Пример 1. Подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции, составьте схему электронного баланса

Подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции, составьте схему электронного баланса, определите, что является – окислителем, что – восстановителем:

HNO₃ + H₂S ® NO + S + H₂O

Решение:

1. Сначала определяем изменяющиеся степени окисления элементов

HN⁵⁺O₃ + H₂S^2- ® N²⁺O + S⁰ + H₂O

Для азота степень окисления понижается с + 5 до +2 (принято 3 e^-). Для серы степень окисления повышается от -2 до 0 (отдано 2 e^-).

2. Затем составляем схему электронного баланса.

В данном примере азот из степени окисления +5 переходит в степень окисления +2, поэтому нужно прибавить 3 электрона. Сера из степени окисления -2 переходит в степень окисления 0, поэтому нужно отдать 2 e^-.

N⁵⁺ +3 e^- ® N²⁺½3 2 - окислитель

S^2- -2 e^- ® S⁰ ½2 3 - восстановитель

3. Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части схемы реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части схемы реакции, коэффициент для воды находим по числу атомов водорода и кислорода в левой части схемы реакции. В схеме реакции ставим знак равенства.

2HNO₃ + 3H₂S = 2NO + 3S + 4H₂O

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать следующий порядок:

1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления, найти окислитель и восстановитель.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H₂O, ионы Н⁺ или ОН^-.

4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов.

5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Существует три вида окислительно-восстановительных реакций. В рассмотренной выше реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит окислителем (азот), а другое – восстановителем (сера). Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Реакция 4 H₃PO₃ ® 3 H₃PO₄ + PH₃ служит примером реакций самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), в которых одновременно образуются соединения, содержащие данный элемент в более окисленном и в более восстановленном состоянии по сравнению с исходным; при этом исходное вещество проявляет функции как окислителя, так и восстановителя.

В реакции (NH₄)₂Cr₂O₇ ® N₂ + Cr₂O₃ + 4 H₂O восстанавливается хром, понижающий степень окисления от +6 до +3, повышающий степень окисления от -3 до 0. Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановле ния. К ним относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ.

НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Чем больше отрицательное значение стандартных потенциалов и чем, меньше их положительное значение, тем больше восстановительная способность металлов и тем меньше окислительная способность их ионов.

Располагая металлы в ряд по нарастанию алгебраической величины их потенциалов, получаем ряд, в котором металл, расположенный впереди, обладает большей восстановительной, а его ионы меньшей окислительной способностью по сравнению с металлами, следующими за ним: