Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Именно окислительно-восстановительные реакции лежат в основе жизнедеятельности организма, с ними связаны процессы дыхания и обмена веществ в живых организмах, фотосинтез в растениях, их используют для получения металлов, кислот, солей и других ценных продуктов. Реакции электролиза и коррозии также относятся к окислительно-восстановительным. Наконец, эти реакции лежат в основе работы гальванических элементов, аккумуляторов и топливных элементов, превращающих химическую энергию в электрическую.
Окисление с точки зрения электронной теории — процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами:
Mg → Mg2+ + 2e
H2 → 2H+ + 2e
Cr2+ → Cr3+ + e
2Br– → Br2 + 2e
При окислении степень окисления элемента повышается.
Восстановление — процесс присоединения электрона атомом, молекулой или ионом:
P+ 3e → P3–
F2 + 2e → 2F–
MnO4– + e → MnO42–
Mn3+ + e → Mn2+
При восстановлении степень окисления элемента понижается.
Восстановитель — элемент, отдающий электроны (или вещество, содержащее такой элемент). Восстановитель в ходе реакции окисляется.
Окислитель — элемент, принимающий электроны (или вещество, содержащее такой элемент). Окислитель в ходе реакции восстанавливается.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Все окислительно-восстановительные реакции принято делить на четыре типа.
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. В подобных реакциях восстановитель и окислитель — разные химические элементы, находящиеся в разных реагентах, например:
2Са + О2 = 2СаО
восстановитель окислитель
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
восстанови- окислитель
тель
2. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления. В этих реакциях окислитель и восстановитель — разные химические элементы, но входящие в состав одного вещества, например:
(N–3H4)2Cr+62O7 = Cr2 O3 + N2 + 4H2O
восстанови- окислитель
тель
3. Реакции диспропорционирования. Так называются реакции, в которых и окислитель, и восстановитель — один и тот же химический элемент, входящий в состав одного вещества:
3Cl02 + 6KOH = 5KCl–1 + KCl+5O3 + 3H2O
Здесь хлор в степени окисления 0 является и окислителем (понижая степень окисления до –1), и восстановителем (повышая степень окисления до +5). Недаром раньше подобные реакции называли реакциями самоокисления-самовосстановления.
4. Реакции сопропорционирования. Реакции сопропорционирования являются обратными по отношению к реакциям диспропорционирования и являются частным случаем реакций межмолекулярного окисления-восстановления. Примером такой реакции может быть взаимодействие хлорида аммония и нитрита натрия, лежащее в основе лабораторного способа получения азота:
N–3H4Cl + NaN+3O2 → NaCl + N20 + 2H2O
восстано- окислитель
витель
Типичные восстановители и окислители
К типичным восстановителям могут быть отнесены:
— простые вещества — металлы (наиболее сильные восстановители из них — щелочные и щёлочноземельные);
— некоторые простые вещества — неметаллы (например, водород и углерод);
— производные элементов в низших или невысоких степенях окисления (например, H2S, SO2, CO,
CH4, HI, NH3, H3PO3, SnCl2, FeCl2);
— многие органические соединения (альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза).
К типичным окислителям относятся:
— галогены;
— кислород О2, озон О3, пероксиды (H2O2);
— производные элементов в высшей или достаточно высокой степени окисления (например, KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, PbO2);
— кислородные соединения галогенов (Cl2O, ClO2, KClO, KClO3).
Очевидно, что элемент в высшей степени окисления может проявлять только окислительные свойства, в то время как элемент в низшей степени окисления — только восстановительные. Производные в промежуточной степени окисления могут быть как окислителями, так и восстановителями, например:
2Fe(OH)3 + 6HI = FeI2 + I2 + 6H2O
2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O
Видно, что в первой реакции железо(III) проявляет свойства окислителя и восстанавливается до железа(II), в то время как во второй — свойства восстановителя, окисляясь до железа(VI).
Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций
Для подбора коэффициентов в сложных уравнениях окислительно-восстановительных реакций на первых порах используют в основном метод электронного баланса. Его суть заключается в том, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Покажем на примере, как это можно сделать.
Пусть необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:
P + HNO3 → H3PO4 + NO
1. Находим элементы, изменившие степень окисления. В данном примере это фосфор и азот.
Элемент Степень окисления в исходных веществах.
Степень окисления в продуктах
P 0 +5
N +5 +2
2. Атом фосфора в степени окисления 0 в ходе реакции превращается в фосфор в степени окисления +5, отдавая 5 электронов. Атом азота в степени окисления +5 превращается в азот в степени окисления +2, принимая 3 электрона. Сказанное кратко записываем в виде схемы:
P0 – 5e → P+5
N+5 + 3e → N+2
Следовательно, фосфор (0) — восстановитель, азот (+5) — окислитель:
P0 – 5e → P+5 процесс окисления
N+5 + 3e → N+2 процесс восстановления
3. Для того чтобы число электронов, отданных фосфором(0), было бы равно числу электронов, принятых азотом(+5), необходимо всю первую строчку умножить на 3, а вторую на 5:
3 |P0 – 5e → P+5
5 |N+5 + 3e → N+2
4. Найденные главные коэффициенты переносим в схему реакции:
3P + 5HNO3 → 3H3PO4 + 5NO
5. Подсчёт числа атомов водорода показывает, что в левой части уравнения имеется 5 атомов водорода, а в правой — 9. Следовательно, в левую часть уравнения необходимо добавить 4 атома водорода. Сделать это можно, только добавив в левую часть 2 молекулы воды:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
6. Окончательная проверка правильности расставленных коэффициентов проводится по числу атомов кислорода: и в левой части уравнения, и в правой части уравнения одинаковое число атомов кислорода (17), что говорит о правильности подбора коэффициентов.