ВВЕДЕНИЕ

Реакция окисления - восстановления широко распространены в природа и часто используются з технике. Сш играют важную роль в деятельности кивых организмов. Благодаря им получает многие нужные человеку продукты и осуществляется необходимнй для жизни круговорот веществ в природе. Однако эта же процес­сы вызывают и разрушение живого организма, старение. Они выво­дят преждевременно из строя многие предмета человеческого тру­да, например, коррозии металлов, гниение продуктов питания. Следовательно, окислительно-восстановительные реакига(ОВР) яв­ляются одной из главных причин постоянно существующего проти­воречия между жизнью и смертью, созиданием и разрушением. Поэтому знание сущности и механизма ОВР дает возможность наи­более агЕйективного испльзования и управления жизненно важными процессами.

I.I. Понятие о реакциях окисления - восстановления   " Степень окисления. Окислители и восстановители

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопро­вождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все связи в соединении состо­ят из ионов.

Поскольку чисто ионных связей не существует, действитель­ные (эффективные) заряды атомов в соединениях часто очень си­льно отличаются по числовым значениям от степеней окисления. Однако понятие "степень окисления" очень полезно для класси­фикации веществ и нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций. Для вычисления неизвестных степе­ней окисленил (СО) используют следующие правила:

I. Ато:лы в молекулах простых веществ имеют СО, равную нуля,

2,- СО катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочно-земельных металлов +2, для алюминия +3,

3. Водород во всех своих соединениях, кроме гидридов, имеет СО +L  В гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов СО водорода равна -Г,

4. Кислород почти всегда имеет СО-2.Исключения составляют пероксиды, озониды, фторида кислорода.

5.  5тор во всех соединениях имеет СО -I.

6. Сумма СО всех атомов, входящих в состав электронеЯтра-льного соединения или молекулы .равна нулю.

7. Сумма СО, входящих в состав многоатомного или комплек-сногс|иона, равна заряду этого иона.

Большинство химических элементов имеет разные СО. Для элемен­тов А-подгрупп высшая СО равна номеру группы, а низшая - раа-ности СО  - 8. 4.   Кислород почти всегда имеет СО-2.Исключения составлякп пероксиды, озониды, фторида кислорода.

5.   5тор во всех соединениях имеет СО -I.

6.   Сумма СО всех атомов, входящих в состав электронейтра-льного соединения или молекулы .равна нулю.

7.   Сумма СО, входящих в состав многоатомного или комплек-сногс|иона, равна заряду этого иона.

Большинство химических элементов имеет разные СО. Для элемен­тов А-подгрупп высшая СО равна номеру группы, а низшая - раа-ности   СО     - 8.

Окисление - это процесс отдачи электронов, восстановлена!

-  присоединение электронов. Атом, молекула или ион,принимаю­щие электроны, называются окислителями.При этом их СО умень­шается. Атом, молекула или ион, отдавшие электроны, называют! восстановителями. При этом в процессе восстановления их СО увеличивается.

Целесообразно запомнить важнейшие окислители и восстано­вителя.

К важнейшим окислителям относятся:

—  свободные неметаллы (галогены, кислород, сера),которые в результате реакций превращаются в одноатомные анионы;

—кислородсодержащие ионы, (молекулы, в которых центральный

Важнейшими восстановителями являются:

—  свободные металлы, а из неметаллов- углерод и водород;

—  многоатомные ионы и молекулы, в которых центральный ион

Таким образом   вещества, содержащие атомы в высших СО, могут быть только окислителями, т.е. только принимать элект­роны. Вещества, содержащие атомы в низших СО, могут быть толь­ко восстановителями,т.е. только  отдавать   электроны; вещества же , содержащие атомы в промежуточных СО,могут быть как окис­лителями, так и восстановителями, например.,

 р.,   Окисление - восстановление — сопряженный процесс, в   юоотввт-етвии с законом сохранения число электронов, принимаемых стехиометрическям члслом ■роркуль'ных единиц окислителя, разно числу электронов, отдаваемых стехиометрическим числом йормуль-ных единиц восстановителя, например,

В некоторых межмолекулярных ОВР окислении или восстановле­нию подвергаются атомы двух элементов одного вещества,например,

Во внутримолекулярных ОВР' (диспропоршюнировзния) Функции окислителя и восстановителя совмещены в одном.веществе, прячем часто бывает, что окисляются и восстанавливаются атомы разных элементов, например

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстанов­ления) атомы одного и того же элемента исходного вещества и окисляются и восстанавливаются_} например,

 

В реакциях компропорционирования атомы одного и того же элемента в разных СО в исходных реагентах переходят в одина­ковую промежуточную СО, например,

1.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции протекают по сложно­му и не во всех случаях детально изученному механизму. Очень часто уравнения ОВР отражают не реальное их течение, а лишь конечный результат. Однако составление уравнения ОВР дает воз­можность определить количественные соотношения реагирующих веществ, а фяде случаев указывает и условия протекания этих реакций. Существуют различные методы составления уравнений ОВР. Но в основном используют два метода: ионно-электронный метод и метод электронного баланса, в котором учитывается,что число одноименных атомов в исходных веществах и продуктах реа­кции одинаково и число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. должен

соблюдаться баланс атомов элементов и электронов.

Рассмотрим ионно-электронный метод, который применяется для составления уравнений ОВР, протекающих с участием элект­ролита. В электронно-ионном методе число отданных и принятых электронов определяется по изменению зарядов ионов в холе ре­акции. Поэтому здесь рассматриваются конкретные йормы - иона, атомы или молекулы окислителя, восстановителя   и продуктов ре­акции, находящиеся в растворе. Процесс окисления и процесс восстановления рассматриваются отдельно.    Этот метод называют еще методом полуреакций. Ключевая задача этого метода- состав­ление уравнений полуреакций, для которых используются те же правила, что и при составлении обычных ионных реакций в раст­ворах: неэлектролиты и слабые электролиты записываются в мо­лекулярной форме, а для сильных электролитов записываются только формулы тех ионов, в -состав которых входят атомы эле­ментов, изменяющих в процессе реакции СО. От обычных уравнений отличаются наличием в них символов электронов.

Составление уравнений ОВР следует осуществлять в следую­щей последовательности:

1.  Сначала записать схему ОВР. Для этого необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции.

2.  Определить СО элементов в исходных веществах и продук­тах реакции.

3.  Найти окислитель и восстановитель по изменению СО.

4.   Составить полуреакции окисления и восстановления (не забудьте поставить заряды для ионов),

5.   В уравнениях полуреакций уравнять количество атомов всех элементов,начиная с атомов элементов,изменяющих свою СО. По мере необходимости в уравнения включают ионы и молекулы среды, которые могут участвовать в реакции ^кислая среда-   Н⁺, или Р^О, нейтральная — Н₉0, щелочная — ОН" или ^0).

6.   Когда атомы всех элементов уравнены, определить коли­чество отданных или принятых электронов в уравнениях полуре­акций. Для этого подсчитать суммы зарядов для правой и левой частей уравнения и добиться равенства суммы зарядов, прибав­ляя или отнимая в левой части необходимое число электронов. Еде раз проверить количество электронов по изменению СО окис­лителя и восстановителя в ходе реакции.

7.   Найти стехиометрические коэффициенты для процессов окисления и восстановления, исходя из общего правила: число

отданных электронов должно быть разно vjctv принятых. Для этого найти наименыэе общее кратное для числа стдэнных и принятых электронов.

8.   Умножая каждое уравнение (для процессов окистеняя я вос­становления) на найденные коэффициенты, сложить их почленно,как обычные алгебраические уравнения. Привести подобные члены, если они есть. Получается ионное уравнение реакции с коэффициентами.

9.   Перенести полученные коэффициенты в молекулявное урав­нение.

Рассмотрим примеры некоторых полуреакций:-

В них присутствуют три вида частип: электроны, окисленная и вос­становленная формы частиц. Окисленными формами являются ионы. Восстановленная <Ьорт содержит атомы этих же элементов в более низкой степени окисления, это —. Сложнее других полуреакции с участием кислородсодержащих анионов (оксоанионов) типа В результате восстановле­ния оксоанионы могут терять все входящие в их состав атомы кис­лорода или часть этих атомов. Например, перманганат ион в резу­льтате восстановления в кислой среде превращается в ион Г теряя все четыре атома кислорода. При восстаноаяении  в нейтральной или слабокислой среде образуется оксид марганца (1У). Составляя гголуреакпии восстановления оксоакионов, принимают, что атомы кислорода имеют формальную степень окисления -2 и при вза­имодействии одного иона   О  с молекулой воды образуются два иона 0Н~:                 

В соответствии фтим предположением полуреакцию восстановления перманганат-иона в нейтральной среде можно записать так:

При разрушении оксоанионов в кислой среде, где имеется избы­ток катионов Н*, образуются не гидроксид-ионы, а молекулы воды:

Для связывания одного атома кислорода в степени окисления -2 при этом расходуется два катиона Н⁴".

Полуреакции, составленные с использованием описанных приемов, приведены в табтице 6 /5/, где они записаны как оеакпии   оки-сления , т.е. в правой части уравнения - окисленная Форма, а в левоГ'-восстановленная. Это сделано для того, чтобы не повторять в таблицах одну полуреакцию дважды, сначала как реакцию окисле­ния, а затем как восстановления. Например, с помощью рассмотрен­ного выше уравнения восстановления перманганат-иона в кислой        ' среде можно описать и процесс окисления катиона Мъ ^г. Для этого достаточно поменять местами левую и правую частв уравнения:

Используя полуреакции» составим уравнение реакции взаимодействия нитрита натрия с перманганатом калия в кислой среде,соблюдая последовательность, описанную выше.

Перманганат калия содержит марганец в высшей степени окис­ления   +7, и поэтому он может играть только роль окислителя. Нитрит натрия содержит азот в промежуточной степени окисления +3 и мохет быть и окислителем, и восстановителем. В данном слу­чае в присутствии сильного окислителя₄нитрит натрия яв­ляется восстановителей. Разбавленная серная кислота окислитель­но-восстановительными свойствами в данном случае не обладает. Она играет роль источника ионов водорода, т.е. обеспечивает кислую реакции среда.

После этого составляем или находим в справочнике нужные ура­внения полуреакций, а затем получаем их алгебраическую сумму. Для этого обе полуреакции записываем одну под другой. Причем ту полуреакцию, которая описывает восстановление окислителя, приводим в табличной форме, а вторую полуреакцию преобразуем: перенесем все члены уравнения из левой части в правую и наобо­рот, чтобы она превратилась в полуреакцию окисления восстанови­теля. Находим наименьшее общее кратное, умножаем на соответст­вующие коэффициенты. После приведения однородных членов уравне­ния (катионы Н⁺, молекулы воды) получаем сокращенное ионное уравнение реакции окисления нитрита натрия перманганатом калия в кислой спеде

каждого иона записываем Формулу иона противоположного знака (противоиона), указывая стзхиометрическим коэ^иииантогл число противоионов, необходимое для полной нейтрализация заряда иона, присутствующего в сокращенном ионном уравнения:-