Окислительно-восстановительные реакции, их классификация. Влияние среды на течение окислительно-восстановительных реакций.

Степень окисления элементов и сущность окислительно-восстановительных явлений
Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.
Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например,
NaOH + HCl = NaCl + H₂O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.
Zn⁰ + HCl^- = H₂⁰ + Zn²⁺Cl₂ – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).
Zn⁰ - 2e ® Zn²⁺ 1 восстановитель, окисление
2H⁺ + 2e ® H₂⁰ 1 окислитель, восстановление
Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окисление ― это процесс отдачи электрона. Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, называется восстановителем.
Восстановление ― это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем.
Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления».
Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.
Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна, т.е. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Степень окис­ления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.
В простых веществах (О₂, Н₂, N₂) степень окисления эле­мента всегда равна нулю, так как в этих соединениях электронная плотность равномерно распределена между атомами в молекуле и не наблюдается одностороннего оттягивания электронных пар, участвующих в образовании химических связей. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисле­ния элемента соответствует числу оттянутых от атома связываю­щих электронных пар, а величина отрицательной степени окисле­ния ― числом притянутых электронных пар.
В соединениях некоторые элементы проявляют всегда посто­янную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. В каждом конкретном случае степень окисления рассчитывается по формуле соединения.
Для определения степени окисления элементов в химических соедине­ниях следует руководствоваться следующими положениями:
1. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления 1+, а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она рав­на 1-. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления 2-, к исключениям относятся пероксидные соединения, степень окисления кислорода в которых равна 1-, и фторид кислорода OF₂, в котором она равна 2+.
2. Так как молекула электронейтральна, то алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов с учетом состава мо­лекулы равна нулю.
Принимая во внимание это положение, легко определить степень окисления элементов в соединении. Для этого надо знать формулу соединения и степени окисления других эле­ментов, входящих в состав этого соединения.
Например, необходимо вычислить степень окисления серы в серной кислоте:
Н₂SO₄ (1+)·2 + X + (2-)·4 =0 X=6+
Находим, что степень окисления серы равна 6+.
3. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ О₂, Сl₂ и т.п. равна нулю.
4. Степень окисления металлов в атомарном состоянии согласно рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное
распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Zn и т.п.).
5. Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предска­зания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Составление уравнений ОВР
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций обычно используют два метода:
1) метод электронного баланса,
2) электронно-ионный метод.
При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.
В данном руководстве мы остановимся на рассмотрении метода электронного баланса.
Метод электронного баланса
Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и полу­чающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения.
При составлении уравнения окисли­тельно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следую­щую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb₂S₅ и HNO₃.

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb₂S₅ + HNO₃ = H₃SbO₄+NO+H₂SO₄
2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции
Sb₂S^2-₅ + HN⁵⁺O₃ = H₃SbO₄+N²⁺O+H₂S⁶⁺O₄ .
3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.
В данной реакции степень окисления атомов серы S^2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S^2- является восстанови­телем. А степень окисления атомов азота N⁵⁺ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N⁵⁺ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:
N⁵⁺ + 3e® N^{2+ │} 40 окислитель, процесс восстановления
S^2- - 40e ® S⁶⁺ │ 3 восстановитель, процесс окисления
Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.
4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе
3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + NO + H₂SO₄ .
5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффици­енты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:
3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .
6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:
3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = 6 H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .
7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды
3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .
8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реак­ции составлено правильно.
Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:
3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

	5S2- - 40ē = 5S6+	восстановитель (окисление)
	N5+ + 3ē = N2+	окислитель (восстановление)

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы допол­нительные пояснения.
1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и чис­ло электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наиболь­ший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции
HCl⁷⁺O₄ + 4S⁴⁺O₂ + 4H₂O = 4H₂S⁶⁺O₄ + HCl^1-
основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.
Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции
2Fe³⁺Cl₃ + 2HJ^1- = J₂⁰ + 2Fe²⁺Cl₂ + 2HCl
основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.
2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование).
Например, в реакции
Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu⁰ требуется для окисления 2 моле­кулы окислителя HNO₃; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO₃ для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO₃. И оконча­тельно уравнение примет вид:
3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.
З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,
3As³⁺₂S^2-₃ + 28HN⁵⁺O₃ + 4H₂O ® 6H₃As⁵⁺O₄ + 9H₂S⁶⁺O₄ + 28N²⁺O
2As³⁺ - 4e ® 2As⁵⁺ -28e 3
3S^2- - 24 ® 3S⁶⁺
N⁵⁺ + 3e ® N²⁺ +3e 28
4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например,
3HN³⁺O₂ ® HN⁵⁺O₃ + 2 N²⁺O + H₂O
N³⁺ + e ® N²⁺ 2
N³⁺ - 2e ® N⁵⁺ 1
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.
4N^3-H₃ + 3O⁰₂ ® 2N⁰₂ + 6H₂O^2-
2N^3- - 6e ® N⁰₂ 2 восстановитель
O⁰₂ + 4e ® 2O^2- 3 окислитель
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона.