6. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВ) – это такие реакции, в ходе которых изменяются степени окисления (СО) хотя бы у двух элементов, участвующих во взаимодействии веществ, то есть реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим.

Степенью окисления называется условный заряд атома в молекуле химического соединения в предположении, что все связи в молекуле ионные. Иначе, допускается, что общая электронная пара полностью смещена в сторону более электроотрицательного атома. Например, . Степень окисления элемента часто не совпадает с его валентностью, то есть числом электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Степень окисления атома в соединениях определяется, исходя из следующих правил.

1. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH,CaH₂и др.) имеет степень окисления +1 (в гидридах –1).

2. Кислород во всех соединения, за исключением пероксидов и фторида кислорода OF₂(где его степень окисления равна +2) имеет степень окисления – 2.

3. Фтор как наиболее электроотрицательный элемент всегда имеет СО = –1.

4. Щелочные и щелочноземельные металлы имеют СО +1 и +2 (по номеру группы системы).

5. Алгебраическая сумма всех зарядов атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю , гдеz_i– заряд (или СО);– число атомовi-го сорта в молекуле.

6. Сумма степеней окисления всех атомов в многоатомном (комплексном) ионе равна заряду иона.

7. Степени окисления атомов в простых веществах (Н₂, О₂, С_графит, С_алмаз,Cl₂,Feи т.д.) принимаются равными нулю.

Эти правила позволяют найти неизвестную степень окисления одного из атомов в молекуле по известным СО других атомов. Например, степень окисления азота в гидроксиламине NH₂OHопределяется так. Записываем формулу с «указанием» известных степеней окисления:. Учитываем, что сумма всех зарядов должна быть равна нулю. Отсюда степень окисления азота равна – 1.

6.1. Определение коэффициентов уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

Если известны исходные вещества и продукты реакции, но неизвестны молярные соотношения между ними (стехиометрические коэффициенты реагентов), то последние можно рассчитать по изменению степени окисления реагентов. Для этого нужно составить так называемые уравнения электронного баланса.

Пример 26. Соду можно получить двумя способами, представленными схемами:

1 способ – NH₄HCO₃+NaClNaHCO₃+NH₄Cl,

NaHCO₃  Na₂CO₃ + CO₂+ H₂O;

2 способ – Na₂SO₄ + C + CaCO₃  CaS + Na₂CO₃ + CO₂.

Какой способ основан на ОВ реакции? Методом электронного баланса найдите коэффициенты в уравнении ОВ реакции.

Решение

Для ответа на первый вопрос следует:

а) найти СО всех элементов в исходных веществах и продуктах реакции;

б) сравнить СО одних и тех же элементов в левой и правой частях уравнения реакции и установить, изменяется ли СО элементов. Получаем для реакций первого способа

,

изменения степени окисления нет;

2.

изменения степени окисления нет.

Реакция

является ОВ реакцией, так как сера меняет степень окисления с +6 на –2, а углерод изменяет СО с 0 на +4 в СО₂. Составляем электронныесхемы изменений степеней окисления серы и углерода и уравниваем число электронов, принятых серой и отданных углеродом:

Окислителем является сера, так как она принимает электроны. Восстановитель – углерод, который отдает электроны и окисляется. Коэффициенты, указанные в уравнениях электронного баланса, вводим в уравнение реакции и получаем

Na₂SO₄ + 2C + CaCO₃ = CaS + Na₂CO₃ + 2CO₂.

Пример 27.При окисленииH₂Sперманганатом калия в кислой среде образуются сульфатыMn(II) и калия, а также сера

.

Определить стехиометрические коэффициенты.

Решение

Записываем схемы изменения степеней окисления марганца и серы:

Проставим коэффициенты, полученные в результате составления баланса электронов, в уравнение реакции перед реагентами H₂S,KMnO₄,S,MnSO₄. Затем находим коэффициенты при остальных реагентах и записываем окончательное уравнение:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8Н₂О.

Коэффициент 1 при K₂SO₄определен в соответствии с балансом по атомам калия, коэффициент 3 приH₂SO₄– по числу ионов(K₂SO₄+ 2MnSO₄), а коэффициент 8 при Н₂О – по числу атомов водорода (5H₂S+ 3H₂SO₄).

Правильность полученного уравнения проверяем по содержанию в исходных веществах и продуктах реакции атомов элемента, который специальному уравниванию не подвергался (в данном случае, по кислороду).

Пример 28. Окисление магния азотной кислотой протекает с выделением газаN₂Oпо реакции

Mg + HNO₃  Mg(NO₃)₂ + N₂O + H₂O.

Определить стехиометрические коэффициенты.

Решение

Из уравнения реакции видно, что окислитель – азотная кислота – дополнительно выполняет функцию солеобразователя. Составляем схемы перехода электронов – полуреакции окисления и восстановления. Расчет баланса электронов удобнее вести на два атома азота (по их числу в молекуле N₂O):

Из схемы видно, что на образование N₂Oрасходуется 2 молекулыHNO₃. На образование 4молекулMg(NO₃)₂должно быть израсходовано еще 8 молекул кислоты (по числу анионовNO₃^–). Поэтому коэффициент приHNO₃следует проставить равным 2 + 8 = 10. Ему соответствует коэффициент «5» приH₂O.

Вставим коэффициенты, полученные в результате составления баланса электронов, в уравнение реакции. Получаем

4 Mg + 10 HNO₃  4 Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5 H₂O.

Пример 29.При окислении сероводородной кислоты хлором образуется серная и соляная кислоты:

H₂S + Cl₂  H₂SO₄ + HCl.

Составить уравнение реакции.

Решение

Степени окисления изменяют сера и хлор:

Кислород в суммарном уравнении не содержится. Появление его в молекулярном уравнении связано с участием воды в окислении серы:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl.