Окислительно-восстаовительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительные реакции – химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер.

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие правила:

1 Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na ⁰; H₂ ⁰).

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 ^-1 O ⁺² и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4 Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V₂⁺ ⁵ O₅ ^-2; Na₂⁺ ¹ B₄ ⁺³ O₇ ^-2; K ⁺¹ Cl ^{+ 7} O₄ ^-2;

N ^-3 H₃ ⁺¹; K₂ ⁺¹ H ⁺¹ P ⁺⁵ O₄ ^-2; Na₂ ⁺¹ Cr₂ ⁺⁶ O₇ ^-2

В ОВР электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H₂⁰ - 2ē → 2H⁺

S^-2 - 2ē → S⁰

Al⁰ - 3ē → Al⁺³

Fe⁺² - ē → Fe⁺³

2Br ^- - 2ē → Br₂⁰

Процесс присоединения электронов - восстановление: 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 или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1 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.

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

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ → 3S⁰ + 3H₂O.

2 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

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

Cl₂⁰ + 2KOH → KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O.

Направление окислительно-восстановительных реакций определяется вторым законом термодинамики. Для изолированной системы самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии ∆S > 0. Можно предсказать направление ОВР, если известно изменение энергии Гиббса ∆G⁰. Если процесс протекает при изобарно-изотермических условиях, то прямая реакция возможна при условии, если энергия Гиббса меньше нуля: ∆G < 0.

Алгоритм составления уравнения методом электронного баланса

Уравнение составляется в несколько стадий:

1 Записывают схему реакции:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

2 Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются:

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

3 Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем:

Mn⁺⁷+ 5ē → Mn⁺²

2Cl^-1- 2ē → Cl₂⁰.

4 Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:

Mn⁺⁷+ 5ē → Mn⁺²	2
2Cl^-1- 2ē → Cl₂⁰	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷+ 10Cl^-1→ 2Mn⁺²+ 5Cl₂⁰.

5 Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции:

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 → 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰+ 8H₂O.

Химия элементов

Неметаллы

Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.

Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства.

Положение элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы-неметаллы: s-элемент – водород; р-элементы 13 группы – бор; 14 группы – углерод и кремний; 15 группы – азот, фосфор и мышьяк, 16 группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы 17 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат. Элементы 18 группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам.

Практически все элементы-неметаллы на внешнем энергетическом уровне имеют большое число электронов – от 4 до 7. Элемент бор – аналог алюминия, у него всего 3 электрона на внешнем энергетическом уровне, но он имеет малый радиус, прочно удерживает свои электроны и имеет свойства неметалла. Особо отметим электронное строение водорода. Это s-элемент, но он довольно легко принимает один электрон, образует гидрид-ион и проявляет окислительные свойства металла. Закономерность изменения свойств элементов-неметаллов на основании строения их атомов представлена в таблице 5.

Таблица 5 - Закономерность изменения свойств элементов-неметаллов

	Характер изменения
	в периоде (слева направо)	в группе (сверху вниз)
заряд ядра	увеличивается	увеличивается
радиус атома	уменьшается	увеличивается
число валентных электронов	увеличивается	не изменяется
электроотрицательность	увеличивается	уменьшается
окислительные свойства	усиливаются	ослабевают
неметаллические свойства	усиливаются	ослабевают

Таким образом, чем правее и выше стоит элемент в Периодической системе, тем ярче выражены его неметаллические свойства.

Физические свойства неметаллов

Практически все неметаллы имеют свой цвет: фтор – оранжево-желтый, хлор – зеленовато-желтый, бром – кирпично-красный, йод – фиолетовый, сера – желтая, фосфор может быть белым, красным и черным, а жидкий кислород – голубой.

Все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда – электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска.

Физические свойства неметаллов разнообразны и обусловлены разным типом кристаллических решеток.

Химические свойства неметаллов

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.

Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.

Взаимодействие с простыми веществами

- с металлами (проявляют окислительные свойства)

2Na + Cl₂ = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N₂ = 2Li₃N,

2Ca + O₂ = 2CaO;

- с водородом, образуя летучие водородные соединения

3H₂ + N₂ = 2NH₃,

H₂ + Br₂ = 2HBr;

- с кислородом (все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства)

S + O₂ = SO₂,

4P + 5O₂ = 2P₂O₅;

2F₂ + O₂ = 2OF₂;

- между собой

S + 3F₂ = SF₆,

C + 2Cl₂ = CCl₄.

Взаимодействие со сложными веществами

- с кислородом (горение)

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂,

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O.

- с водородом

CuO + H₂ = Cu + H₂O.

- с другими неметаллами

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃,

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂;

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O,

3P +5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO;

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O.

Металлы

Из 114 элементов, известных в настоящее время, 96 являются металлами. Металлы и их соединения играют важную роль в минеральной и органической жизни Земли. Атомы и ионы металлов входят в состав важнейших соединений, участвующих в жизнедеятельности растений, животных и человека.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое, от 1 до 3, число электронов на внешнем энергетическом уровне, исключения составляют только германий, олово, свинец (4 электрона), сурьма, висмут (5 электронов) и полоний (6 электронов). Для атомов металлов характерны низкие значения электороотрицательности и восстановительные свойства.

Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Металлы располагаются в начале периодов, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 13 группы, все, кроме бора, 14 группы: германий, олово, свинец, 15 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы.

По своему электронному строению металлы делятся на s-, p-, d- и f-металлы.

s-металлы расположены в 1 и 2 группах Периодической системы химических элементов, р-металлы – в 13, 14, 15, 16 группах. Все они, за исключением германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония, на внешнем энергетическом уровне имеют 1–3 электрона.

В группах s- и р-металлов число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется, радиус атома увеличивается, электроотрицательность уменьшается, восстановительные свойства усиливаются, металлические свойства усиливаются.

Начиная с 4 периода, появляются вставные декады d-элементов, у которых заполняется предвнешний энергетический уровень. d-элементы расположены в 3–12 группах Периодической системы химических элементов, все они являются металлами, имеют большое количество валентных электронов, так как ими являются не только s-, но и d-электроны. Это свойство обеспечивает большое разнообразие степеней окисления и ярко выраженную склонность к комплексообразованию.

В группах d-металлов число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется, радиус атома увеличивается, хотя в меньшей степени, чем у s- и р-металлов, восстановительные свойства чаще всего уменьшаются, устойчивость высшей степени окисления увеличивается.

Начиная с 6 периода, появляются семейства лантаноидов и актиноидов, которые включают по 14 f-элементов, у них заполняется третий с конца энергетический уровень. f-элементы расположены в 3 группе Периодической системы химических элементов, их электронная конфигурация (n-2)f^1-14(n-1)d^0-1ns². Все они являются металлами, проявляют очень схожие химические свойства.

Физические свойства металлов

Металлы обладают рядом сходных химических свойств, которые отличают их от неметаллов. Цвет металлов довольно однообразен и изменяется от серебристо-белого (алюминий, серебро) до серебристо-серого (железо, свинец). Обладают цветом только золото – оно желтое и медь – красная. Некоторые металлы имеют оттенки серого, например, висмут – красноватый, цинк – синеватый.

В компактном состоянии все металлы в большей или меньшей степени обладают металлическим блеском, довольно высокой плотностью, тепло- и электропроводностью и пластичностью. Твердость металлов различна, так же значительно различаются их температуры плавления и кипения. Основные физические свойства металлов приведены в таблице.

Химические свойства металлов

По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

- с кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные, щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды

4Li + O₂ = 2Li₂O,

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃.

2Na + O₂ = Na₂O_2;

- с галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот

Cu + Cl₂ = CuCl₂;

- с водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды

2Na + H₂ = 2NaH;

- с серой металлы образуют сульфиды

Zn + S = ZnS;

-с азотом некоторые металлы образуют нитриды