ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Понятие

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Понятие окислительно-восстановительных реакций
Все химические реакции можно разделить на два типа.
К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления
атомов, входящих в состав реагирующих веществ, например:
2 4 2
2 2
4 2
Ca C O3  Ca O  C O 2
1 5 2
1
1
1
1
1 5 2
Ag N O3  Na Cl  Ag Cl Na N O3
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов,
входящих в состав реагирующих веществ:
2 2
0
0
2 Hg O  2 Hg  O 2
1 1
0
1 1
0
2 K I  Cl 2  2 K Cl I 2
В первой реакции ртуть и кислород, во второй иод и хлор меняют степень окисления.
Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с
изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
С современной точки зрения изменение степени окисления связано с перемещением
электронов. Поэтому, наряду с приведенным, можно дать и такое определение
окислительно-восстановительных реакций:
окислительно-восстановительными называются такие реакции, при которых
происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
2. Степень окисления
Степень окисления (с.о.) химического элемента – условный заряд атома в
соединении, вычисленный в предположении, что все связи в молекуле являются
ионными.
Степень окисления может быть положительной (+) или отрицательной (-), целой,
дробной, нулевой.
Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими
правилами:
1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;
2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;
3) степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;
4) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе равна
заряду иона;
1
5) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента,
имеющего наибольшую электроотрицательность;
6) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента
соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в периодической
системе элементов (исключение фтор, кислород).
7) Минимально возможная (отрицательная) степень окисления неметалла
вычисляется по формуле (№ группы – 8).
Некоторые элементы в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что
используют при определении степеней окисления других элементов:
1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех
соединениях имеет степень окисления -1;
2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов
металлов, где с.о. водорода равна -1 (NaH, CaH2);
3) кислород в соединениях проявляет степень окисления -2, за исключением
фторидов OF2, O2F2 (с.о. кислорода равна соответственно +2 и +1), пероксидов
Н2О2, Na2O2, BaO2 и др. (с.о. кислорода равна -1), надпероксидов KO2, RbO2 и
др. (с.о. кислорода равна -1/2), озонидов КО3 и др. (с.о. кислорода равна -1/3);
4) металлы всегда имеют положительную степень окисления;
5) металлы IA группы во всех соединениях имеют степень окисления +1;
6) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют
степень окисления +2;
7) алюминий в соединениях имеет степень окисления +3.
Таблица 1
Степени окисления некоторых элементов в соединениях
Фтор
Водород
F
H
Обычная
степень
окисления
-1
+1
Кислород
O
-2
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
+1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra
Zn, Cd
Al
+2
Элемент
Металлы
IА
группы
Металлы
IIА
группы
Цинк и кадмий
Алюминий
Символ
Исключения
Гидриды металлов (1)
Фториды (+2, +1)
Пероксиды (-1)
Надпероксиды (-1/2)
Озониды (-1/3)
+2
+3
Для некоторых элементов характерны устойчивые степени окисления:
сера S
+6, +4, -2
галогены Hal (Cl, Br, I)
+7, +5, +3, +1, -1
азот N
+5, +4, +3, +2, +1, -3
медь Cu
+2, +1
марганец Mn
+7, +6, +4, +2
2
железо Fe
+3, +2
Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного
элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение,
1
+7
-2
например, K Mn O 4, в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале
указывая число зарядов, а затем знак: Fe2+, SO42–.
3. Окисление и восстановление
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом,
степень окисления при этом повышается, например:
Al - 3ē → Al3+
H2 - 2ē → 2H+
Fe2+ - ē → Fe3+
2Cl− - 2ē→ Cl2.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой
или ионом, степень окисления при этом понижается, например:
S + 2ē → S2−
Cl2 + 2ē → 2Cl−
Fe3+ + ē → Fe2+.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями; во
время реакции они окисляются.
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями;
во время реакции они восстанавливаются.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление всегда связано с
окислением, что можно выразить уравнениями:
восстановитель – nē ↔ окислитель
окислитель + nē ↔ восстановитель
окисление
восстановитель ↔ окислитель + nē
восстановление
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух
противоположных процессов – окисления и восстановления. При этих реакциях число
электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых
окислителем.
Процессы окисления и восстановления выражают электронными уравнениями. В них
указывается изменение степени окисления элементов и количество электронов,
отданных восстановителем и присоединенных окислителем. Для реакции, протекающей
по схеме
4
7
6
2
5Na 2 S O3  2K Mn O 4  3H 2SO 4  5Na 2 S O 4  2 Mn SO 4  K 2SO 4  3H 2O
3
электронными уравнениями будут:
восстановитель
S+4 − 2ē → S+6
окислитель
Mn+7 + 5ē → Mn+2
(процесс окисления),
(процесс восстановления).
4. Методы составления уравнений реакций
Правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения
массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и
продуктах реакции должно быть одинаковым. Точно так же сумма зарядов исходных
веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод электронного баланса
Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления атомов в
исходных и конечных веществах. Основное требование состоит в том, что число
электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
присоединенных окислителем. Надо также знать, какие вещества образуются в
результате реакции. Метод электронного баланса обычно используют для составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами,
твердыми веществами и в расплавах.
Последовательность операций следующая:
1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде:
FeCl3 + H2S  FeCl2 + S + HCl
2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции:
3
2
-2
0
Fe Cl3 + H2 S  Fe Cl2 + S + HCl
3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов,
отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и
составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых
и принимаемых электронов:
3
2
-2
0
Fe +1e → Fe | 2·1ē = 2 ē
S – 2e → S | 1·2 ē = 2ē
4. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительновосстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:
2FeCl3 + H2S  2FeCl2 + S + HCl
5. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции:
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
6. Определяют окислитель и восстановитель. Окислителем является сероводород,
восстановителем – хлорид железа (III).
4
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Определите степень окисления элементов в следующих молекулах:
Cl2O; ClF3; S8; SO2, CaI2; TiO2; H3PO3, CH4, CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CCl4, HNO3, NO2,
NH3, NH4Cl, KNO2
2. Подберите коэффициенты
восстановитель и окислитель.
методом
электронного
баланса.
Укажите
1. ZnS + O2 → ZnO + SO2
2. SiO2 + F2 → SiF4 + O2
3. Zn + H2SO4 → ZnSO4 +H2S + H2O
4. Na2SO3 + HNO3 → Na2SO4 + NO
5. H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
5