Основные типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав молекул различных веществ.

Это наиболее распространенный тип окислительно-восстановительных реакций. Например:

+2 +1 0 +3

Fe(NO₃)₂ + AgNO₃  Ag + Fe(NO₃)₃

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов различных элементов, входящих в состав молекул одного и того же вещества.

К такому типу относятся многие реакции термического разложения веществ. Например:

+5 -2 -1 0

2KClO₃  2KCl + 3O₂

3. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации) – это такие реакции, в результате которых происходит изменение степени окисления атомов одного и того же элемента.

Обязательным условием протекания таких реакций должно быть присутствие в молекулах веществ атома со степенью окисления, промежуточной между минимально и максимально возможной. Например:

0 -1 +1

Cl₂ + H₂O  HCl + HОCl

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должны соблюдаться законы сохранения массы и заряда. Закон сохранения заряда можно сформулировать следующим образом: в любой окислительно-восстановительной реакции число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно-ионный метод).

Метод электронного баланса

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций по этому методу осуществляется в несколько стадий:

1. Находим формулы веществ, получающихся в результате реакции. Например:

P + HClO₃  H₃PO₄ + HCl

2. Определим степень окисления атомов тех элементов, которые изменили её в ходе реакции. Находим восстановитель и окислитель:

0 +5 +5 -1

P + HClO₃  H₃PO₄ + HCl

восста- окислитель

новитель

Из уравнения видно, что в результате реакции степень окисления фосфора повысилась от 0 до +5. Следовательно, Р является восстановителем. С другой стороны, степень окисления HClO₃ понизилась от +5 до -1. Следовательно, HClO₃ является окислителем.

3. Находим число электронов, отданное восстановителем и число электронов, принятое окислителем, т. е. составим уравнения процессов окисления и восстановления:

0 +5

Р - 5ē  Р (окисление)

+5 -1

Cl + 6ē  Cl (восстановление)

4. Уравниваем числа электронов, отданных восстановителем и приобретенных окислителем путем введения множителей, которые являются основными коэффициентами в уравнении реакции:

0 +5

Р - 5ē  Р 6

+5 -1

Cl + 6ē  Cl 5

5. Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

6P + 5HClO₃  6H₃PO₄ + 5HCl

6. Уравниваем атомы других элементов (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции. В данном случае эта стадия уравнивания отсутствует.

7. Уравниваем атомы водорода и находим число молекул воды, участвующих в реакции:

6P + 5HClO₃ + 9Н₂О  6H₃PO₄ + 5HCl

8. Уравниваем атомы кислорода и убеждаются в том, что уравнение составлено правильно (24 атома кислорода и в левой, и в правой частях уравнения).

Эта методика составления уравнений применима к большинству окислительно-восстановительных реакций. Однако встречаются более сложные случаи. Важнейшие из них следующие:

1. Если число электронов, отданное восстановителем и число электронов, принятое окислителем, имеют наибольший общий делитель, то оба эти числа делят на него. Полученные новые числа являются основными коэффициентами при восстановителе и окислителе. Например:

-2 +5 +6 -1

3H₂S + 4HClO₃  3H₂SO₄ + 4HCl

-2 +6

S - 8ē  S 6 3

+5 -1

Cl + 6ē  Cl 8 4

Основными коэффициентами будут не 6 и 8, а 3 и 4.

2. Если в продукте реакции содержится четное число атомов элемента, изменившего свою степень окисления, то исходное число атомов этого элемента в уравнении электронного баланса удваивают (или наоборот, четное число атомов может содержаться в исходном веществе). Например:

+2 +5 +3 +2

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄  3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O

+2 +3

2Fe - 2ē  2Fe 3

+5 +2

N + 3ē  N 2

Основными коэффициентами будут не 3 и 2, а 6 и 2.

3. Окислитель или восстановитель дополнительно расходуется на связывание продуктов реакции, т. е. на солеобразование. Например:

+2 +5 +3 +2

3Fe(NO₃)₂ + HNO₃  3Fe(NO₃)₃ + NO + Н₂О

+2 +3

Fe - 1 ē  Fe 3

+5 +2

N + 3 ē  N 1

Из уравнений электронного баланса видно, что на каждые три молекулы восстановителя Fe(NO₃)₂ нужно затратить одну молекулу окислителя HNO₃. Однако, при переходе Fe(NO₃)₂ в Fe(NO₃)₃ на каждую молекулу восстановителя требуется затратить ещё одну молекулу HNO₃ для дополнительного связывания трехвалентного железа. Таким образом, общее число молекул азотной кислоты будет складываться: из 1 молекулы на окисление и 3 молекул на солеобразование, т.е. всего 4 молекулы. Уравнение примет вид:

3Fe(NO₃)₂ + HNO₃ + 3HNO₃  3Fe(NO₃)₃ + NO + 2Н₂О

на окисление на соле-

образование

и окончательно:

3Fe(NO₃)₂ + 4HNO₃  3Fe(NO₃)₃ + NO + 2Н₂О

4. При затруднениях в подборе коэффициентов для реакций диспропорционирования эти реакции следует рассматривать как бы идущими справа налево. Например:

0 -1 +1

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂  CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

-1 0

2Cl – 2 ē  2Cl

+1 0

2Cl + 2 ē  2Cl

5. Реакции, в которых восстановителем (или окислителем) является перекисное соединение. Окислительное число каждого атома кислорода в пероксидах равна -1. Поэтому в их молекулах, например, перекиси водорода НООН, содержится как бы ион [O₂]^2-. На течение реакции с участием перекиси водорода (Н₂О₂) влияет среда:

а) как восстановитель Н₂О₂ ведёт себя одинаково в любой среде:

[O₂]^2- - 2ē  O₂

б) как окислитель Н₂О₂ в зависимости от среды ведёт себя по разному:

в кислой среде: Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2ē  2Н₂О

в нейтральной или щелочной среде: Н₂О₂ + 2ē  2ОН^

Рассмотрим реакцию, в которой Н₂О₂ ведёт себя как восстановитель:

-1 +7 0 +2

5Н₂О₂ + 2KMnO₄ +3H₂SO₄  5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

[O₂]^2-  2ē  O₂ 5

+7 +2

Mn + 5ē  Mn 2

Пример реакции, в которой Н₂О₂ ведет себя как окислитель:

+3 -1 +6 -2

2CrCl₃ + 3Н₂О₂ + 10NaOH  2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O

+3 +6

Cr  3ē  Cr 2

Н₂О₂ + 2ē  2OH^ 3

6. Реакции, в которых происходит изменение степени окисления атомов различных элементов в одной и той же молекуле. Например:

-3 -2 +5 +5 +2 +6

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4H₂O  6H₃AsO₄ + 28NO + 9H₂SO₄

+3 +5

2As  4ē  2As

3

-2 +6

3S  24ē  3S

+5 +2

N + 3ē  N 28