Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю

Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:

_{0 0 +2 -2}

2Mg + O₂ ® 2MgO,

_{+5 -2 -1 0}

2KClO₃ 2KCl + 3O₂.

Напомним, что степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.

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

Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев значение степени окисления элемента не совпадает с его валентностью.

Для нахождения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, следует иметь в виду следующие правила:

Степень окисления атомов элементов в молекулах простых веществ равна нулю.

Например:

Mg⁰, Cu⁰.

2. Степень окисления атомов водорода в соединениях обычно равна +1.

Например: _{+1 +1}

HCl, H₂S

Исключения: в гидридах (соединениях водорода с металлами) cтепень окисления атомов водорода равна –1.

Например:

NaH^–1.

Степень окисления атомов кислорода в соединениях обычно равна –2.

Например:

Н₂О^–2, СаО^–2.

Исключения:

· степень окисления кислорода во фториде кислорода (OF₂) равна +2.

· степень окисления кислорода в пероксидах (Н₂О₂, Na₂O₂), содержащих группу –O–O–, равна –1.

Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Например: ₊₂

СuSO₄.

Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

Например: _{–1 +1}

HCl, HClO.

Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

– 2ē ® 2H⁺ процесс окисления,

Fe⁺² – ē ® Fe⁺³ процесс окисления,

2J^– – 2ē ® процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

+ 4ē ® 2O^–2 процесс восстановления,

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺² процесс восстановления,

Cu⁺² +2ē ® Cu⁰ процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

· некоторые простые вещества:

металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

неметаллы: например, H₂, C, S;

· некоторые сложные вещества: например, сероводород (H₂S) и сульфиды (Na₂S), сульфиты (Na₂SO₃), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH₃);

· катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃;

· катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

· некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F₂, CI₂, Br₂, I₂), халькогены (О₂, О₃, S);

· некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO₃),серная кислота (H₂SO_{4 конц.}), прерманганат калия (K₂MnO₄), бихромат калия (K₂Cr₂O₇), хромат калия (K₂CrO₄), оксид марганца (IV) (MnO₂), оксид свинца (IV) (PbO₂), хлорат калия (KCIO₃), пероксид водорода (H₂O₂);

· анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1. Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

2. Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

_{+7 + 4 + 2 + 6}

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

5 S⁺⁴ – 2 e- → S⁺⁶ процесс окисления, восстановитель

2 Mn⁺⁷ + 5 e- → Mn⁺² процесс восстановления, окислитель.

4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:

2KMnO₄ +5Na₂SO₃ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ.

Например:

_{0 +3 0 +3}

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃,

Al⁰ – 3e^– → Al⁺³ окисление, восстановитель,

Fe⁺³ +3e^– → Fe⁰ восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe⁺³) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

_{+5 –1 0}

2 KClO₃ = KCl + 3O₂

2 CI⁺⁵ + 6e^– → CI^–1 восстановление, окислитель

3 2O^–2 – 4е^– → окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O^–2) и окислитель (CI⁺⁵) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

_{-3 +3 0}

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

N^–3 – 3e^– → N⁰ восстановление, окислитель

N⁺³ + 3e^– → N⁰ окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования.

Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает, и понижает свою степень окисления.

Например: _{0 -1 +1}

Cl₂ + H₂O = HCI + HCIO

CI⁰ + 1e^– → CI^–1 восстановление, окислитель

CI⁰ – 1e^– → CI⁺¹ окисление, восстановитель.

Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.

Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно-восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть и окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).

Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх.

Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.

Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов (см. табл. 9 приложения).

Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, могут реагировать с водой, вытесняя из нее водород.

Например:

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂ ↑

При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли.

Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO₄):

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

Fe⁰ – 2e^– = Fe⁺² окисление, восстановитель

Cu⁺² + 2e^– = Cu⁰ восстановление, окислитель.

В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.

Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.

Ag + ZnCl₂ ≠

Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливать его:

Zn + 2HCl = ZnCI₂ + H₂↑

Zn⁰ – 2e^– = Zn⁺² окисление, восстановитель

2H⁺ + 2e^– → восстановление, окислитель.

Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.

Cu + HCI ≠

Чтобы определить, может ли быть окислителем или восстановителем сложное вещество, необходимо найти степень окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями.

Например, HNO₃, KMnO₄, H₂SO₄ в окислительно-восстановитель-ных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N⁺⁵), марганца (Mn⁺⁷) и серы (S⁺⁶) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).

Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя.

Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH₃, H₂S, НCI) будут только восстановителями, так как степени окисления азота (N^–3), серы (S^–2) и хлора (Cl^–1) являются для этих элементов низшими.

Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H₂O₂), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других - восстановительные.

Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H₂S, H₂SO₃, H₂SО₄ и сера S в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления –2, +4, +6 и 0. Сера относится к элементам р -электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем s - и р -подуровнях (...3 s 3 р). У атома серы со степенью окисления – 2 валентные подуровни полностью укомплектованы. Поэтому, атом серы с минимальной степенью окисления (–2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и в данном состоянии может только принимать электроны (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.

Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0, +4) могут и терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.

Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств атомов других элементов.

На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N⁺⁵) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.

4HNO_3(конц.) + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O,

8HNO_3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O,

10HNO_3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O,

10HNO_{3(c. разб.)} + 4Мg = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Существенное влияние на протекание окислительно-восстановительных процессов оказывает реакция среды.

Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO₄), то в зависимости от реакции среды раствора, Mn⁺⁷ будет восстанавливаться по-разному:

в кислой среде (до Mn⁺²) продуктом восстановления будет соль, например, MnSO₄,

в нейтральной среде (до Mn⁺⁴) продуктом восстановления будет MnO₂ или MnO(OH)₂,

в щелочной среде (до Mn⁺⁶) продуктом восстановления будет манганат, например, К₂MnO₄.

Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:

кислая среда –

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ +H₂O

нейтральная среда –

2KMnO₄ + 3Na₂SО₃ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

щелочная среда –

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Na₂MnO₄ + K₂MnO₄ + H₂O.

Температура системы также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.

При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:

_{0 -1 +1}

Cl₂ + KOH → KCI + KCIO + H₂O

CI⁰ + 1e^– → CI^–1 восстановление, окислитель

CI⁰ – 1e^– → CI⁺¹ окисление, восстановитель.

Если взять горячий концентрированный раствор КОН, то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:

_{0 t ° -1 +5}

3CI₂ + 6KOH → 5KCI + KCIO₃ + 3H₂O

5 │ CI⁰ + 1e^– → CI^–1 восстановление, окислитель

1 │ CI⁰ – 5e^– → CI⁺⁵ окисление, восстановитель.

Вопросы для самоконтроля по теме

«Окислительно-восстановительные реакции»

1. Какие реакции называются окислительно-восстановитель-ными?

2. Что такое степень окисления атома? Как она определяется?

3. Чему равна степень окисления атомов в простых веществах?

4. Чему равна сумма степеней окисления всех атомов в молекуле?

5. Какой процесс называется процессом окисления?

6. Какие вещества называются окислителями?

7. Как меняется степень окисления окислителя в окислительно-восстановительных реакциях?

8. Приведите примеры веществ, являющихся в окислительно-восстановительных реакциях только окислителями.

9. Какой процесс называется процессом восстановления?

10. Дайте определение понятию «восстановитель».

11. Как меняется степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях?

12. Какие вещества могут быть только восстановителями?

13. Какой элемент является окислителем в реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с металлами?

14. Какой элемент является окислителем при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами?

15. Какую функцию выполняет азотная кислота в окислительно-восстановительных реакциях?

16. Какие соединения могут образоваться в результате восстановления азотной кислоты в реакциях с металлами?

17. Какой элемент является окислителем в концентрированной, разбавленной и очень разбавленной азотной кислоте?

18. Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях может выполнять пероксид водорода?

19. Как классифицируются все окислительно-восстановительные реакции?

Тесты для самоконтроля знаний теории по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Вариант № 1

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu,

2) CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂,

3) SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

4) FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl,

5) NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.

2. Руководствуясь строением атомов, определите, под каким номером указана формула иона, который может быть только окислителем:

1) Mn, 2) NO^3–, 3) Br ^–, 4) S^2–, 5) NO^2–?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным восстановителем, из числа приведенных ниже:

1) NO^3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Под каким номером указано количество вещества KMnO₄, в молях, которое взаимодействует с 10 моль Na₂SO₃ в реакции, представленной следующей схемой:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Под каким номером приведена реакция диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)?

1) 2H₂S + H₂SO₃ = 3S + 3H₂O,

2) 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄,

3) 2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

4) 2Au₂O₃ = 4Au + 3O₂,

5) 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂.

Вариант № 2

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄,

2) CaCO₃ = CaO + CO₂,

3) CO₂ + Na₂O = Na₂CO₃,

4) CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O,

5) Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = PbSO₄ + 2NaNO₃.

2. Под каким номером приведена формула вещества, которое может быть только восстановителем:

1) SO₂, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO₂, 5) Na₂SO₃?

3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным окислителем, из числа приведенных:

1) I₂, 2) S, 3) F₂, 4) O₂, 5) Br₂?

4. Под каким номером приведен объем водорода в литрах при нормальных условиях, который можно получить из 9 г Al в результате следующей окислительно-восстановительной реакции:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Под каким номером приведена схема окислительно-восстано-вительной реакции, которая протекает при рН > 7?

1) I₂ + H₂O → HI + HIO,

2) FeSO₄ + HIO₃ + … → I₂ + Fe(SO₄)₃ + …,

3) KMnO₄ + NaNO₂ + … → MnSO₄ + …,

4) KMnO₄ + NaNO₂ + … → K₂MnO₄ + …,

5) CrCl₃ + KMnO₄ + … → K₂Cr₂O₇ + MnO(OH)₂ + ….

Вариант № 3

1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?

1) H₂SO₄ + Mg → MgSO₄ + H₂,

2) CuSO₄ + 2NaOH →Cu(OH)₂ + Na₂SO₄,

3) SO₃ + K₂O → K₂SO₄,

4) CO₂ + H₂O → H₂CO₃,

5) H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O.

2. Руководствуясь строением атома, определите, под каким номером приведена формула иона, который может быть восстановителем:

1) Ag⁺, 2) A^l3+, 3) C^l7+, 4) Sn²⁺, 5) Zn²⁺?

3. Под каким номером приведен процесс восстановления?

1) NO^2– → NO^3–, 2) S^2– → S⁰, 3) Mn²⁺ → MnO₂,

4) 2I^– → I₂, 5) → 2Cl^–.

4. Под каким номером приведена масса прореагировавшего железа, если в результате реакции, представленной следующей схемой:

Fe + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

образовалось 11,2 л NO (н.у.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Под каким номером приведена схема реакции самоокисления-самовосстановления (дисмутации)?

1) HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O,

2) FeCl₂ + SnCl₄ → FeCl₃ + SnCl₂,

3) HNO₂ → NO + NO₂ + H₂O,

4) KClO₃ → KCl + O₂,

5) Hg(NO₃)₂ → HgO + NO₂ + O₂.

Ответы на задания тестов см. на стр.