Окислительно-восстановительные реакции

№ 5(94). 22 ноября 2024 ■

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) являются одним из основных типов превращений химических веществ. Они характерны как для объектов неживой природы (химические процессы, происходящие в атмосфере, в водной среде, в земной коре), так и для живых организмов (биохимические реакции в живых клетках и их органоидах, тканях, органах). Кроме того, эти реакции лежат в основе важнейших процессов многих промышленных производств. Прежде всего, это относится к нефтехимической, химической отраслям промышленности, к черной и цветной металлургии, а также легкой, пищевой, фармацевтической промышленности. Таким образом, исследование окислительно-восстановительных реакций актуально и в наши дни так же, как актуально и приобретение знаний об этих процессах.

Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, при которых атомы химических элементов в составе реагирующих веществ изменяют свои степени окисления. Из определения следует, что ключевым понятием при характеристике ОВР является понятие «степень окисления» . Под степенью окисления подразумевают условный (формальный, реально несуществующий) заряд, который мог возникнуть в случае полного смещения электронов ковалентной связи от одних атомов к другим. Он обозначается знаком (+) или (‒) и числом над знаком элемента в формуле вещества, например:

Cl 2 ⁰, HCl ' , HCl⁺¹O, KC1 +5 O 3 , KC1 +7 O 4 , Na₂Cr⁺⁶O 4 , Na₂Cr₂⁺⁶O 7 .

Степени окисления атомов элементов в ионных соединениях (с ионной связью и ионной кристаллической решеткой) численно равны зарядам ионов.

Самая высокая (наибольшая) степень окисления называется высшей степенью окисления. Она равна номеру группы, в которой находится элемент. Исключения составляют два самых активных элемента-неметалла: фтор (он находится в 7 группе): никогда не может иметь положительную степень окисления, т. к. он всегда принимает электроны от других элементов и имеет степени окисления 0 (F2) и -1 (HF, AlF3 и др. его соединения); кислород (он находится в 6 группе): никогда не имеет высшую степень окисления +6, т. к. принимает электроны от других элементов, кроме фтора и имеет степени окисления: -2 (H2O, Al2O3 и др. оксиды, их гидроксиды NaOH, Ba(OH)2, HNO3, H2SO4 и др., а также соли); -1 (Н2О2, Na2O2 и другие пероксиды); -0,5 (KO2 и другие надпероксиды); 0 (О2, О3); +1 (O2F2); +2 (OF2).

Самая низкая (наименьшая) степень окисления называется низшей степенью окисления.

Название этих реакций говорит о том, что в них одновременно протекают два процесса: окисление одних веществ и восстановление других. То вещество, которое в результате реакции теряет электроны, называется восстановителем , а само при этом окисляется. Следовательно, окисление - это отдача электронов восстановителями. То вещество, которое в результате реакции приобретает электроны, называется окислителем , а само при этом восстанавливается. Следовательно, восстановление – это присоединение электронов окислителями. Например:

3 CuO + 2 NH3 = 3 Cu + N2 + 3 H2O.

В этой ОВР оксид меди CuO – окислитель за счет Cu⁺², а аммиак NH₃ – восстановитель за счет N^‒3; превращение оксида меди в медь Cu⁰ - процесс восстановления, а превращение аммиака в азот N 2 ⁰ -процесс окисления.

2 K₂CrO 4 + 3 Zn + 8 KOH + 8 H 2 O = 2 K 3 [Cr(OH) 6 ] + 3 K 2 [Zn(OH) 4 ].

В этой ОВР хромат калия K 2 CrO 4 - окислитель за счет Cr⁺⁶, а металлический цинк Zn⁰ - восстановитель; превращение хромата калия в комплексный хромит

K 3 [Cr⁺³(OH) 6 ] - процесс восстановления, а превращение цинка в комплексный цинкат K₂[Zn⁺²(OH)₄] – процесс окисления.

В высшей степени окисления элемент всегда окислитель . В низшей степени окисления элемент всегда восстановитель . В среднем значении степени окисления элемент может выступать и окислителем (если он реагирует с восстановителем), и восстановителем (если он реагирует с окислителем). Все зависит от того, с каким веществом он вступает в ОВР. Рассмотрим пероксид водорода, Н₂О₂: в нем кислород имеет среднее значение степени окисления - О^-1, поэтому он может и принять электрон (перейти в О^-2), выступив окислителем, и отдать электрон (перейти в О⁰), выступив восстановителем. Если пероксид водорода Н 2 О 2 реагирует с перманганатом калия KMnO 4 (в нем марганец в высшей степени окисления Mn⁺⁷, поэтому является окислителем!), то пероксид выступит восстановителем и превратится в О⁰ (О 2 ). Если же пероксид водорода Н 2 О 2 реагирует с йодоводородом HI (в нем йод в низшей степени окисления I^-1, поэтому является восстановителем!), то пероксид выступит окислителем и превратится в О^-2 (Н₂О).

В том случае, когда оба реагирующих вещества имеют элементы в высших степенях окисления, например, KMn⁺⁷O 4 и HN +5 O 3 , то ОВР между ними невозможна. То же самое справедливо для реагирующих веществ, имеющих элементы в низших степенях окисления, например, HI^-1 и N^-3H₃: ОВР между ними невозможна! Хотя они могут реагировать друг с другом с образованием соли – йодида аммония: N —3 H 3 + HI^-1 = N^-3H 4 I^-1, однако при этом не происходит изменение степеней окисления атомов элементов, что свидетельствует о том, что эта реакция не является ОВР.

Степень окисления элементов в простых веществах всегда равна нулю, например: Н₂⁰, Cl₂⁰, O₂⁰, O 3 ⁰, P 4 ⁰, S 8 ⁰, Al⁰, Fe⁰.

Степень окисления в сложных веществах (в соединениях) может принимать любые значения, включая 0 и дробные величины, например:

Fe⁺²S 2 ^-1, Fe₃^+8/3O₄^-2, C 6 ⁰H₁₂⁺¹O 6 ^-2, Ca⁺²C 2 ^-1.

Типичными окислителями являются:

• -    перманганат калия (натрия), KMn⁺⁷O 4 (NaMn⁺⁷O 4 );

• -    дихромат калия (натрия) K 2 Cr₂⁺⁶O 7 (Na 2 Cr₂⁺⁶O 7 ) и хромат калия (натрия) K 2 Cr⁺⁶O 4 (Na 2 Cr⁺⁶O 4 );

• -    азотная кислота, HN +5 O 3 ;

• -    концентрированная серная кислота, H 2 S +6 O 4 ;

• -    галогены и их соединения с положительной степенью окисления, например: хлор C1 2 ⁰, хлорноватистая кислота HCl +1 O и ее соли - гипохлориты, хлористая кислота HCl +3 O 2 и ее соли - хлориты, хлорноватая кислота HC1 +5 O 3 и ее соли - хлораты, хлорная кислота HC1 +7 O 4 и ее соли - перхлораты;

• -    соединения неактивных металлов (Cu +2 , Hg +2 , Ag⁺¹, Au +3 , Pt⁺²), а также металлов средней активности в высокой степени окисления (Fe⁺³, Pb⁺⁴, Bi⁺⁵).

Типичными восстановителями являются:

– металлы, особенно – активные;

• -    сероводород H 2 S^-2 и сульфиды Na 2 S^-2; а также дисероводород H 2 S 2 ^-1 и дисульфиды FeS 2 ^-1;

• –    йодоводород HI^-1 и йодиды KI^-1 (в меньшей степени – бромоводород HBr^-1 и бромиды NaBr^-1; хлороводород HCl^-1 и хлориды KCl^-1);

• -    неактивные неметаллы (водород Н 2 , углерод С, кремний Si, фосфор Р) и некоторые их соединения (монооксид углерода – угарный газ, С⁺²О; силан Si^-4Н₄; фосфин Р^-3Н₃) [1].

Благодаря чему же происходит изменение степеней окисления? Это возможно только тогда, когда в результате взаимодействия реагентов электроны от одних атомов переходят к другим атомам. Здесь очень важно помнить правило: число электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, принятых окислителем . На этом основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Один из них – метод электронного баланса . Рассмотрим его на примере перманганата калия – одного из самых распространенных окислителей.

Перманганат калия восстанавливается в разные продукты. Все зависит от среды (кислая, нейтральная, щелочная). Так, в кислой среде Mn⁺⁷ переходит в Mn⁺² . Это легко объяснить: в кислой среде марганец как металл должен проявить основные свойства, которые, как известно, у металлов наблюдаются в невысокой степени окисления (+1, +2). Поскольку в качестве кислой среды применяют серную кислоту, то продуктом восстановления марганцовки будет сульфат марганца MnSO 4 . В случае применения другой кислоты образуются другие соли.

Далее, в нейтральной среде Mn⁺⁷ переходит в Mn⁺⁴ . Это тоже легко объяснимо: в нейтральной среде марганец как металл должен проявить амфотерные свойства, которые, как известно, у металлов наблюдаются в средней степени окисления (+3, +4). Таким образом, в качестве продукта восстановления образуется диоксид марганца MnO₂.

Наконец, в щелочной среде Mn⁺⁷ переходит в Mn⁺⁶ . Это также легко понять: в щелочной среде марганец как металл должен проявить кислотные свойства, которые, как известно, у металлов наблюдаются в высокой степени окисления (+5, +6, +7). Так, в качестве продукта восстановления образуется манганат калия K₂MnO₄ [2].

Примеры ОВР с участием KMnO4.

• а)    в кислой среде:

KMnO₄ + Na₂SO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mn+7 + 5 e = Mn+2 | 2

S+4- 2 e = S+6      | 5

Получаем:

• 2 KMnO₄ + 5Na₂SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

• б)    в нейтральной среде:

KMnO₄ + Na₂SO 3 + H 2 O = MnO 2 + Na 2 SO 4 + KOH

Mn+7 +3 e = Mn+4 | 2

S+4- 2 e = S+6      | 3

Получаем:

• 2 KMnO 4 + 3 Na₂SO 3 + H 2 O = 2 MnO 2 + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH.

• в)    в щелочной среде:

KMnO4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Mn+7 + 1 e = Mn+6 | 2

S +4 - 2 e = S +6        | 1

Получаем:

• 2 KMnO 4 + Na₂SO 3 + 2 KOH = 2 K 2 MnO 4 + Na₂SO 4 + H 2 O.

Важным аспектом преподавания химии является более широкое внедрение в учебный процесс химического эксперимента, использование которого повышает интерес к предмету, способствует лучшему пониманию изучаемого материала, облегчает усвоение знаний по химии, побуждает обучающихся к самостоятельному поиску химической информации. В связи со сказанным предлагаем новые опыты по ОВР, которые носят учебно-исследовательский характер. Эти опыты можно применять в дополнение к опытам, предусмотренным программой дисциплины [3].

Опыт № 1. Взаимодействие дихромата калия K₂Cr₂⁺⁶O 7 с аскорбиновой кислотой Н 2 С 6 Н 6 О 6 . В опыте целесообразно использовать 3-5% водные растворы реагентов. Исходные вещества легкодоступные: дихромат – лабораторный реагент, аскорбиновую кислоту можно приобрести в аптеке. К 1-2 мл раствора дихромата калия добавляют 1-2 мл раствора серной кислоты. Затем к приготовленной смеси небольшими порциями добавляют раствор аскорбиновой кислоты и внимательно наблюдают за изменениями, происходящими в результате ОВР. А эти изменения следующие. Вначале оранжевая окраска дихромата меняется на зеленую окраску. Это свидетельствует о том, что продуктом восстановления дихромата является соединение Cr⁺³ – сульфат хрома (III) Cr₂(SO₄)₃. Уравнение реакции:

^К2^С Г 2^О7 ^{+ 3 Н}2^С6^Н6 О 6 ^{+ 4 H}2^SO4 = ^C r 2 ( ^SO4 ) 3 ^{+ K}2^SO4 ^{+ 3 С}6^Н6^О6 ^{+ 7 H}2^O.

Аскорбиновая кислота при этом превращается в дегидроаскорбиновую кислоту С6Н6О6.

При дальнейшем добавлении раствора аскорбиновой кислоты наблюдают изменение зеленой окраски смеси на синюю. В литературных источниках находят, что синяя окраска характерна для солей Cr+2. Отсюда вывод: в результате взаимодействия произошло более глубокое восстановление дихромата с образованием сульфата хрома (II) CrSO4. Итоговое уравнение реакции:

^K2^C r 2^O7 ^{+ 4 Н}2^С6^Н6 О 6 ^{+ 3 H}2^SO4 = ^{2 C} r ^SO4 ^{+ K}2^SO4 ^{+ 4 С}6^Н6^О6 ^{+ 7 H}2^O.

Опыт № 2. Взаимодействие цинка с кислыми солями щелочных металлов. В качестве исходных веществ модно использовать легкодоступные гидрокарбонат натрия (пищевую соду) NaHCO₃ и гидросульфат калия KHSO₄. К 2–3 мл растворов кислых солей добавляют по 1–2 гранулы металлического цинка. Наблюдают выделение газа при взаимодействии цинка с гидросульфатом калия. С гидрокарбонатом натрия реакция не идет. Анализ полученных результатов позволяет установить причину, которая заключается в характере диссоциации указанных солей. Гидрокарбонат натрия в воде распадается на катионы натрия Na⁺ и гидрокарбонат-ионы HCO 3 , которые являются анионами слабого электролита (угольной кислоты) и далее не подвергаются диссоциации. По иному диссоциирует гидросульфат калия, образуя катионы калия K⁺ и гидросульфат-ионы HSO₄^‒, которые являются анионами сильного электролита (серной кислоты) и далее подвергаются диссоциации с образованием катионов водорода H⁺ и сульфат-ионов SO₄^2‒. С ионами H⁺ и реагирует цинк в ОВР. Молекулярное уравнение реакции:

• 2 KHSO 4 + Zn = H₂$ + K 2 SO 4 + ZnSO 4 .

В заключении отметим, что предложенный материал по ОВР с успехом могут использовать как учителя химии при подготовке и проведении занятий, так и сами школьники для самостоятельного ознакомления с этими реакциями и углубления знаний о них. Этот материал также может быть полезным для студентов ссузов и вузов, изучающих химические дисциплины.