«Окислительно-восстановительные реакции» (ОВР)

1. Степень окисления

Степень окисления (с.о.) элемента–это условный заряд, который приобрёл бы атом, если бы е, участвующие в образовании химической связи, были бы полностью смещены к более электроотрицательному атому.

Значение с.о. определяется числом е, смещенных от атома данного элемента к атому другого элемента.

Элементы с постоянной с.о.

1. S-эл. I гр (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr):+1

2. S-эл. II гр (Ве, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra):+2

3. p-эл. III гр. (Al):+3

4. Кислород: –2 (искл.H⁺₂O^-₂, O⁺²F^-₂)

5. Водород: +1 (искл. Li⁺H^-и другие гидриды Ме)

6. Фтор: –1 Другие галогены: –1 сМе и Н.

7. Атомы в простых веществах 0 (H⁰₂, Na⁰, S⁰).

Элементы с переменной с.о.

При определении с.о. таких элементов пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

K⁺Mn ^x O^-2₄ или K⁺¹ Mn^х=+7 O^-2₄ Fe^x=+3 (S^уO^-2₄)^-2₃ (S^УО^-2₄)^-2

+1+x+4(-2)=0 +1+7 -8 +6 –6 у+4(-2)=-2

x=+7 +8 у=+6

. С.о. не всегда совпадает с величиной валентности В.

Аммиак Гидразин Гидроксиламин

NH₃ N₂H₂ NH₂OH

H N^-3H H H H

N^-2–N^-2 N^-1OH

H H H H

B(N)=3 B(N)=3 B(N)=3

С.о.(N)=-3 С.о.(N)=-2 С.о.(N)=-1

2. Природа окислительно-восстановительных процессов

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменениями с.о. элементов за счет передачи е от атомов или ионов одного элемента к атомам или ионам другого элемента.

Процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов, называют окислением:

Fe²⁺–еFe³⁺ Сами эти частицы (например, Fe²⁺) называют

в-ль (повышает с.о.) восстановителями (они окисляются)

Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом электронов, называют окислением.

Мn⁺⁷ +5 Mn⁺² Сами эти частицы (например Mn⁷⁺) называют

о-ль(понижает с.о.) окислителями (они восстанавливаются).

Окисление одних веществ (частиц) всегда сопровождается восстановлением других и наоборот, т.е. эти два процесса протекают одновременно. Основу этих процессов составляет передача и прием электронов. Число отдаваемых восстановителем электронов всегда равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

3. Простые и сложные вещества в качестве окислителей и восстановителей.

О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.

Атом элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (т.е. отдать е) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может её понизить (принять е) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например:

N^-3 N^-2 N^-1 N⁰ N⁺¹ N⁺² N⁺³ N⁺⁴ N⁺⁵

NH₃ N₂H₄ NH₂OH N₂ N₂O NO HNO₂ NO₂ HNO₃

только проявляют и окислительные, и только

восстановитель восстановительные свойства окислитель

Восстановители (доноры-электронов):

1) атомы всех элементов, кроме благородных газов и фтора. Наиболее активны -щелочные и щелочноземельные Me.

2) все отрицательно заряженные простые ионы:

J^-, Br-, Cl^-, S^2-, Se^2-

3) ионы, которые могут увеличивать положительную степень окисления _{2+ 2+ 4+}

Sn²⁺ Fe²⁺ S⁴⁺ SnCl₂ FeSO₄, H₂SO₃

Sn²⁺Sn⁴⁺, Fe²⁺Fe³⁺, S⁴⁺S⁺⁶

4)электрический ток на катоде! (сильный восстановитель).

Окислители (акцепторы электронов)

1) только атомы неметаллов: самые сильные F₂, Cl₂, Br₂, J₂, самые слабые – неметаллы IV группы.

2) ионы металлов.

Наиболее активны d-элементы в их высшей валентности (MnO₄^-, Cr⁶⁺) наименее активны ионы щелочных и щелочноземельных металлов (Na⁺, Са²⁺ и т.д.).

3. оксиды, кислородные кислоты и их соли:

MnO₂, H₂O₂, SO_2, NO₂, PbO₂, HNO₃, HclO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇

В концентрированных кислотах окислителем выступает кислотообразующий элемент (S⁶⁺, Cl⁷⁺, N⁵⁺), а в разбавленных – ион Н⁺, который изменяет свою степень окисления.

3. электрический ток на аноде.