2. Важнейшие окислители и восстановители.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать её, т.е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя. Марганец в

КМnО₄ имеет высшую степень окисления +7, поэтому КМnО₄ может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т.е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Например, свойства аммиака NН₃ определяются степенью окисления азота. Азот в аммиаке имеет низшую степень окисления -3, поэтому NН₃ может быть только восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать её в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.

Окислители: азотная кислота, серная кислота, перманганат калия КМпО₄, оксид марганца (IV) МпО₂, дихромат калия К₂Сг₂0₇, йодат натрия NaIO₃, бромат натрия NaBrO₃, оксид свинца (IV) РЬО₂, хлорат калия КС1О₃, висмутат натрия NaBiO₃ хлорная кислота НСlО₄ и её соли – перхлораты и др.

Восстановители: металлы, сероводород, хлороводород, йодоводород, тиосульфат натрия и др.

Кроме веществ, которые могут выступать в химических реакциях только как окислители или только как восстановители, имеются вещества, которые могут быть и окислителями, и восстановителями. Эти вещества обладают ОВ-двойственностью, так как содержат атомы элементов в промежуточной степени окисления, значения которых находятся между низшей и высшей степенями. В зависимости от условий реакции они могут принимать или отдавать электроны. ОВ-двойственностью обладают пероксид водорода Н₂⁺¹ О₂^-1 , оксид серы (IV) S⁺4O₂^-2 , нитрит натрия Na⁺¹N⁺³O₂^-2.

Сила окислителей и восстановителей зависит от их способности принимать или отдавать электроны: окислитель тем сильнее, чем больше у него выражена способность принимать электроны, и наоборот, более сильный восстановитель способен легче отдавать электроны. ОВ-реакции всегда идут в сторону образования более слабых окислителей и более слабых восстановителей из исходных, более сильных восстановителей и более сильных окислителей соответственно. Если в растворе содержатся несколько восстановителей, например ионы С1^-, Вг^-, 1^-, то добавляемый окислитель КМпО₄ будет реагировать с самым сильным восстановителем, т.е. с йодид-ионами 1^-, окисляя их до свободного йода 1₂. То же самое можно сказать о нескольких окислителях и одном восстановителе. Восстановитель будет вначале реагировать с самым сильным окислителем.

27.Окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Применение реакций окисления-восстановления в химическом анализе.

Окислительно-восстановительные потенциалы и направление ОВ реакций.

Количественной характеристикой окислительной и восстановительной способности различных веществ являются значения стандартных потенциалов электрода (ОВ-потенциалов), на которых одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления и обратная ей полуреакция окисления.

Ряд стандартных потенциалов называется также рядом напряжений металлов. Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Каждому окислителю в конкретных условиях соответствует определенный восстановитель: перманганат-иону МnO₄^- в кислой среде соответствует восстановитель Мn²⁺, в щелочной среде – МnO₂. Окисленная и восстановленная формы вещества образуют сопряженную ОВ-пару.

Этот окислительно-восстановительный потенциал измеряется по отношению к стандартному водородному электроду и характеризует пару «окисленная форма – восстановленная форма».

Существует таблица стандартных ОВ-потенциалов, из которой следует:

стандартные окислительно-восстановительные потенциалы являются количественной характеристикой как процесса восстановления, так и обратного ему процесса – окисления;

окисленная форма ОВ-пары с большим значением Е⁰ играет роль окислителя по отношению к восстановленной форме пары с меньшим значением Е⁰;

чем больше Е⁰, тем более четко выражена окислительная способность системы и тем меньше – ее восстановительная способность;

окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении только в том случае, если электродвижущая сила реакции (ЭДС), вычисляемая как Е⁰_окис - Е⁰_восст, имеет положительное значение, причем чем больше ЭДС, тем интенсивнее протекает реакция;

окислительно-восстановительные процессы идут в направлении образования более слабых окислителей и восстановителей.

По ОВ-потенциалам можно судить о направлении ОВ-реакций. Исходя из значений ОВ-потенциалов реагирующих веществ можно предсказать конечные продукты реакции, зная направление ОВ-процесса, можно правильно подобрать среду для благоприятного протекания реакции

Применение реакций окисления-восстановления в химическом анализе

С помощью ОВ-реакций часто проводят разделение веществ. Для этого используют их различия в окислительных и восстановительных свойствах. Например, ионы Мп²⁺ обнаруживают реакцией окисле­ния до МпО₄^- имеющих малиновый цвет; ионы Сг³⁺ - ре­акцией окисления до Сг₂О₇^2- с оранжевой окраской; йодид-ионы I^- — реакцией окисления до I₃^-, образующих с крахмалом соединение синего цвета.

На использовании ОВ-реакций основаны многие при­меняемые в количественном анализе титриметрические методы, получившие общее название методов оксидиметрии. В основу этих методов положено взаимодействие оп­ределяемых веществ с окислителями и восстановителями. Например, в методе перманганатометрии в качестве окис­лителя используют раствор перманганата калия КМпО₄, в йодометрии — раствор йода, в дихроматометрии - раствор дихромата калия К₂Сг₂0₇. Количественное определение солей, например, двухвалентного железа, осуществляют, проводя реакцию окисления ионов Fe²⁺ до ионов Fe³⁺ с по­мощью раствора дихромата калия.