43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента вПРОМЕЖУТОЧНОЙ степени окисления. Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.

Ионно-электронный метод

Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

В методе электронно-ионного баланса (методе полуреакций) рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды. Сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты или нерастворимые вещества – в молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов водорода и кислорода используют молекулы Н₂О и ионы Н⁺ ( в кислой среде) или ОН^- (в щелочной среде).

В кислой среде: там где не хватает кислорода добавляем воду столько сколько не хватала кислорода и в противоположную сторону протоны водорода.

1 FеS₂ + 8Н₂О-15е = Fе³⁺ +2SО₄^2- + 16 Н⁺

5 NО₃^- + 4Н⁺ +3е = NО+ 2Н₂О

FеS₂ + 5 NО₃^- + 4Н⁺ = Fе³⁺ +2Н₂SО₄^2- + 5 NО+ 2Н₂О

FеS₂ +8 НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ +2Н₂SО₄ +5 NО+2 Н₂О

В щелочной среде: там где не хватает кислорода добавляем группу ОН^- в два раза больше чем не хватало кислорода в противоположную сторону молекулы воды столько сколько не хватало кислорода.

SО₃^-2+2ОН^- -2е = SО₄^-2 + Н₂О 1

МnО₄^- +е =МnО₄^-2 2

SО₃^-2+2ОН^- +2МnО₄^- = SО₄^-2 + Н₂О +2МnО₄^-2

Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +2NаОН = Nа₂SО₄ +К₂МnО₄ +Nа₂ МnО₄ +Н₂О

В нейтральной или слабощелочной среде:

SО₃^-2+Н₂О^- -2е = SО₄^-2 + 2Н⁺ 3

МnО₄^- +2Н₂О +3е =МnО₂ +4ОН^- 2

3SО₃^-2 +2МnО₄^- +Н₂О= 3SО₄^-2 +2МnО₄^-2 +2ОН^-

2Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +Н₂О =2 Nа₂SО₄ +2МnО₂ +2КОН

Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

В кислой среде Н₂О₂ +2Н⁺ +2е = 2 Н₂О

В нейтральной и щелочной среде:

Н₂О₂ + 2е = 2ОН^-

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов S⁺⁴, S⁺⁶, Мn⁺⁷ а есть ионы SО₃^-2,МnО₄^- , SО₄^-2 . При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его.

Метод полуреакций применим только к окислительно-восстановительным реакциям в растворах

Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций. Любую полуреакцию окисления и восстановления можно записать в стандартном виде: Ох + nе→R, где Ох –окисленная форма, R-восстановленная форма.

Каждая такая полуреакция характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е⁰ (размерность вольт). Чем больше Е⁰, тем сильнее Ох как окислитель и тем слабее R как восстановитель, и наоборот. За точку отсчета потенциалов принята полуреакция

2Н⁺ +2е → Н₂

Для которой Е⁰ =0

Для полуреакций Меⁿ⁺ + nе→Ме⁰

Е⁰ называется стандартным электродным потенциалом. По величине этого потенциала металлы принято располагать в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов).