют два вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления. В результате получается вещество, содержащее атомы того же элемента в промежуточной степени окисления:

Cu⁰+Cu²⁺Cl₂=2Cu¹⁺Cl

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций чаще всего используется метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). В первом методе необходимо учитывать, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, присое-диненных окислителем.

При использовании метода полуреакций ОВР-я представляется как алгебраи-ческая сумма двух полуреакций: полуреакции восстановления окислителя и полуреакции окисления восстановителя. При составлении электронно-ионных уравнений сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые (газы и осадки) – в виде молекул. Ионы записываются только те, в состав которых входят атомы элементов, изменяющие в результате реакции степень окисления.

В ионную схему включаются также частицы, характеризующие среду: кис-лую – H⁺, щелочную – OH^- и нейтральную – H₂O.

Na₂SO₃+KМnO₄+H₂SO₄=Na₂SO₄+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

Схема реакции в ионной форме:

MnO₄^-+SO₃^2-+H⁺=Mn²⁺+SO₄^2-+H₂O

Определим окислитель и восстановитель и составим уравнения для процессов окисления и восстановления.

MnO₄^-+8H⁺+5ē =Mn²⁺+4H₂O

Это уравнение первой полуреакции – восстановление окислителя.

SO₃^2- ─ восстановитель

SO₃^2-+H₂O-2ē = SO₃^2-+2H⁺

ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем ион SO₃^2-, поэтому недостающее количество кислорода пополняется за счет молекулы воды

MnO₄^-+8H⁺+5ē =MnO²⁺+4H₂O | 2

SO₃^2-+H₂O-2ē =SO₄^2-+2H⁺ | 5

2MnO₄^-+16H⁺+5SO₃^2-+5H₂O=2Mn²⁺+8H₂O+5SO₄^2-+10H⁺

Сократим подобные члены:

2MnO₄^-+5SO₃^2-+6H⁺=2Mn²⁺+5SO₄^2-+3H₂O

По которому можно составить молекулярное уравнение реакции:

2KMnO₄^-+5Na₂SO₃+3H₂SO₄=2MnSO₄+5Na₂SO₄+K₂SO₄+3H₂O

Метод полуреакций основан на составлении раздельных ионных уравнений полуреакций – процессов окисления и восстановления с последующим их суммированием в общее ионное уравнение.

Последовательность в составлении уравнений реакций по методу полуреак-ций:

1) записать общую молекулярную схему процесса с указанием окислителя, восстановителя и продуктов их взаимодействия:

KCr₂O₇+Fe+H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+FeSO₄+H₂O;

2) составить ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые вещества и газы – в молекулярном виде. В схеме обычно отмечается и частица, определяющая характер среды (H⁺, H₂O, OH^-). Ионы, атомы, которые не меняют степень окисления, в схеме не указываются:

Cr₂O₇^2-+Fe+H⁺=Cr³⁺+Fe²⁺

3) cсоставить уравнения двух полуреакций (окисления и восстановления) раздельно;

а) уравнять стехиометрически число атомов всех элементов, исключая

водород и кислород:

Cr₂O₇^2-+H⁺→ 2Cr³⁺

Fe → Fe²⁺

б) уравнять кислород, используя молекулы воды (или ионы OH^-), или

связывая его в H₂O (или OH^-):

Cr₂O₇^2-+H⁺=2Cr³⁺+7H₂O

в) уравнять водород за счет ионов Н⁺ или ОН^-:

Cr₂O₇^2-+14H⁺→ 2Cr³⁺+7H₂O

г) уравнять заряды с помощью прибавления электронов:

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē → 2Cr³⁺+7H₂O

Fe-2ē =Fe²⁺

4) уравнять общее число участвующих электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего кратного и затем суммировать уравнения обеих полуреакций:

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē → 2Cr³⁺+7H₂O | 2 | 1

Fe-2ē =Fe²⁺ | 6 | 3

Cr₂O₇^2-+14H⁺+3Fe⁰=2Cr³⁺+7H₂O+3Fe²⁺

5) записать реакцию в молекулярной форме с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления-восстановления:

K₂Cr₂O₇+3Fe+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+3FeSO₄+K₂SO₄+7H₂O

Направление ОВР.

Таблица стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар в водном растворе 25°С.

Чем выше значение стандартного потенциала окислительно-восстанови-тельной пары, тем более сильным окислителем будет окисленная форма этой пары.

Например: сильные окислители F, HClO, PbO₂, Cl₂, Cr₂O₇^2-, Br₂ и др.

Чем ниже значение стандартного потенциала, окислительно-восстанови-тельной пары, тем более сильным восстановителем будет восстановленная форма этой пары.

Например: сильные восстановители Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Cr²⁺ и др.

В зависимости от значений E⁰ всегда наблюдается определенное соответствие между силой окисленной и восстановленных форм:

Чем более сильным окислителем является окисленная форма, тем более слабым восстановителем будет восстановленная форма этой пары.

Например: если F₂, PbO₂ – очень сильные окислители, то соответствующие им восстановленные формы F^-, Pb²⁺ проявляют очень слабые восстановительные свойства.

ОВР наиболее активно протекают между сильным окислителем и сильным восстановителем, поскольку соответствующие им продукты реакции будут обладать слабыми восстановительными и окислительными свойствами.

Используя значения стандартных потенциалов (см. таблицу), можно установить направление протекания реакции для двух конкретных пар в водном растворе.

ОВР протекает в том направлении, для которого разность между стандартными потенциалами больше нуля:

Е⁰_ок-Е⁰_вс> 0

Примеры:

¹⁾ 2Fe³⁺+Cu=2Fe²⁺+Cu²⁺

E⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ =+0, 771 В, E⁰_Cu²⁺_/Cu=+0, 338 В

E_ок-Е_вс=0, 771-(+0, 338)=+0, 433 В> 0

Обратная реакция не может осуществляться, т.к.

Е⁰_ок-Е⁰_вс=0, 338-0, 771=-0, 433 В

2)2KMnO₄+5KNO₂+3H₂SO₄=5KNO₃+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O

Е⁰_ок-Е⁰_вс=+1, 531-0, 838=+0, 693 В > 0