Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно- восстановитедьными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления химических элементов.

Степень окисления

Степень окисления — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании того, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью — положительные.

Степень окисления — формальное понятие; как правило степень окисления совпадает с валентностью.

Валентность — это количество связей, которые образует атом в молекуле.

Расчет степени окисления

Основные положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F₂^-1O⁺² и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1), галогены в бинарных соединениях с металлами -1.
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V₂⁺⁵O₅^-2; N^-3H₃⁺¹;  K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2; K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2;  Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2 ; Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2; 

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A     Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Реакции разложения

Cu(OH)₂  =  CuO + H₂O

2HgO = 2Hg + O₂

Реакции обмена

AgNO₃ + KCl = AgCl¯ + KNO₃

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

B    Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg⁰ + O₂⁰ = 2Mg⁺²O^-2

2KCl⁺⁵O₃^-2  =  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

2KI^-1 + Cl₂⁰ = 2KCl^-1 + I₂⁰

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + 2H₂O

Такие реакции называются окислительно — восстановительными.

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов переходят к другим.

Окисление — это процесс отдачи электронов. При окислении степень окисления повышается:

H₂⁰ — 2ē = 2H⁺

S^-2 — 2ē = S⁰

Al⁰ — 3ē = Al⁺³

Fe⁺² — ē = Fe⁺³

2Br ^— — 2ē = Br₂⁰

Атом, отдающий электроны ē, называется восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов. При восстановлении степень окисления понижается.

Mn⁺⁴ + 2ē = Mn⁺²

S⁰ + 2ē = S^-2

Cr⁺⁶ +3ē = Cr⁺³

Cl₂⁰ +2ē = 2Cl^—

O₂⁰ + 4ē = 2O^-2

Атомы, присоединяющие электроны ē, являются окислителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов — (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2

S — восстановитель; O₂ — окислитель

Cu⁺²O + C⁺²O = Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO — восстановитель; CuO — окислитель

Zn⁰ + 2HCl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰­

Zn — восстановитель; HСl — окислитель

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄  =  I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI — восстановитель; MnO₂ — окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ = 3S⁰ + 3H₂O

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ — окислитель; О^-2 — восстановитель

N^-3H₄N⁺⁵O₃  =  N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ — окислитель; N^-3 — восстановитель

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂ = 2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ — окислитель; O^-2 — восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇  =  Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ — окислитель; N^-3 — восстановитель.

Диспропорционирование — окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰ + 2KOH = KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH = KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Подбор коэффициентов методом электронного баланса.

Электронный баланс — метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором происходит обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления.

Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO₄ + HCl = KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2. Определяют степени окисления элементов, которые её меняют.

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 = KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем.

восстановление Mn⁺⁷ + 5ē = Mn⁺² окислитель

окисление 2Cl^-1 — 2ē = Cl₂⁰ восстановитель

4. Уравнивают число принятых и отданных электронов с помощью множителей, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, изменяющих степень окисления.

5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции.

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

6. Проверяем количество атомов в левой и правой части уравнения, оно должно быть одинаковы.

Задания:

1) Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах реакций, лежащих в основе
получения металлов:
a) Mn₂O₃ + Si → SiO₂ + Mn
б) FeO + Al → Al₂O₃ + Fe

2) Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

a) Na₂S + KMnO₄ + H₂O → S + MnO₂ + NaOH + KOH
б) FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

в) KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ → Br₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

г) K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O