Общие сведения об окислительно-восстановительных реакциях
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов.
Выделяют два процесса, протекающих в ходе данного вида реакций: окисление и восстановление.
Окисление - это процесс отдачи электронов, а восстановление - процесс присоединения электронов.
Окислитель – это атом, молекула или ион, который принимает электроны, то есть он восстанавливается. А восстановитель отдаёт электроны, то есть он окисляется.
Например, $\mathrm {2Zn^{0} + O_2^{0} = 2Zn^{+2}O^{-2}}$. По данной реакции можно сделать вывод, что цинк отдаёт свои электроны и приобретает положительный заряд, то есть он является восстановителем $\mathrm{Zn^{0} -2e = Zn^{+2}}$. Кислород в данном случае принимает электроны и приобретает отрицательный заряд, то есть кислород - окислитель $\mathrm{O_2^{0} + 2e = 2O^{-2}}$.
Атом, отдающий электроны, приобретает положительный заряд, атом, принимающий электроны, - отрицательный.
Восстановители
Типичными восстановителями являются элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне имеют от 1 до 3 электронов, то есть металлы. Также восстановительные свойства могут проявлять неметаллы, например, водород, углерод, бор и т.п. То есть к типичным восстановителям относятся элементы в своей минимальной степени окисления.
Рассмотрим некоторые из них более подробно.
Углерод (применяется для восстановления металлов из оксидов).
$\mathrm{C + FeO = Fe + CO}$
$\mathrm{C + 2CuO = 2Cu + CO_2}$
Оксид углерода (II).
$\mathrm{CO + PbO = Pb + CO_2}$
$\mathrm{CO + 3Fe_2O_3 = 2Fe_3O_4 + CO_2}$
Гидросульфит (для уничтожения следов хлора при отбеливании) и сульфит (используется в фотографии) натрия.
$\mathrm{NaHSO_3 + Cl_2 + H_2O = NaHSO_4 + 2HCl}$
Активные металлы.
$\mathrm{Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr}$
$\mathrm{TiCl_4 + 4Na = 4NaCl + Ti}$
Водород.
$\mathrm{GeO +2H_2 = Ge + 2H_2O}$
Окислители
Типичные окислители - атомы элементов в высшей или промежуточной степени окисления. Самыми сильными окислителями являются простые вещества VI и VII групп Периодической системы, самые слабые окислители находятся в IV группе, так как они могут принять лишь 4 электрона.
Если атом имеет промежуточную степень окисления, то он может быть как окислителем, так и восстановителем.
Рассмотрим наиболее типичные окислители.
Кислород.
$\mathrm{O_2 + 2H_2 = 2H_2O}$
Азотная кислота.
$\mathrm{3K_2S + 8HNO_3 = 3K2SO_4 + 8NO + 4H_2O}$
Концентрированная серная кислота.
$\mathrm{6HI + H_2SO_4 = S + 3I_2 + 4H_2O}$
Оксид марганца (IV).
$\mathrm{MnO_2 + 4HBr = MnBr_2 + Br_2 + 2H_2O}$
Перманганат калия.
$\mathrm{K_2MnO_4 + 8HCl = MnCl_2 + 2KCl + 2Cl_2 + 4H_2O}$
Хромат или дихромат калия.
$\mathrm{K_2Cr_2O_7 + 3SO_2 + H_2SO_4 = K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + H_2O}$
Галогены и кислородные соединения хлора и брома.
$\mathrm{3MnCO_3 + KClO_3 = 3MnO_2 + KCl + 3CO_2}$
Составление уравнений ОВР
Рассмотрим на примере взаимодействия $\mathrm{HNO_3 и K_2SO_3}$
Составим уравнение реакции.
$\mathrm{HNO_3 + K_2SO_3 = K_2SO_4 + NO + H_2O}$
Определим, какие атомы меняют свою степени окисления.
Таковыми являются азот и сера.
Определим окислитель и восстановитель в данной реакции.
Окислитель - азот, так как он меняет свою степень окисления с +5 на +2.
Восстановитель - сера, так как степень окисления +4 переходит в +6.
Применим метод электроннo-ионного баланса, который необходим для правильного расставления стехиометрических коэффициентов в реакции.
$\mathrm{N^{+5} + 3e = N^{+2} |\cdot 2}$
$\mathrm{S^{+4} - 2e = S^{+6} |\cdot 3}$
На данном этапе записываются полуреакции восстановления и окисления и уравниваются между собой.
Записываем итоговое молекулярное уравнение реакции.
$\mathrm{2HNO_3 + 3K_2SO_3 = 3K_2SO_4 + 2NO + H_2O}$
