Типы окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярныереакции, в которых окислитель и восстановитель представляют собой разные вещества:

4Br₂ + 4H₂O + BaS = BaSO₄ + 8HBr

Br₂ – окислитель; BaS – восстановитель.

Уравнения электронного баланса:

4 ´½ Br₂⁰ + 2 e ® 2Br^- процесс восстановления

1 ´½ S^-² - 8 e ® S⁺⁶ процесс окисления

2. Внутримолекулярныереакции, в которых в качестве окислителя и восстановителя выступают атомы разных элементов одного и того же вещества, например

4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂

Здесь N⁺⁵ –окислитель, O^-² – восстановитель.

Уравнения электронного баланса имеют вид

4 ´½ N⁺⁵ + 1 e ® N⁺⁴ процесс восстановления

1 ´½2O^-² - 4 e ® O₂⁰ процесс окисления

3. Реакции диспропорционирования, где в качестве как окислителя, так и восстановителя выступают атомы одного и того же элемента, например

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO +H₂O

Здесь и окислителем, и восстановителем являются атомы хлора.

Уравнения электронного баланса запишутся таким образом:

1 ´½ Cl₂⁰ + 2 e ® 2Cl^-процесс восстановления

1 ´½ Cl₂⁰ - 2 e ® 2Cl⁺ процесс окисления

4. Реакция конпропорционирования по сути противоположна реакции диспропорционирования. Здесь в качестве окислителя и в качестве восстановителя выступают атомы одного и того же элемента, но имеющие различные степени окисления. В результате образуется соединение, в котором атом данного элемента имеет промежуточную степень окисления, например

2H₂S + SO₂ = 3S +2H₂O

Электронный баланс будет иметь следующий вид:

2 ´½ S^-² - 2 e ® S⁰ процесс окисления

1 ´½ S⁺⁴ + 4 e ® S⁰ процесс восстановления

Особенности составления окислительно-

Восстановительных реакций

1. В реакции участвуют только один окислитель и только один восстановитель, но они одновременно принимают участие в других процессах, например, в образовании солей. В этом случае часть атомов окислителя (восстановителя) изменяет свою степень окисления, а другая часть атомов этого же элемента остается неизменной, например

3Pb + 8HNO₃ = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Здесь Pb – восстановитель, HNO₃– окислитель.

Уравнения электронного баланса запишутся в следующем виде:

3 ´½ Pb⁰ - 2 e ® Pb⁺² процесс окисления

2 ´½ N⁺⁵ + 3 e ® N⁺² процесс восстановления

В этой реакции окислитель (азотная кислота) расходуется не только на окисление металла, но и на образование соли (нитрата свинца). В данном случае коэффициент 2 ставится только перед оксидом азота (II) , так как именно в этом соединении находится азот, изменивший степень окисления.

Затем подсчитывается общее число атомов азота в правой части уравнения. В данной реакции оно равно восьми, поэтому именно этот коэффициент ставится перед HNO₃ в левой части уравнения.

2. В реакции участвуют один окислитель и два восстановителя:

As₂S₃ + HNO₃ + H₂O ® H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

В этом случае число электронов, полученных окислителем (HNO₃), будет равно числу электронов, отданных двумя восстановителями (As, S). При написании уравнений электронного баланса соотношение между числом атомов мышьяка и серы должно быть таким же, как и в соединении As₂S₃. Тогда уравнения электронного баланса запишутся в виде

½ 2As⁺³ - 4 e ® 2As⁺⁵

3 ´ ½S = 28 e

½ 3S^-² - 24 e ® 3S⁺⁶

28 ´ ½ N⁺⁵ + 3 e ® N⁺²

Коэффициенты 3 и 28 внесем в уравнение, получим

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4H₂O ® 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

3. В реакции окисления органических соединений меняется степень окисления углерода. В качестве примера рассмотрим реакцию

C₂H₄ + KMnO₄ + H₂O ® C₂H₄(OH)₂ + MnO₂ + KOH

В данном случае удобнее применить метод ионно-электронного баланса. Запишем полуреакции окисления и восстановления в ионно-молекулярном виде:

3 ´½C₂H₄ + 2OH^-- 2 e ® C₂H₄(OH)₂

2 ´½MnO₄^- + 2H₂O + 3 e ® MnO₂ + 4OH^-

Подставив соответствующие коэффициенты в уравнение и просуммировав, получим ионно-молекулярное уравнение

3С₂Н₄ + 6OH^- + 2MnO₄^- + 4H₂O = 3C₂H₄(OH)₂ + 2MnO₂ + 8OH^-

Затем переходим к краткой ионно-молекулярной форме

3С₂Н₄ + 2MnO₄^- + 4H₂O = 3C₂H₄(OH)₂ + 2MnO₂ + 2OH^-

Переходим далее к уравнению в молекулярной форме

3C₂H₄ + 2KMnO₄ + 4H₂O ® 3C₂H₄(OH)₂ + 2MnO₂ + 2KOH

4. Проявляется окислительно-восстановительная двойственность. Атомы некоторых элементов, находящиеся в промежуточных степенях окисления, например кислород в H₂⁺O₂^-², йод в молекулярной форме (I₂⁰), азот в N⁺⁴O₂^-², могут выступать в качестве как окислителя, так и восстановителя. Например, в реакции

I₂ + 2Na =2NaI

йод является окислителем, а в реакции

I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10 HCl

йод проявляет свойства восстановителя.