Подробная шпаргалка по окислительно-восстановительным реакциям (ОВР): степени окисления, важные окислители и восстановители, методы электронного и электронно-ионного баланса, классификация.
1. Базовые понятия и определение степени окисления
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
- Окислитель — атом/ион, который принимает электроны (его степень окисления понижается). Процесс — восстановление.
- Восстановитель — атом/ион, который отдает электроны (его степень окисления повышается). Процесс — окисление.
Фундаментальное правило электронного баланса (число отданных электронов равно числу принятых):
$$\sum N_{e^-}^{\text{отданные}} = \sum N_{e^-}^{\text{принятые}}$$
2. Типичные окислители и восстановители
| Категория | Часто встречающиеся вещества/ионы | Переход (полуреакция) |
|---|---|---|
| Сильные окислители | $\text{KMnO}_4$, $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$, $\text{HNO}_3$, $\text{H}_2\text{SO}_4 \text{ (конц.)}$, $\text{Hal}_2$, $\text{H}_2\text{O}_2$ |
$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$ $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 6e^- \to 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O}$ |
| Сильные восстановители | Щелочные и щелочноземельные металлы, $\text{H}_2$, $\text{C}$, $\text{CO}$, $\text{KI}$, $\text{H}_2\text{S}$, $\text{NH}_3$ |
$2\text{I}^- - 2e^- \to \text{I}_2$ $\text{S}^{2-} - 2e^- \to \text{S}^0$ |
| Двойственная природой (ОВ-двойственность) | $\text{H}_2\text{O}_2$, $\text{NaNO}_2$, $\text{SO}_2$, $\text{Hal}_2$ (промежуточные степени окисления) |
Окислитель: $\text{H}_2\text{O}_2 + 2\text{H}^+ + 2e^- \to 2\text{H}_2\text{O}$ Восстановитель: $\text{H}_2\text{O}_2 - 2e^- \to \text{O}_2 + 2\text{H}^+$ |
3. Зависимость поведения $\text{KMnO}_4$ от среды
Перманганат-ион $\text{MnO}_4^-$ (фиолетовый) восстанавливается разным образом в зависимости от pH раствора:
- Кислый раствор ($\text{pH} < 7$): образуется практически бесцветный ион $\text{Mn}^{2+}$
$$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$$
- Нейтральный или слабощелочной раствор ($\text{pH} \approx 7$): выпадает бурый осадок оксида марганца(IV) $\text{MnO}_2$
$$\text{MnO}_4^- + 2\text{H}_2\text{O} + 3e^- \to \text{MnO}_2\downarrow + 4\text{OH}^-$$
- Сильнощелочной раствор ($\text{pH} > 7$): образуется зелёный манганат-ион $\text{MnO}_4^{2-}$
$$\text{MnO}_4^- + e^- \to \text{MnO}_4^{2-}$$
4. Классификация ОВР
- Межмолекулярные
- Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:
$$2\text{FeCl}_3 + \text{H}_2\text{S} \to 2\text{FeCl}_2 + \text{S}\downarrow + 2\text{HCl}$$
- Внутримолекулярные
- Атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной и той же молекулы:
$$2\text{KClO}_3 \xrightarrow{t^\circ, \text{MnO}_2} 2\text{KCl} + 3\text{O}_2\uparrow$$
- Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление)
- Атомы одного и того же элемента в одной степени окисления выступают и окислителем, и восстановителем:
$$\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \to \text{NaClO} + \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$$
($\text{Cl}^0 \to \text{Cl}^{+1} + e^-$ и $\text{Cl}^0 + e^- \to \text{Cl}^{-1}$)
- Конпропорционирование (конмутация)
- Из разных степеней окисления одного элемента получается одна intermediate степень окисления:
$$\text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{S} \to 3\text{S}\downarrow + 2\text{H}_2\text{O}$$
5. Электролиз как форсированная ОВР
Электролиз — окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока.
- Катод (К⁻): восстановительный процесс (приём $e^-$).
Пример: $2\text{H}_2\text{O} + 2e^- \to \text{H}_2\uparrow + 2\text{OH}^-$
- Анод (А⁺): окислительный процесс (отдача $e^-$).
Пример: $2\text{Cl}^- - 2e^- \to \text{Cl}_2\uparrow$
Закон Фарадея для массы выделившегося вещества:
$$m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}$$
где $M$ — молярная масса, $I$ — сила тока, $t$ — время, $z$ — число переданных электронов, $F \approx 96485 \text{ Кл/моль}$ (постоянная Фарадея).
6. Количественные характеристики (Уравнение Нернста)
Электродный потенциал $E$ зависит от природы системы, температуры и концентраций компонентов:
$$E = E^\circ + \frac{R \cdot T}{z \cdot F} \ln \left( \frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} \right)$$
При $T = 298.15 \text{ K}$ и переходе к десятичному логарифму:
$$E = E^\circ + \frac{0.0591}{z} \lg \left( \frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} \right)$$
Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если электродвижущая сила (ЭДС) системы положительна:
$$\text{ЭДС} = E_{\text{окислитель}}^\circ - E_{\text{восстановитель}}^\circ > 0$$