1. Понятие ОВР, определение окислителей и восстановителей

Ре­ак­ции, про­те­ка­ю­щие с из­ме­не­ни­ем сте­пе­ней окис­ле­ния ато­мов, вхо­дя­щих в со­став ре­а­ги­ру­ю­щих ве­ществ, на­зы­ва­ют­ся окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ны­ми. Из­ме­не­ние сте­пе­ней окис­ле­ния про­ис­хо­дит из-за пе­ре­хо­да элек­тро­нов от вос­ста­но­ви­те­ля к окис­ли­те­лю. Сте­пень окис­ле­ния – это фор­маль­ный заряд атома, если счи­тать, что все связи в со­еди­не­нии яв­ля­ют­ся ион­ны­ми.

Окис­ли­тель – это ве­ще­ство, мо­ле­ку­лы или ионы ко­то­ро­го при­ни­ма­ет элек­тро­ны. Если эле­мент яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем, его сте­пень окис­ле­ния по­ни­жа­ет­ся.

О⁰₂ +4е^-→ 2О^-2 (Окис­ли­тель, про­цесс вос­ста­нов­ле­ния)

Про­цесс при­е­ма ве­ще­ства­ми элек­тро­нов на­зы­ва­ет­ся вос­ста­нов­ле­ни­ем. Окис­ли­тель в ходе про­цес­са вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся.

Вос­ста­но­ви­тель – это ве­ще­ство, мо­ле­ку­лы или ионы ко­то­ро­го от­да­ют  элек­тро­ны. У вос­ста­но­ви­те­ля сте­пень окис­ле­ния по­вы­ша­ет­ся.

S⁰ -4е^- →S⁺⁴ (Вос­ста­но­ви­тель, про­цесс окис­ле­ния)

Про­цесс от­да­чи элек­тро­нов на­зы­ва­ет­ся окис­ле­ни­ем. Вос­ста­но­ви­тель в ходе про­цес­са окис­ля­ет­ся.

2. Составление схемы электронного баланса

При­мер №1. По­лу­че­ние хлора в ла­бо­ра­то­рии

В ла­бо­ра­то­рии хлор по­лу­ча­ют из пер­ман­га­на­та калия и кон­цен­три­ро­ван­ной со­ля­ной кис­ло­ты. В колбу Вюрца по­ме­ща­ют кри­стал­лы пер­ман­га­на­та калия. За­кры­ва­ют колбу проб­кой с ка­пель­ной во­рон­кой. В во­рон­ку на­ли­ва­ет­ся со­ля­ная кис­ло­та. Со­ля­ная кис­ло­та при­ли­ва­ет­ся из ка­пель­ной во­рон­ки. Сразу же на­чи­на­ет­ся энер­гич­ное вы­де­ле­ние хлора. Через га­зо­от­вод­ную труб­ку хлор по­сте­пен­но за­пол­ня­ет ци­линдр, вы­тес­няя из него воз­дух. Рис. 1.

Рис. 1

На  при­ме­ре этой ре­ак­ции рас­смот­рим, как со­став­лять элек­трон­ный ба­ланс.                        

1. За­пи­шем схему этой ре­ак­ции:

KMnO₄ +  HCI = KCI + MnCI₂ + CI₂ + H₂O

2. Рас­ста­вим сте­пе­ни окис­ле­ния всех эле­мен­тов  в ве­ще­ствах, участ­ву­ю­щих в ре­ак­ции:

K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ +  H⁺CI^- = K⁺CI^- + Mn⁺²CI^-₂ + CI⁰₂ + H⁺₂O^-2

Сте­пе­ни окис­ле­ния по­ме­ня­ли мар­га­нец и хлор.

3. Со­став­ля­ем схему, от­ра­жа­ю­щую про­цесс пе­ре­хо­да элек­тро­нов:

Mn⁺⁷+5е^- = Mn⁺² окис­ли­тель, про­цесс вос­ста­нов­ле­ние

2 CI^- -2е^- = CI⁰₂   вос­ста­но­ви­тель, про­цесс окис­ле­ние

4. Урав­ня­ем число от­дан­ных и при­ня­тых элек­тро­нов. Для этого на­хо­дим наи­мень­шее общее крат­ное  для чисел 5 и 2. Это 10. В ре­зуль­та­те де­ле­ния наи­мень­ше­го об­ще­го крат­но­го на число от­дан­ных и при­ня­тых элек­тро­нов, на­хо­дим ко­эф­фи­ци­ен­ты перед окис­ли­те­лем и вос­ста­но­ви­те­лем.

Mn⁺⁷+5е^- = Mn⁺²  2

2 CI^- -2е^- = CI⁰₂     5

5. Пе­ре­но­сим ко­эф­фи­ци­ен­ты в ис­ход­ную схему и пре­об­ра­зу­ем урав­не­ние ре­ак­ции.

2KMnO₄ + ? HCI = ?KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ +? H₂O

Од­на­ко перед фор­му­лой со­ля­ной кис­ло­ты не по­став­лен ко­эф­фи­ци­ент, так как не все хло­рид­ные ионы участ­во­ва­ли в окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ном про­цес­се. Метод элек­трон­но­го ба­лан­са поз­во­ля­ет урав­ни­вать толь­ко ионы, участ­ву­ю­щие в окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ном про­цес­се. По­это­му нужно урав­нять ко­ли­че­ство ионов, не участ­ву­ю­щих в окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции. А имен­но ка­ти­о­нов калия, во­до­ро­да и хло­рид­ных ани­о­нов. В ре­зуль­та­те по­лу­ча­ет­ся сле­ду­ю­щее урав­не­ние:

2KMnO₄ + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

При­мер №2. Вза­и­мо­дей­ствие меди с кон­цен­три­ро­ван­ной азот­ной кис­ло­той. Рис. 2.

В ста­кан с 10 мл кис­ло­ты по­ме­сти­ли «мед­ную» мо­не­ту. Быст­ро на­ча­лось вы­де­ле­ние бу­ро­го газа (осо­бен­но эф­фект­но вы­гля­де­ли бурые пу­зырь­ки в еще бес­цвет­ной жид­ко­сти). Все про­стран­ство над жид­ко­стью стало бурым, из ста­ка­на ва­ли­ли бурые пары. Рас­твор окра­сил­ся в зе­ле­ный цвет. Ре­ак­ция по­сто­ян­но уско­ря­лась. При­мер­но через пол­ми­ну­ты рас­твор стал синим, а через две ми­ну­ты ре­ак­ция на­ча­ла за­мед­лять­ся. Мо­не­та пол­но­стью не рас­тво­ри­лась, но силь­но по­те­ря­ла в тол­щине (ее можно было изо­гнуть паль­ца­ми). Зе­ле­ная окрас­ка рас­тво­ра в на­чаль­ной ста­дии ре­ак­ции обу­слов­ле­на про­дук­та­ми вос­ста­нов­ле­ния азот­ной кис­ло­ты.

Рис. 2 Вза­и­мо­дей­ствие меди с кон­цен­три­ро­ван­ной азот­ной кис­ло­той

1. За­пи­шем схему этой ре­ак­ции:

Cu + HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

2. Рас­ста­вим сте­пе­ни окис­ле­ния всех эле­мен­тов  в ве­ще­ствах, участ­ву­ю­щих в ре­ак­ции:

Cu⁰ + H⁺N⁺⁵O^-2₃ = Cu⁺²(N⁺⁵O^-2₃)₂ + N⁺⁴O^-2₂↑ + H⁺₂O^-2

Сте­пе­ни окис­ле­ния по­ме­ня­ли медь и азот.

3. Со­став­ля­ем схему, от­ра­жа­ю­щую про­цесс пе­ре­хо­да элек­тро­нов:

N⁺⁵+е^- = N⁺⁴ окис­ли­тель, про­цесс вос­ста­нов­ле­ние

Cu⁰ -2е^- = Cu⁺²  вос­ста­но­ви­тель, про­цесс окис­ле­ние

4. Урав­ня­ем число от­дан­ных и при­ня­тых элек­тро­нов. Для этого на­хо­дим наи­мень­шее общее крат­ное для чисел 1 и 2. Это 2. В ре­зуль­та­те де­ле­ния наи­мень­ше­го об­ще­го крат­но­го на число от­дан­ных и при­ня­тых элек­тро­нов, на­хо­дим ко­эф­фи­ци­ен­ты перед окис­ли­те­лем и вос­ста­но­ви­те­лем.

N⁺⁵+е^- = N⁺⁴    2

Cu⁰ -2е^- = Cu⁺²               1

5. Пе­ре­но­сим ко­эф­фи­ци­ен­ты в ис­ход­ную схему и пре­об­ра­зу­ем урав­не­ние ре­ак­ции.

Cu + ?HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Азот­ная кис­ло­та участ­ву­ет не толь­ко в окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции, по­это­му ко­эф­фи­ци­ент сна­ча­ла не пи­шет­ся. В ре­зуль­та­те, окон­ча­тель­но по­лу­ча­ет­ся сле­ду­ю­щее урав­не­ние:

Cu + 4HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑+ 2H₂O

3. Классификация ОВР

Клас­си­фи­ка­ция окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций

1. Меж­мо­ле­ку­ляр­ные окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции.

Это ре­ак­ции, в ко­то­рых окис­ли­те­лем и вос­ста­но­ви­те­лем яв­ля­ют­ся раз­ные ве­ще­ства.

Н₂S^-2 + Cl⁰₂ → S⁰ + 2HCl^-

2. Внут­ри­мо­ле­ку­ляр­ные ре­ак­ции, в ко­то­рых окис­ля­ю­щи­е­ся и оста­нав­ли­ва­ю­щи­е­ся атомы на­хо­дят­ся в мо­ле­ку­лах од­но­го и того же ве­ще­ства, на­при­мер:   

2H⁺₂O^-2 → 2H⁰₂ + O⁰₂

3. Дис­про­пор­ци­о­ни­ро­ва­ние (са­мо­окис­ле­ние-са­мо­вос­ста­нов­ле­ние) – ре­ак­ции, в ко­то­рых один и тот же эле­мент вы­сту­па­ет и как окис­ли­тель, и как вос­ста­но­ви­тель, на­при­мер:

Cl⁰₂ + H₂O → HCl⁺O + HCl^-

4. Кон­про­пор­ци­о­ни­ро­ва­ние (Ре­про­пор­ци­о­ни­ро­ва­ние) – ре­ак­ции, в ко­то­рых из двух раз­лич­ных сте­пе­ней окис­ле­ния од­но­го и того же эле­мен­та по­лу­ча­ет­ся одна сте­пень окис­ле­ния

5. N^-3H₄N⁺⁵O₃ → N⁺₂O + 2H₂O

4. Основные окислители и восстановители

Важ­ней­шие окис­ли­те­ли и вос­ста­но­ви­те­ли.

Ос­нов­ные окис­ли­те­ли и вос­ста­но­ви­те­ли при­ве­де­ны в таб­ли­це 1.

Вос­ста­но­ви­те­ли	Окис­ли­те­ли
1. Про­стые ве­ще­ства – ме­тал­лы	1. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы: га­ло­ге­ны, кис­ло­род, озон
2. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы (С, Н2, Si)	2. Ок­си­ды ме­тал­лов в вы­со­ких сте­пе­нях окис­ле­ния CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2
3. Пе­рок­сид во­до­ро­да Н2О2	3. Пе­рок­сид во­до­ро­да Н2О2
4. Ок­си­ды неме­тал­лов (NO, SO2, CO и др.)	4. Кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты и их соли: азот­ная, сер­ная, мар­ган­це­вая и др.
5. Кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты: сер­ни­стая, азо­ти­стая, фос­фо­ри­стая и их соли	5. Соли кис­лот хрома: хро­ма­ты, ди­хро­ма­ты, кис­ло­род­ные кис­ло­ты хлора: хлор­но­ва­ти­стая HClO, хлор­но­ва­тая HClO3, хлор­ная HClO4 и их соли.
6. Бес­кис­ло­род­ные кис­ло­ты: се­ро­во­до­род­ная, хло­ро­во­до­род­ная и др. и их соли	6. Соли неко­то­рых ме­тал­лов в вы­со­ких сте­пе­нях окис­ле­ния: AgNO3, CuSO4 и др.
7. Соли, в ко­то­рых ме­тал­лы на­хо­дят­ся не в выс­ших сте­пе­нях окис­ле­ния: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3,MnSO4 и др.
8. Ам­ми­ак NH3

Табл. 1. Ос­нов­ные окис­ли­те­ли и вос­ста­но­ви­те­ли

5. Факторы, влияющие на продукты окисления

Фак­то­ры, вли­я­ю­щие на ко­неч­ные про­дук­ты ре­ак­ции

При про­те­ка­нии окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, ко­неч­ные про­дук­ты за­ви­сят от мно­гих фак­то­ров.

· Со­став ре­а­ги­ру­ю­щих ве­ществ

· Тем­пе­ра­ту­ра

· Кон­цен­тра­ция

· Кис­лот­ность среды

Рас­смот­рим это в слу­чае ре­ак­ции с пер­ман­га­на­том калия. Про­дук­ты его вос­ста­нов­ле­ния за­ви­сят от кис­лот­но­сти среды, что можно изоб­ра­зить схе­мой:

+Н⁺       Mn²⁺

КMnO₄+вос­ста­но­ви­тель                   +Н₂О  MnO₂

+ОН^-    MnO^2-₄

На­при­мер, при вза­и­мо­дей­ствии пер­ман­га­на­та калия с нит­ри­том калия в кис­лой среде

KMn⁺⁷O₄          +5KN⁺³O₂          +3H₂S O₄       = 2Mn⁺² S O₄ +5HN⁺⁵ O₃ + 3H₂O + K₂S O₄

окис­ли­тель      вос­ста­но­ви­тель    среда

Крас­но-фи­о­ле­то­вая окрас­ка рас­тво­ра пе­ре­хо­дит в бес­цвет­ную окрас­ку.

В ней­траль­ной среде об­ра­зу­ет­ся MnO₂ и окрас­ка ме­ня­ет­ся с крас­но-фи­о­ле­то­вой на ко­рич­не­вую.

2KMn⁺⁷O₄             +KN⁺³O₂            +H₂O     = 2Mn⁺⁴O₂ +3KN⁺⁵ O₃ +2КOH

окис­ли­тель         вос­ста­но­ви­тель         среда

В ще­лоч­ной среде при вос­ста­нов­ле­нии пер­ман­га­на­та калия об­ра­зу­ет­ся ман­га­нат калия K₂ MnO₄, ко­то­рый окра­шен в зе­ле­ный цвет.

2KMn⁺⁷O₄          +KN⁺³O₂ +         2КOH = 2К₂Mn⁺⁶O₄ +KN⁺⁵O₃ + H₂O

окис­ли­тель     вос­ста­но­ви­тель      среда

Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные про­цес­сы про­ис­хо­дят в живых ор­га­низ­мах, они ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны в при­ро­де: де­я­тель­ность вул­ка­нов, гро­зо­вые раз­ря­ды и др. мно­гие тех­но­ло­ги­че­ские про­цес­сы ос­но­ва­ны на окис­ле­нии и вос­ста­нов­ле­нии. Это и по­лу­че­ние ме­тал­лов, го­ре­ние, син­тез ок­си­дов серы и азота при про­из­вод­стве кис­лот, по­лу­че­ние ам­ми­а­ка.

Под­ве­де­ние итога

Была изу­че­на тема «Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции». Вы узна­ли опре­де­ле­ние дан­ных ре­ак­ций, их от­ли­чия от ре­ак­ций дру­гих типов. Вспом­ни­ли, что такое сте­пень окис­ле­ния, окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель. Учи­лись со­став­лять схемы элек­трон­но­го ба­лан­са для окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, по­зна­ко­ми­лись с клас­си­фи­ка­ци­ей окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций.