Один из признаков, по которому возможна классификация реакций, – изменение степеней окисления атомов химических элементов.
По этому признаку реакции делятся на два типа:
1) реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов химических элементов;
2) реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов химических элементов.
К первому типу реакций (реакции без изменения степени окисления) относится большинство реакций обмена.
Например, запишем уравнение реакции взаимодействия фторида кальция с концентрированной серной кислотой с указанием степеней окисления всех атомов:
Ca+2F2-1 + H2+1 S+6O4-2 = Ca+2S+6O4-2 + 2H+1F-1↑.
Степень кальция до и после реакции +2, фтора -1, водорода +1, серы +6, кислорода -2. Мы видим, что степени окисления до реакции и после остались неизменными.
Еще один пример - реакция взаимодействия гидроксида калия с азотной кислотой. Записываем уравнение реакции с указанием степеней окисления элементов:
K+1O-2H+1 + H+1N+5O3-2 = K+1N+5O3-2 + H2+1O-2.
Степень калия до и после реакции +1, кислорода -2, водорода +1, азота +5. Здесь степени окисления атомов элементов также не изменились.
|
|
Второй тип реакций носит название окислительно-восстановительных.
Окислительно-восстановительными реакциями называют химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества.
Например, запишем уравнение реакции взаимодействия магния с соляной кислотой с указанием степеней окисления всех химических элементов:
2H+1Cl-1 + Mg0 = Mg+2Cl2-1 + H20 ↑.
Мы видим, что атомы двух элементов – водорода и магния - изменили свои степени окисления. Магний с 0 до +2, а водород с +1 до 0.
Значит, каждый атом магния в этой реакции отдал по два электрона:
Mg0 – 2 е- → Mg+2.
А каждый атом водорода получил по одному из этих электронов:
2H+1 + 2 е- → H20.
Таким образом, атомы водорода подверглись процессу восстановления.
Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.
Степень окисления при этом всегда понижается.
Запишем еще несколько примеров присоединения электронов к атомам элемента, то есть восстановления:
N+5 + 3 e- → N+2 (атом азота понизил степень окисления с +5 до +2 после присоединения трех электронов);
Fe+3 + 1 e- → Fe+2 (атом железа понизил степень окисления с +3 до +2 после присоединения одного электрона);
F0 + 1 e- → F-1 (атом фтора понизил степень окисления с 0 до -1 после присоединения одного электрона).
В приведенных нами примерах все атомы элементов приняли электроны, то есть выступили окислителями.
|
|
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.
А теперь вернемся к приведенному выше уравнению реакции взаимодействия магния и соляной кислоты, где атомы магния отдавали электроны:
Mg0 – 2 е- → Mg+2 (атом магния изменил степень окисления с ноль на плюс два после того, как отдал два электрона).
В данном примере атомы магния подверглись окислению.
Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами.
Степень окисления при этом всегда повышается.
Приведем примеры окисления других атомов:
Fe0 - 2 e- → Fe+2 (атом железа повысил степень окисления с 0 до +2, присоединив два электрона);
Са0 - 2 е- → Са+2 (атом кальция повысил степень окисления с 0 до +2, присоединив два электрона);
S-2 – 2 e- → S0 (атом серы повысил степень окисления с -2 до 0, присоединив два электрона).
В приведенных нами примерах все атомы элементов отдали электроны, то есть выступили восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называют восстановителями.
Во всех химических реакциях окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление окислением.
То есть, рассматривая окислительно-восстановительные реакции, мы всегда знаем, что число электронов до реакции и после нее останется неизменным. И если атомы одного элемента в ходе реакции отдадут электроны, повысив степень окисления, то атомы другого их обязательно примут, понизив свою степень окисления. В результате реакции магний меняет степень окисления на плюс два, хлор сохраняет степень окисления минус один, водород меняет степень окисления с плюс один на ноль.
Таким образом, соблюдается электронный баланс реакции.
Это позволяет использовать метод электронного баланса для записей электронных уравнений процесса окисления и восстановления.
Например, запишем реакцию взаимодействия алюминия с сульфатом цинка следующей схемой:В результате реакции алюминий меняет степень окисления с ноль до плюс три, цинк меняет степень окисления с плюс два на ноль.
Электронные уравнения атомов элементов изменивших свои степени окисления будут иметь следующий вид:
Далее записываем молекулярное уравнение этой реакции, используя коэффициенты, взятые из электронных уравнений:
2Al + 3ZnSO4 = Al2(SO4)3 + 3Zn.
Пользуясь методом электронного баланса, можно расставить коэффициенты в любом, даже сложном уравнении, окислительно-восстановительной реакции.
Например, запишем схему взаимодействия фосфора с концентрированной серной кислотой. В результате этой реакции получаются фосфорная кислота, оксид серы (IV) и вода:
Р + H2SO4 → H3PO4 + SO2 + H2O.
Укажем степени окисления элементов до и после реакции. Подчеркнем знаки химических элементов изменивших степень окисления.
В нашем уравнении реакции это сера и фосфор.
Составляем электронные уравнения, отразив процесс присоединения и отдачи электронов.
Запишем коэффициент 2 перед фосфором в левой части уравнения и перед формулой фосфорной кислоты в правой части уравнения. Коэффициент 5 перед формулой серной кислоты в левой части и формулой оксида серы (IV) в левой:
2Р + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + H2O.
Теперь уравняем число атомов водорода в левой и правой части уравнения. До реакции число атомов водорода равно десять (5*2=10). Чтобы уравнять, ставим перед формулой воды коэффициент 2.
2Р + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Проверяем правильность расстановки коэффициентов подсчетом атомов кислорода до и после реакции. До реакции число атомов кислорода равно двадцати 20 (5*4), после реакции оно так же равно 20 (8 – в фосфорной кислоте (2*4) + 10 в оксиде серы (IV) (2*5) + 2 в молекуле воды).
Таким образом, коэффициенты расставлены правильно, можно заменить в схеме стрелку на знак равно, указав, что уравнение составлено:
|
|
2Р + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Если нам известна формула вещества, то по ней мы сможем определить степени окисления химических элементов в этом веществе, а также какие свойства будет проявлять тот или иной элемент: восстановительные, или окислительные.
Например, фосфор в фосфорной кислоте имеет максимальное значение степени окисления +5. Это значит, что в составе этой молекулы он потерял максимальное количество электронов и теперь сможет проявлять только окислительные свойства, то есть «забирать» электроны.
В то же время в составе молекулы фосфина РН3 фосфор имеет минимальное значение степени окисления -3 и сможет проявлять только восстановительные свойства, то есть «отдавать» электроны.
В свободном же состоянии, имея степень окисления 0, фосфор сможет проявлять как окислительные свойства (например, в реакциях с металлами. Т ак и восстановительные свойства (во взаимодействии с водородом.
Среди химических веществ одни вещества выступают окислителями чаще других. Эти вещества относятся к основным окислителям.
Основные окислители: кислород, галогены, азотная и серная кислоты, перманганат калия KMnO4 и так далее.
Вещества же, которые чаще всего выступают восстановителями, относятся к основным восстановителям.
Основные восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) CO, сероводород H2S, аммиак (нитрид водорода) NH3.
Решите уравнения как овр:
С-42Н6 + О2 → СО2 + Н2О
Al + ZnSO4 = Al2(SO4)3 + Zn
H2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + SO2↑ + H2O
NaCl + Н2О = NaOH + Н2 + Cl2 под действием электрического тока