Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса с учетом рН среды
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества, называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Восстановле́ниемназывается процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем
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.
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 полу-чающихся 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 окисли-тельно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следую-щую 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
Sb2S2-5 + 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 S2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S2- является восстанови-телем. 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 N2+ ¦ 40 окислитель, процесс восстановления
S2- - 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 коэффици-енты 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 реак-ции 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- - 40з = 5S6+
восстановитель (окисление)
N5+ + 3з = N2+
окислитель (восстановление)