Почему окисление и восстановление – два взаимосвязанных процесса, которые не могут осуществляться один без другого?

Окислительно-восстановительную реакцию можно представить в виде сочетания двух сопряженных пар.

В ходе реакций окислитель превращается в сопряженный восстановитель (продукт восстановления), а восстановитель в сопряженный окислитель (продукт окисления). Их рассматривают как окислительно-восстановительные пары:

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют единство двух противоположных процессов окисления и восстановления, которые в системах не могут существовать один без другого. В этом мы видим проявление универсального закона единства и борьбы противоположностей. Реакция произойдет, если сродство к электрону окислителя больше, чем потенциал ионизации восстановителя. Для этого введено понятие электроотрицательности - величины, характеризующей способность атомов отдавать или принимать электроны.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций проводится методом электронного баланса и методом полуреакций. Методу полуреакций необходимо отдать предпочтение. Применение его связано с применением ионов, реально существующих, видна роль среды. При составлении уравнений необходимо выяснить, какие из веществ, вступающих в реакцию, выполняют роль окислителя, а какие - восстановителя, влияние на ход реакции pH среды и каковы возможные продукты реакции. Окислительно-восстановительные свойства проявляют соединения, которые содержат атомы, имеющие большое число валентных электронов, обладающих различной энергией. Такими свойствами обладают соединения d-элементов (IB, VIIB, VIIIB групп) и р-элементов (VIIA, VIA, VA групп). Соединения, которые содержат элемент в высшей степени окисления, проявляют только окислительные свойства (КМnО4, H2SO4), в низшей - только восстановительные свойства (H2S), в промежуточной - могут вести себя двояко (Na2SO3). После составления уравнений полуреакций, ионного уравнения составляют уравнение реакции в молекулярной форме:

Проверка правильности составления уравнения: число атомов и зарядов левой части уравнения должно быть равно числу атомов и зарядов правой части уравнения для каждого элемента.

56 Существуют два метода расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях:

1) метод электронного баланса (МЭБ);

2) метод полуреакций.

В данном пособии будет рассмотрен только метод электронного баланса, при котором учитываются:

а) сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями, которая равна сумме электронов, принимаемых всеми окислителями;

б) одинаковое число одноименных атомов в левой и правой частях уравнения;

в) число молекул воды (в кислой среде) или ионов гидроксида (в щелочной среде), если в реакции участвуют атомы кислорода.

Составление уравнений ОВР легче провести в несколько стадий:

1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции;

2) определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции;

3) определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, и коэффициентов при восстановителях и окислителях;

4) определение коэффициентов при всех исходных веществах и продуктах реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения.

· Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F2, Cl2, O2, KClO3, H2SO4, HNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, PbO2 и др.

Типичными (сильными) восстановителями являются H2, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H2S, CO и др.

Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат KNO2, H2O2, SO2, Nа2SO3 и др.

· В разбавленной серной кислоте окислителем металлов (всех левее водорода в ряду активности) являются ионы водорода:
Zn + 2H(+) = Zn*2+) + H2
неметаллы не взаимодействуют с такой кислотой!
Концентрированная кислота может взаимодействовать со многими металлами (и неметаллами), окислителем является сера в составе кислоты:
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O

Окислительно-восстановительная реакция, характеризующая работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором электродвижущая сила (ЭДС) элемента имеет положительное значение. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).

ЭДС гальванического элемента определяется как разность электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = ЕК– ЕА.