Теоретические основы .

 Окислительно-восстановительными  называются реакции, при которых происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется окислением; вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Восстановительными свойствами обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится в низшей или промежуточной степени окисления. В лаборатории в качестве восстановителей обычно применяют H₂, KI, H₂S, HNO₂ .

Процесс присоединения электронов называется восстановлением, а восстанавливающаяся частица - окислителем. Окислителями часто являются молекулы и ионы, содержащие элемент в высшей степени окисления, например: MnO₄  , Cr₂O₇² , Ni ³⁺ и т.д.

В том случае, когда соединения содержат элементы в промежуточных степенях окисления, можно говорить об их окислительно-восстановительном дуализме (H ₂ O ₂ , Na ₂ SO ₃ , NaNO ₂ и др.).

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяют по их окислительной способности, численно выражаемой через редокс-потенциал j , который рассчитывается по уравнению Нернста:

j = j ⁰ + lg(C_ок / C _восст) ,

где j ⁰ - стандартный электродный потенциал данного процесса, n- количество принятых электронов, C_ок и C _восст - концентрации окисленной и восстановленной форм соответственно.

Чем больше значение j, тем сильнее окислительные свойства окисленной формы данного соединения.

Направление окислительно-восстановительной реакции определяется по величине электродвижущей силы ( E ):

E = j _(ок) - j _(вос)

Если E > 0, прямая реакция возможна. Если E < 0, прямая реакция невозможна (реакция идет в обратном направлении).

Стандартная электродвижущая сила E ⁰ связана со стандартной энергией Гиббса D G  

nFE = - D G

С другой стороны, D G  определяет константу равновесия реакции K:

D G  = - 2.3 RT lg K

Таким образом,

nFE  = 2.3 RT lg K

При температуре 25 C (298 K), уравнение принимает вид:  

lg K = .

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы:

1). реакции межмолекулярного окисления-восстановления - это реакции, в которых обмен электронами происходит между атомами, находящимися в различных молекулах:             Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu .

2). реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - в таких реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе:  2КClO₃ = 2KCl + 3O₂.

3). реакции диспропорционирования, в которых одни и те же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы имеют промежуточные степени окисления и являются одновременно окислителем и восстановителем:

3 К ₂ MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Cоставление уравнений реакций окислисления-восстановления.

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н⁺ и молекулы воды, в щелочной среде - ионы ОН  и молекулы воды, в нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН ):

Ca + HNO_{3 ( разб )}  NH₄NO₃ + ...

                           Ca⁰ - 2 e  Ca²⁺               4

           NO₃  + 10H⁺ + 8 e  NH₄⁺ + 3H₂O  1

    4Ca⁰ + NO₃  + 10H⁺  4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

4Ca + 10HNO_{3 ( разб )}  4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Примеры некоторых полуреакций с участием наиболее типичных окислителей и восстановителей: