ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Окислительно-восстановительными реакциями состав реагирующих веществ.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют химические реакции, при протекании которых изменяются степени окисления элементов, входящих в
состав реагирующих веществ.
Степень окисления
Степенью окисления называют условный электрический заряд, который приобрел
бы данный атом, если бы электроны, связывающие его с другими атомами, были бы полностью смещены от данного атома к другому атому (при положительной степени окисления) или от других атомов к атому данного элемента (при отрицательной степени окисления).
Для вычисления степеней окисления элементов в соединениях и ионах вспомним некоторые важные положения, обязательные для понимания этой темы.
1. Степень окисления атомов в простых веществах принимается равной нулю (Fe0;
O02 ; S80 ).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов, входящих в состав молекулы,
равна нулю, а в ионе – заряду иона.
3. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1),
металлы второй группы главной подгруппы, цинк и кадмий (+2).
4. Водород во всех соединениях, кроме гидридов металлов, имеет постоянную степень окисления (+1); в гидридах (например, СаН2) степень окисления водорода равна (–1).
5. Степень окисления кислорода в большинстве соединений постоянна и равна (–2).
Исключение составляют: фторид кислорода OF2, в котором степень окисления кислорода
(+2), и пероксиды, например, H2O2, где степень окисления кислорода (–1).
7. Высшая степень окисления атома элемента равна номеру группы, в которой элемент расположен в таблице Д.И. Менделеева.
8. Низшая степень окисления атома элемента вычисляется по разнице между номером его группы и числом восемь и по абсолютной величине не может быть больше четырех.
Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента.
Окислители и восстановители
Процесс отдачи электронов атомом, сопровождающийся повышением его степени
окисления, называется окислением. Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.
Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями. Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.
Например, в реакции
0
1
2
2 2 1
0
Ca  2 H 2 O  Ca (O H)2  H 2
( )
атом кальция повышает степень окисления от 0 до (+2), т. е. проявляет функцию восстановителя; при этом кальций отдает два электрона:
Са0 – 2ē → Са+2.
Эти электроны переходят к атомам водорода, входящим в состав молекулы воды;
причем к каждому из двух атомов водорода – по одному электрону:
2Н+ + 2ē → H 02 .
Атомы водорода, принимая электроны, понижают свою степень окисления от (+1) до 0,
т. е. проявляют функцию окислителя.
Оба процесса – окисление и восстановление – протекают одновременно. Общее количество электронов, отданных восстановителем, равно общему количеству электронов,
принятых окислителем.
Какие вещества могут быть окислителями, а какие – восстановителями? Это зависит от
величины степеней окисления элементов, входящих в состав данных веществ. Некоторые
элементы имеют постоянные степени окисления во всех или большинстве сложных веществ.
Для таких элементов изменение степени окисления не характерно. Поэтому свойства веществ
не зависят от присутствия в них этих элементов. Таким образом, свойства сложных веществ
обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.
Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, то он может
только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, такое
вещество может только присоединять электроны, выступая в роли окислителя. Например,
свойства азотной кислоты HNO3 определяются степенью окисления азота (водород и кислород в большинстве соединений проявляют постоянные степени окисления). Азот в
HNO3 имеет высшую степень окисления (+5), поэтому азотная кислота может быть только
окислителем.
Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, то он может
только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Такое вещество может только
отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя. Например, свойства
бромоводорода HBr определяет бром, который в этом соединении имеет низшую степень
окисления (–1), поэтому HBr может быть только восстановителем.
Если в состав вещества входит элемент в промежуточной степени окисления (который,
следовательно, может и повышать, и понижать ее), то вещество может быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от свойств химического партнера. Так, свойства
сульфита серы Na2SO3 определяются степенью окисления серы, которая входит в состав этого
вещества в промежуточной степени окисления (+4). Вследствие этого Na2SO3 проявляет окислительно-восстановительную двойственность: в реакции с окислителем, например с перманганатом калия KMnO4, сульфит натрия выступает в роли восстановителя, а при взаимодействии с восстановителем, например с сероводородом H2S, – в роли окислителя.
Типы окислительно-восстановительных реакций
Различают три основных типа ОВР.
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления.
В таких реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Приведенная выше реакция взаимодействия кальция с водой (  ) относится
к этому типу ОВР.
2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.
В таких реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества, например:
1
2
0
0
2 Ag 2 O  4 Ag O 2 .
3. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
Это окислительно-восстановительные реакции, при протекании которых повышается и
понижается степень окисления одного и того же элемента (т. е. окисляется и восстанавливается один и тот же элемент); при этом часть атомов этого элемента отдает электроны другой
части атомов этого же элемента, например:
5
1
7
4 К ClO3  К Cl  3К ClO 4 .
Эквиваленты окислителей и восстановителей
Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может
замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному
электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
В соответствии с этим определением молярная масса эквивалента восстановителя
(окислителя) Мэ равна его молярной массе М, деленной на число электронов n, которые
присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (восстановителя) в данной окислительно-восстановительной реакции:
Μэ 
M
.
n
Так как одно и то же вещество в разных окислительно-восстановительных реакциях
может присоединять (отдавать) разное число электронов, то молярная масса эквивалента
также может иметь различные значения. Так, известный окислитель перманганат калия
7
K MnO4 в зависимости от кислотности среды, в которой протекает реакция, восстанавливается: в кислой среде – до Mn+2; в нейтральной и слабощелочной – до Mn+4; в сильнощелочной – до Mn+6. Поэтому молярная масса эквивалента перманганата калия имеет три
числовых значения.