Реакции без и с изменением степени окисления. Б

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II):

Zn(т) +CuSO 4 (р)=ZnSO 4 (p)+Cu(т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn 0 = Zn 2+ + 2e ,

Cu 2+ + 2e = Cu 0 ,

или суммарно: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0 .

Процесс потери электронов частицей называют окислением , а процесс приобретения электронов – восстановлением . Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Для удобства описания ОВР используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который приобретает элемент, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание ОВР сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем ; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем .

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами :

1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления:

1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1);

3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1;

4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

5) степень окисления алюминия в соединениях +3;

6) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О 2 + , О 2 - , О 2 2 - , О 3 - , а также фторидов O x F 2 .

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, K +1 Mn +7 O 4 -2 , в отличие от заряда иона, который записывают справа, указывая вначале зарядовое число, а затем знак: Fe 2+ , SO 4 2– .

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции.

Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K +1 Mn +7 O 4 -2 , K 2 +1 Cr +6 2 O 7 -2 , H + N +5 O 3 -2 , Pb +4 O 2 -2 , могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей.

Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, N -3 H 3 , H 2 S -2 , HI -1 , могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H + N +3 O 2 , H 2 O 2 -1 , S 0 , I 2 0 , Cr +3 Cl 3 , Mn +4 O 2 -2 , обладают окислительно-восстановительной двойственностью . В зависимости от партнера по реакции, такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов, в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Классификация окислительно-восстановительных реакций. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества: Zn 0 +Cu +2 SO 4 =Zn +2 SO 4 +Cu 0 .

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными : (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2 .

4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Na 2 S +4 O 3 + 2Na 2 S -2 + 6HCl = 3S 0 + 6NaCl + 3H 2 O.

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронного баланса и метод электронно-ионных полуреакций.

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем; составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

Fe +3 +1e = Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2e = S 0 ½ ∙1

4. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:

1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например:

SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (разб.) → ...

2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н + и ОН - :

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:

5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов:

SO 2 + 2H 2 O – 2e = SO 4 2– + 4H + ½ ∙3

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e = 2Cr 3+ + 7H 2 О ½ ∙1

3SO 2 + 6H 2 O + Cr 2 O 7 2– + 14H + = 3SO 4 2– + 12H + + 2Cr 3+ + 7H 2 О

сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:

3SO 2 + Cr 2 O 7 2– + 2H + = 3SO 4 2– + 2Cr 3+ + H 2 О.

6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления, уравнивают их количества слева и справа, записывают молекулярное уравнение реакции:

3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (разб) = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н + ; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН - и образуется одна молекула воды.

В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н 2 О и образуются два иона ОН - (табл.2).

Таблица 2

Баланс атомов кислорода

в окислительно-восстановительных реакциях

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте:

3Cu + 2HNO 3(окислитель) + 6HNO 3(среда) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

или 3Cu + 8HNO 3(разб) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия: 6HCl (вос-тель) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (среда) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 +2KCl + 7H 2 O

или 14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 2CrCl 3 + 3Cl 2 +2KCl + 7H 2 O.

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций, используют основные стехиометрические законы химии, и, в частности, закон эквивалентов, учитывая, что число эквивалентности окислителя равно числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя, а число эквивалентности восстановителя равно числу электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя.

Похожая информация.

Окислительно-восстановительные процессы. Составление окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Метод учета изменения степеней окисления элементов. Типы ОВР. Ионно-электронный метод составления ОВР. Понятие о стандартном электродном потенциале. Использование стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для выяснения принципиальной возможности окислительно-восстановительного процесса.

Тема 4.2.1. Степень окисления

Степень окисления - это положительное или отрицательное число, присваиваемое каждому атому в соединении и равное заряду атома при условии, что все химические связи в соединении являются ионными. Поскольку соединения с чисто ионным характером химической связи не существуют, действительные заряды на атомах никогда не совпадают со степенями окисления. Тем не менее, использование степеней окисления позволяет решать целый ряд химических задач.

Степень окисления элемента в соединениях определяется числом валентных электронов, участвующих в образовании химической связи данного элемента. Но обычно для определения степеней окисления элементов не расписывают электронную конфигурацию валентных электронов, а пользуются рядом эмпирических правил:

1. Сумма степеней окисления атомов в частице равна ее электрическому заряду.

2. В простых веществах (состоящих из атомов только одного элемента) степень окисления элемента равна нулю.

3. В бинарных соединениях (состоящих из атомов двух элементов) отрицательная степень окисления присваивается атому с большей электроотрицательностью. Обычно формулы химических соединений записываются таким образом, что более электроотрицательный атом стоит в формуле вторым, хотя некоторые формулы могут быть записаны и иначе:

Или (общепринятая запись), или .

4. В сложных соединениях некоторым атомам приписываются постоянные степени окисления:

– фтор всегда имеет степень окисления -1;

– элементы-металлы обычно имеют положительную степень окисления;

– водород обычно имеет степень окисления +1 (, ), но в соединениях с металлами (гидридах) его степень окисления -1: , ;

– для кислорода характерна степень окисления -2, но с более электроотрицательным фтором – , а в пероксидных соединениях – , , , (надпероксид натрия);

– максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером группы, в которой находится элемент (табл.1).

Исключения:

1) максимальная степень окисления меньше, чем номер группы: F, O, He, Ne, Ar, подгруппа кобальта: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), подгруппа никеля: Ni (+2, редко +4); Pd, Pt (+2,+4, редко +6);

2) максимальная степень окисления выше, чем номер группы: элементы подгруппы меди: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

–низшая отрицательная степень окисления элементов-неметаллов определяется как номер группы минус 8 (табл. 4.1).

Таблица 4.1. Степени окисления некоторых элементов

Элемент	Номер группы	Максимальная положительная степень окисления	Низшая отрицательная степень окисления
Na
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Часто возникают сложности в определении степеней окисления в сложные соединения – солях, формула которых содержит несколько атомов, для которых возможны разные степени окисления. В этом случае не обойтись без знания генетической связи между основными классами неорганических соединений, а именно, знания формул кислот, производными которых являются те или иные соли.

Например: определите степень окисления элементов в соединении Cr 2 (SO 4 ) 3 . Рассуждения учащегося в этом случае могут строиться таким путём: Cr 2 (SO 4 ) 3 – это средняя соль серной кислоты , в которой степени окисления элементов расставить достаточно просто. В Cr 2 (SO 4 ) 3 сера и кислород имеют такие же степени окисления, при этом сульфат-ион имеет заряд 2-: . Приняв за легко определить степень окисления хрома: . То есть данная соль - сульфат хрома (III): .

Тема 4.2.2. Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Изменение степеней окисления происходит за счет перехода электронов от одних частиц к другим.

Процесс потери частицей электронов называется окислением, сама частица при этом окисляется. Процесс присоединения частицей электронов называется восстановлением, сама она при этом восстанавливается. То есть, окислительно-восстановительные реакции - это единство двух противоположных процессов.

Окислитель – это реагент, в котором есть элемент, понижающий в ходе ОВР свою степень окисления за счет присоединения электронов. Восстановитель – это реагент, в котором есть элемент, повышающий свою степень окисления за счет потери электронов.

Например:

восстановитель:

окислитель:

восстановитель:

окислитель:

Многие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением окраски раствора.

Например:


фиолетовый	зеленый	бурый	бесцветный

Многие окислительно-восстановительные реакции широко используются на практике.

ОСНОВНЫЕ ТИПЫ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

1) Межмолекулярные (реакции внешнесферного электронного переноса) – это реакции, в которых осуществляется электронный перенос между различными реагентами, то есть окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

Ок-ль восс-ль

2) Внутримолекулярные (реакции внутрисферного электронного переноса) – в этих реакциях атомы разных элементов одного и того же вещества являются окислителем и восстановителем.

3) Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования) –в этих реакциях степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается.

Тема 4.2.3. Типичные окислители

1) Тетраоксоманганат (VII) калия -

Окислительные свойства иона зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

2) Дихромат калия –

Окислительные свойства также зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

3) Галогены.

4) Водород в разбавленных кислотах.

5) Концентрированная серная кислота

Продукты восстановления серы зависят от природы восстановителя:

Малоактивный металл:

Металл средней активности:

Активный металл:

6) Азотная кислота

В азотной кислоте любой концентрации в роли окислителя выступают не протоны, а азот, имеющий степень окисления +5. Поэтому в этих реакциях никогда не выделяется водород. Вследствие того, что у азота имеется широкое разнообразие степеней окисления, он имеет также широкий спектр продуктов восстановления. Продукты восстановления азотной кислоты зависят от ее концентрации и активности восстановителя.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами обычно выделяется оксид азота(IV), а с неметаллами - оксид азота(II):

Взаимодействие с металлом:

Взаимодействие с неметаллом:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами продукты зависят от активности металла:

Малоактивный металл:

Активный металл:

- активный металл и очень разбавленная кислота:

7) В качестве окислителей используют также PbO 2 , MnO 2 .

Тема 4.2.4. Типичные восстановители

1). Галогенид ионы.

В ряду восстановительные свойства возрастают:

2). и ее соли:

3). Аммиак и соли катиона аммония :

4). Производные :

В водных растворах комплексы легко переходят в комплексы :

5). Все металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять восстановительные свойства.

6). В промышленности используются водород, углерод (в виде угля или кокса) и СО .

Тема 4.2.5. Соединения способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства

Некоторые элементы в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. с окислителями способны проявлять себя как восстановители, а с восстановителями ведут себя как окислители.

NaNO 3 ; Na 2 SO 4 ; S; NH 2 OH; H 2 O 2 . Например:

H 2 O 2 - восстановитель:

H 2 O 2 - окислитель:

Например , H 2 O 2 может подвергаться реакциям диспропорционирования:

Тема 4.2.3. Составление окислительно-восстановительных реакций

Для составления ОВР используют два метода:

1) метод электронного баланса:

Этот метод основан на использовании степеней окисления.

Степень окисления марганца понижается на 5 единиц,

при этом степень окисления хлора повышается на 1 единицу, но с учетом образующегося продукта реакции - простого вещества , содержащего 2 моля атомов хлора, - на 2 единицы.

Запишем эти рассуждения в виде баланса и найдем основные коэффициенты, используя понятие общего кратного для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

Расставим полученные коэффициенты в уравнение. Учтем при этом, что не только является окислителем, но и связывает продукты реакции - ионы марганца и калия (степень окисления в этом случае не меняется), то есть коэффициент перед будет больше, чем следует из баланса.

Остальные коэффициенты находим при подсчете баланса атомов , затем по балансу атомов находим окончательный коэффициент перед и по балансу атомов находим число молей воды.

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. По окончательному уравнению видно, что из 16 молей кислоты, взятой для реакции, 10 молей расходуется на восстановление , а 6 молей - на связывание образующихся в результате реакции ионов марганца (II) и калия.

2) ионно - электронный метод (метод полуреакции):

Окислителем является , входящий в состав иона .

В частном уравнении реакции восстановления для баланса атомов в левую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать атомы кислорода в воду,

а для баланса зарядов в эту же левую часть уравнения добавить 5 молей электронов. Получим:

Восстановителем является ион , в состав которого входит .

В частном уравнении реакции окисления для баланса атомов в правую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать лишние атомы кислорода в воду, а для баланса зарядов в эту же правую часть уравнения добавить 2 моля электронов. Получим:

Таким образом имеем две полуреакции:

Для уравнивания умножим первую полуреакцию на 2, а вторую - на 5. Сложим две полуреакции.

Полное ионное уравнение:

Сократим одинаковые слагаемые:

После сокращения коэффициенты полного ионного уравнения можно перенести в молекулярное уравнение.

Тема 4.2.4. Понятие о стандартном электродном потенциале

О возможности протекания окислительно-восстановительной реакции судят по значениям электродных потенциалов отдельных полуреакций.

Если пластинку металла погрузить в раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе металл – раствор возникнет разность потенциалов, которую принято называть электродным потенциалом φ. Электродные потенциалы определяются экспериментально. Для стандартных условий (концентрация растворов 1 моль/л, Т = 298 К) эти потенциалы называют стандартными, обозначают φ 0 . Значения стандартных электродных потенциалов обычно измеряют относительно стандартного водородного электрода и приводят в справочных таблицах.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Стандартный электродный потенциал связан со свободной энергией Гиббса. Для реакции в стандартных условиях:

ΔG = - nFφ 0

F-константа Фарадея (F=96500 Кл/моль), n - число переносимых электронов.

Значение электродного потенциала зависит от концентрации реагентов и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где φ - значение электродного потенциала, зависящее от температуры и концентрации.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01В

Учтем, что = = 1 моль/л, рН + рОН = 14, рН = -lg , lg = -lg - 14.

Электродный потенциал зависит от кислотности среды рН. C подкислением раствора (с уменьшением рН) окислительная функция NO 3 - будет возрастать.

Тема 4.2.5. Направление протекания ОВР

окислительно-восстановительных реакций

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить о восстановительных свойствах системы: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства, и полуреакция легче протекает справа налево.

Например, сравним системы:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 B; Восстановительная

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B активность металлов

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 B; падает по мере увеличения

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В значения стандартного

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B; электродного потенциала φ о

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 B;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 В

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 В

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B.

В ряду приведенных систем убывающее отрицательное значение φ о отвечает падению восстановительной способности систем. Самой наибольшей восстановительной способностью обладает литий, то есть литий – самый активный из представленных металлов, он легче всех теряет свои электроны и переходит в положительную степень окисления. Восстановительная активность металлов падает в ряду Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

По величине электродных потенциалов Н. Н. Бекетов расположил металлы в так называемый электрохимический ряд металлов, в котором за точку сравнения принят электродный потенциал водородного электрода

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni H Cu Ag Pd Hg Pt Au

Активность металлов уменьшается

1) Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода (активные металлы, для которых φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Каждый последующий металл вытесняет предыдущие металлы из его соли.

Чем больше значение φ о, тем сильнее окислительные свойства системы , и полуреакция легче протекает слева направо.

Например, сравним системы:

Как видно из значений стандартных электродных потенциалов F 2 - самый сильный окислитель, в ряду F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 окислительные свойства простых веществ-галогенов падают.

Сравнивая значения стандартных электродных потенциалов различных систем можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции в целом: система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем .

Так, например:

а) для получения Br 2 окислением ионов Br – можно использовать Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Суммарная реакция: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Полная реакция: Cl 2 + 2 КBr = Br 2 + 2 КCl;

б) а для получения F 2 окислением ионов F – использовать Cl 2 нельзя:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 В

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Суммарная реакция: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F – , то есть реакция Cl 2 + 2 КF = протекать не может.

Также можно определить направление протекания и более сложных окислительно-восстановительных реакций.

Например, ответим на вопрос: возможно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде? То есть, протекает ли реакция:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Так как φ о 1 > φ о 2 , то первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

В этой реакции коэффициенты перед всеми соединениями удваиваются по сравнению с коэффициентами, полученные в ионном уравнении, так как в продуктах реакции получился сульфат железа (III), имеющий формулу Fe 2 (SO 4) 3 и содержащий 2 моля атомов Fe(III).

Практика 4.2. Окислительно-восстановительные реакции

1. Составление окислительно-восстановительных реакций методом, основанным на изменении степени окисления элементов в соединении.

ПРИМЕР 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

KMn +7 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +7 → Mn +2 , степень окисления понижается на 5 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 5 молей атомов S(IV):

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитаем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 21.

ПРИМЕР 2.

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в нейтральной среде Mn +7 → Mn +4 , степень окисления понижается на 3 единицы; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 13.

ПРИМЕР 3

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в щелочной среде Mn +7 → Mn +6 , степень окисления понижается на 1 единицу; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 1 моль атомов S(IV):

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода.

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 9.

ПРИМЕР 4

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + …

K 2 Cr 2 +6 O 7 – окислитель: 2Cr +6 → 2Cr +3 , степень окисления понижается на 6 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Cr(VI) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

ПРИМЕР 5

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

K 2 Mn +6 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +6 → Mn +2 , степень окисления понижается на 4 единицы; Fe +2 SO 4 – восстановитель: Fe +2 → Fe +3 , степень окисления повышается на 1 единицу. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 1 моль атомов Mn(VII) требуется 4 моля атомов Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, S и Н:

2. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

ПРИМЕР 6

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор тетраоксоманганата (VII) калия:

то восстановителем может быть система:

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В

Co 3+ + e – = Co 2+ , φ о = 1,808 В

По значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о является восстановителем. Поэтому для системы MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В восстановителем может быть система Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В.

ПРИМЕР 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 В

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 В

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 В

2H + + 2e – = H 2 , φ о = 0,0 В

какой из металлов может растворяться в соляной кислоте?

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем. В соляной кислоте (HCl) катионы Н + являются окислителем, принимают электроны и восстанавливаются до H 2 , для этой реакции φ о = 0 В. Поэтому в HCl растворяется только тот металл, который может быть в этих условиях восстановителем, то есть для которого φ о < 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl =NiCl 2 + H 2

ПРИМЕР 8

Исходя из значений стандартных электродных потенциалов полуреакций:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 В

какой металл является наиболее активным?

Чем активнее металл, тем больше его восстановительные свойства. О восстановительных свойствах системы можно судить по значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства системы, и полуреакция легче протекает справа налево. Следовательно, наибольшей восстановительной способностью обладает цинк, то есть цинк – самый активный из представленных металлов.

ПРИМЕР 9

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор хлорида железа(III):

то какая система может быть восстановителем:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В?

По значению стандартного окислительно-восстановительно потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала является восстановителем. Поэтому для системы Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В восстановителем может быть система I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В.

Осн. коэф.

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 1 = 0,771 В 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ о 2 = 0,536 В 1

Так как φ о 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Добавив ионы противоположного знака, получим полное уравнение:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

ПРИМЕР 10

Можно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде?

Запишем вопрос в виде уравнения реакции:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

Подберем из справочной таблицы подходящие полуреакции и приведем их стандартные электродные потенциалы:

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 2 = 0,771 В 5

Так как φ о 1 > φ о 2 , первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

То есть, восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде возможно. Полная реакция имеет вид:

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

H 3 PO 4 , K 3 PO 4 , N 2 O 5 , NH 3 , Cl 2 , KCl , KClO 3 , Ca (ClO 4 ) 2 , NH 4 Cl , HNO 2 , Li , Li 3 N , Mg 3 N 2 , NF 3 , N 2 , NH 4 NO 3 , H 2 O , H 2 O 2 , KOH , KH, K 2 O 2 , BaO , BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S , FeS , FeS 2 , NaHS , Na 2 SO 4 , NaHSO 4 , SO 2 , SOCl 2 , SO 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn (OH ) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Cr , Cr (OH ) 2 , Cr (OH ) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 , K 3 [ Al (OH ) 6 ], Na 2 [ Zn (OH ) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 SO 3 , FeSO 3 , Fe 2 (SO 3 ) 3 , H 3 PO 4 , Cu 3 PO 4 , Cu 3 (PO 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , NH 4 Cl , (NH 4 ) 2 SO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn (OH 2 ) 6 ] SO 4 , Fe (NO 3 ) 2 , Fe (NO 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S , Hg 2 S , HgS , Fe 2 S 3 , FeS , SnSO 4 .

2. Укажите окислитель и восстановитель, составьте схемы изменения степеней окисления, допишите и расставьте коэффициенты в уравнение реакций:

а. MnO 2 + HCl(конц) →

б. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

в. FeCl 3 + SnCl 2 →

г. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

д. Br 2 + KOH →

е. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

ж. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

з. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

и. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

к. H 2 S + Cl 2 →

л. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + …

м. FeCl 3 + H 2 S →

н. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

о. Cl 2 + KOH →

а) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba , φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B.

Что произойдет при погружении железной пластины в раствор AuCl 3

б) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Mn 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

в) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

г) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Что произойдет при погружения медной пластинки в раствор хлорида кадмия?

д) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

дайте обоснованный ответ на вопрос – растворяется ли иридий в азотной кислоте? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель

е) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите галогены в порядке усиления их окислительных свойств:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 B;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 B;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 B;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2,87 B.

Докажите, можно ли для получения брома использовать реакцию окисления ионов Br ─ хлором Cl 2 ?

ж) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью Br 2 ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

з) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 В

Hg 2+ + 2e – = Hg, φ о = 0,850 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = - 0,403 В.

Что произойдет при погружения кадмиевой пластинки в раствор хлорида цинка?

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Ответ: 4221

Пояснение:

А) NH 4 HCO 3 – соль, в состав которой входит катион аммония NH 4 + . В катионе аммония азот всегда имеет степень окисления, равную -3. В результате реакции он превращается в аммиак NH 3 . Водород практически всегда (кроме его соединений с металлами) имеет степень окисления, равную +1. Поэтому, чтобы молекула аммиака была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Таким образом, изменения степени окисления азота не происходит, т.е. он не проявляет окислительно-восстановительных свойств.

Б) Как уже было показано выше, азот в аммиаке NH 3 имеет степень окисления -3. В результате реакции с CuO аммиак превращается в простое вещество N 2 . В любом простом веществе степень окисления элемента, которым оно образовано, равна нулю. Таким образом, атом азота теряет свой отрицательный заряд, а поскольку за отрицательный заряд отвечают электроны, это означает их потерю атомом азота в результате реакции. Элемент, который в результате реакции теряет часть своих электронов, называется восстановителем.

В) В результате реакции NH 3 со степенью окисления азота, равной -3, превращается в оксид азота NO. Кислород практически всегда имеет степень окисления, равную -2. Поэтому для того, чтобы молекула оксида азота была электронейтральной, атом азота должен иметь степень окисления +2. Это означает, что атом азота в результате реакции изменил свою степень окисления с -3 до +2. Это говорит о потере атомом азота 5 электронов. То есть азот, как и случает Б, является восстановителем.

Г) N 2 – простое вещество. Во всех простых веществах элемент, который их образует, имеет степень окисления, равную 0. В результате реакции азот превращается в нитрид лития Li3N. Единственная степень окисления щелочного металла, кроме нуля (степень окисления 0 бывает у любого элемента), равна +1. Таким образом, чтобы структурная единица Li3N была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Получается, что в результате реакции азот приобрел отрицательный заряд, что означает присоединение электронов. Азот в данной реакции окислитель.

По признаку изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, химические реакции подразделяются на два типа.

1) Реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов.

Например:

2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2

В этой реакции степень окисления каждого из атомов осталась без изменения.

2) Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов.

Например:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

В этой реакции степени окисления атомов цинка и меди изменились.

Окислительно-восстановительные реакции – наиболее распространенные химические реакции.

На практике окислительно-восстановительная реакция – это присоединение или отдача электронов. Одни атомы (ионы, молекулы) отдают другим или принимают от них электроны.

Окисление.

Процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой называется окислением .

При отдаче электронов степень окисления атома повышается.

Вещество, чьи атомы, ионы или молекулы отдают электроны, называется восстановителем .

В нашем примере атомы в степени окисления 0 перешли в атомы со степенью окисления +2. То есть произошел процесс окисления. При этом атом цинка, отдавший два электрона, является восстановителем (он повысил степень окисления с 0 до +2).

Процесс окисления записывают электронным уравнением, в котором указывают изменение степени окисления атомов и число электронов, отданных восстановителем.

Например:

0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (окисление, Zn – восстановитель).

Восстановление.

Процесс присоединения электронов называют восстановлением .

При присоединении электронов степень окисления атома понижается.

Вещество, чьи атомы, ионы или молекулы присоединяют электроны, называют окислителем .

В нашем примере переход атомов меди со степенью окисления +2 в атомы со степенью окисления 0 является процессом восстановления. При этом атом меди со степенью окисления +2, принимая два электрона, понижает степень окисления от +2 до 0 и является окислителем.

Процесс окисления тоже записывают электронным уравнением:

2 0 0
Cu + 2e – = Cu (восстановление, Cu – окислитель).

Процесс восстановления и процесс окисления нераздельны и протекают одновременно.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
восстановитель окислитель
окисляется восстанавливается

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или « » после цифры, например, Са 2+ .

Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или « ». Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO 2 степень окисления С равна +4, а в молекуле СН 4 степень окисления С равна 4. Валентность же углерода и в том, и в другом соединении равна IV.

Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением процесс присоединения электронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями .

При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислители и восстановители

Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп). Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). К важным окислителям относятся PbO 2 , KMnO 4 , Cа(SO 4) 2 , К 2 Сr 2 O 7 , HClO, HClO 3 , КСIO 4 , NaBiO 3 , H 2 SO4 (конц) , HNO 3(конц) , Na 2 O 2 , (NH 4) 2 S 2 O 8 , КСIO 3 , H 2 O 2 и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод. С помощью этого метода прогнозируют изменения, которые претерпевают реально существующие в растворе ионы и молекулы.

Помимо прогнозирования продуктов реакции, ионные уравнения полуреакций необходимы для понимания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе и в гальванических элементах. Этот метод отражает роль среды как участника процесса. И наконец, при использовании этого метода необязательно заранее знать все образующиеся вещества, так как многие из них получаются при составлении уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отражают реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных реакциях, их нельзя отождествлять с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.

На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.

Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов

Важными процессами в животных организмах являются реакции ферментативного окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организмы получают большое количество энергии. Приблизительно 90% всей потребности взрослого мужчины в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров. Остальную часть энергии ~10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Биологическое окисление протекает по сложным механизмам при участии большого числа ферментов. В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов. В качестве переносчиков электронов в дыхательную цепь митохондрий входят различные белки, содержащие разнообразные функциональные группы, которые предназначены для переноса электронов. По мере продвижения по цепи от одного интермедиата к другому электроны теряют свободную энергию. На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислороду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.

На синтез 1 молекулы АТФ в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значительная часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молекулах АТФ. Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного восстановителя к кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кислороду, разбивается на ряд порций, соответствующих отдельным стадиям окисления. На трех таких стадиях количество выделяющейся энергии примерно соответствует энергии, необходимой для синтеза 1 молекулы АТФ.