Химические реакции можно подразделить на реакции разложения, реакции замещения, реакции обмена и реакции соединения.
CaCO3=CaO+CO2↑; CuSO4+Fe=FeSO4+Cu;
AgNO3+NaCl=NaNO3+AgCl; C+O2=CO2.
Однако, существуют и другая классификация. В этом случае все реакции делятся на процессы, при которых происходит изменение степени окисления участвующих в них веществ и при которых таких изменений не происходит. 1 из этих типов называется реакцией окисления – восстановления. Под степенью окисления понимают формальный электрический заряд, который элемент приобретает в соединении, если считать, что электроны полностью перемещаются к более электроотрицательным частицам. На практике степень окисления электролита определяются по следующим правилам:
1. Соединение в целом электронейтрально;
2. В случае простых веществ степень окисления атомов равна 0;
3. Щелочные металлы в своих соединениях имеют степень окисления +1, а щелочно-земляные +2;
4. Н имеет степень окисления +1, за исключением соединений с металлами;
5. О имеет степень окисления -2, за исключением пероксидов – степень окисления -1; и соединения со F, где степень окисления +2.
Для того, чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо определить окислитель (и восстановитель), т.е. электролит, который принимает электроны в ходе химической реакции, и восстановитель электролит, который их теряет. В простейшем случае, например:
| 1H2+1Cl2 | h γ | 2H+1Cl-1 | H20-2ē→2H+ |
| 2 | 2 | 1 |
| → | Cl0+2ē→2Cl- |
| 2 | 1 |
Определить коэффициенты не сложно.
Существует и более сложные случаи, поэтому, чтобы правильно расставить коэффициенты, нужно выполнить следующие операции:
1. Определить степень окисления для исходных веществ.
2. Определить степень окисления для продуктов реакции.
3. Выяснить, какое из веществ является восстановителем, какое окислителем.
4. Составить электронный баланс для количества отданных и принятых электронов.
5. Учесть расход веществ на побочные продукты.
6. Расставить коэффициенты.
7. Проверить правильность расстановки.
| Mn+4O2-2+4H+1Cl-1(k) | → | Mn+2Cl2-1+Cl20+2H2O | Окис. | Mn+4+2ē → Mn+2 |
| 2 | 2 | 1 |
| Вост. | 2Cl- -2ē →2Cl20 |
| 2 | 1 |
Окислителями и восстановителями могут быть как простые, так и сложные вещества. Наиболее известные окислители – простые вещества – это О2 и галогены.
Восстановители – простые вещества – Н2 и металлы.
Окислители – сложные вещества – HNO3, KMnO4, K2Cr2O7, существует ряд веществ, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями.
Например: Fe0+S0→Fe+2(восст.)S-2(окисл.); S0+O20→S+4(восст.)O2-2(окисл.)
Из сложных веществ наиболее типичным примером проявления двойственных окислительно-восстановительных свойств считают пероксид водорода (Н2+1О2-1). В зависимости от условий в которых протекает реакция, Н2О2 может либо переходить в кислород, либо обратно в Н2О.
5H2O2+1+2KMnO4+3H2SO4→K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O20↑
В этом случае мы подействовали сильным окислителем KMnO4, и поэтому пероксид водорода проявляет восстановительные свойства. Если же реакцию проводить восстановлением, например с KI, то в результате у нас образуется вода, О2 – является окислителем.
H2O2-1+KI+H2SO4→I2+K2SO4+2H2O
Продукты реакции окисления вещества во многих случаях могут меняться в зависимости от условий, в которых протекает тот или иной процесс. Так, например, KMnO4 в зависимости от рН среды образует самые разные продукты восстановления:
| KMnO4 | H+→ | Mn2+ |
| H2O→ | Mn4+ | |
| OH-→ | Mn6+ |
В кислотной:
2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4→2Mn SO4+5 Fe2(SO4)2+K2SO4+8H2O
В нейтральной:
8KMnO4+3NH3→3KNO3+8Mn+4O2+5KOH+2H2O
В щелочной среде ( в присутствии КОН):
KMnO4+КОН+Na2SO3→K2Mn+6O4+Na2SO4+H2O
Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на 3 группы:
1. Реакции межмолекулярного окисления – восстановления H2+Cl2→2HCl;
2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления 2KClO3→2KCl+3O2;
3. Реакции диспропорциионированния, в этом случае один и тот же электролит является и окислителем и восстановителем Cl20+H2O→HCl-1+HCl+1O.
Ваша оценка?
