_{Правила определения степеней окисления.}

1.  В простых веществах степени окисления равны нулю, например Сu⁰, .

2. Некоторые элементы в сложных веществах имеют, как правило, постоянные степени окисления, в частности:

а) степени окисления элементов IA-группы, II группы (кроме Hg) и III группы (кроме B и Tl) Периодической системы равны номерам групп со знаком «+», например K⁺¹NO₃ (K – элемент IA-группы), Zn⁺²SO₄ (Zn – элемент II группы), Sc⁺³F₃ (Sc – элемент III группы);

б) степень окисления H равна +1, кроме соединений с элементами, перечисленными в пункте а), а также с B и с Si, в которых степень окисления водорода составляет –1, например H⁺¹Br, но ;

в) степень окисления O равна –2, кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов и фторидов кислорода, например CCl₂O⁻², но (пероксид водорода), (надпероксид калия), (озонид рубидия), (дифторид дикислорода);

г) степень окисления F всегда равна –1, например ;

д) степени окисления остальных (кроме фтора) элементов VIIA-группы Периодической системы обычно равны –1, кроме соединений с F, N, O и между собой, например , но ;

3. Степени окисления элементов кислотных остатков в солях такие же, как в кислотах, образующих эти соли, например в сульфатах степени окисления S и O такие же, как и в серной кислоте .

4. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или в формульной единице вещества немолекулярного строения) равна нулю, а в ионе – заряду этого иона. Т. о., для формульной единицы

a·x + b·y + c·z = ±ν,

где A, B, C – символы элементов; a, b, c – степени окисления; x, y, z – стехиометрические индексы в формулах; ν± − заряд (равен нулю для молекулы или формульной единицы вещества немолекулярного строения).

Пример задания:

Номер варианта	Схемы реакций для заданий
	I	II
пример	As + HClO + H2O → H3AsO4 + HCl	CH3CHO + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3COOH + ... + … + …

I. а) Составление уравнения методом электронного баланса (Ox – окислитель; Red – восстановитель).

ПРИМЕР

As + H Cl O + H O → H As O  + H Cl Электронные уравнения полуреакций: Red As0 – 5 е− = As+5 2 уравнение окисления Ox Cl+1 + 2 е− = С1–1 5 уравнение восстановления Молекулярное уравнение ОВР: 2 As + 5 HClO + 3 H2O = 2 H3AsO4 +  5 HCl

б) Определение того, какие вещества являются окислителями, а какие – восстановителями, и за счет каких атомов

ОБЩИЙ ВИД		ПРИМЕР
Вещество (реагент), содержащее атомы, степени окисления которых в ходе реакции…	уменьшаются, называется окисли- телем за счет этих атомов	Вещество HClO является окислителем за счет атомов Cl+1
	увеличиваются, называется восста- новителем за счет этих атомов	Вещество As является восстанови- телем за счет атомов As0

в) Определение типа реакции

ОБЩИЙ ВИД				ПРИМЕРЫ
Характер реакции		Тип ОВР
Окислитель и восстановитель – это…	разные вещества	межмолекулярная	2 As + 5 HClO + 3 H2O = 2 H3AsO4 + 5 HCl (Ox – HClO за счет Cl+1, Red – As за счет As0)
	одно вещество за счет разных атомов	внутримолекулярная	(Ox – HgO за счет Hg2+, Red – HgO за счет O–2)
	одно вещество за счет одинаковых атомов	диспропорционирования	(и Ox и Red – N2O4 за счет N+4)

Существуют ОВР, которые могут быть отнесены одновременно к разным типам, например, реакция, протекающая по уравнению

,

сочетает в себе внутримолекулярную реакцию (хлорноватая кислота HClO₃ является окислителем за счет атомов Cl⁺⁵ и восстановителем за счет атомов O⁻²) и реакцию диспропорционирования (хлорноватая кислота HClO₃ является и окислителем, и восстановителем за счет одинаковых атомов Cl⁺⁵).

II. Составление уравнения реакции с помощью ионно-электронных уравнений.

1. Находим среди реагентов вещества-восстановители и вещества-окислители. Определяем частицы-восстановители и частицы–продукты окисления, частицы-окислители и частицы–продукты восстановления (обе частицы должны содержать атомы одного и того же элемента, но с разными степенями окисления). Для всего этого используются таблицы «Важнейшие окислители и продукты их восстановления», «Важнейшие восстановители и продукты их окисления», либо анализ приведенной в задании схемы реакции. Составляем схемы полуреакций

CH₃CHO → CH₃COOH

Cr O → Cr³⁺.

2. Уравниваем схемы (если надо) по атомам, изменяющим свои степени окисления

Cr O → 2 Cr³⁺.

3. Сравниваем числа атомов O⁻² в правой и левой частях получен­ных схем, уточняем рН среды и, используя нижеприведенную блок-схему, добавляем в обе части схемы формулы Н⁺, ОH⁻, или Н₂О (если числа атомов O⁻² одинаковы в обеих частях схемы, то добавлять формулы Н⁺, ОH⁻, или Н₂О не надо).

Блок-схема составления ионно-электронных уравнений

CH₃CHO + H₂O → CH₃COOH + H⁺

Cr O + H⁺ → 2 Cr³⁺ + H₂O.

4. Уравниваем полученные схемы по кислороду, по водороду и по зарядам, прибавляя или отнимая слева электроны. Получаем ионно-электронные уравнения полуреакций:

CH₃CHO + H₂O – 2 е⁻ = CH₃COOH + 2 H⁺

Cr O + 14 H⁺ + 6 е⁻ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O.

5. Ставим множители к каждому из этих уравнений, равные числу электронов в другом уравнении. Сокращаем (если необходимо) эти множители. Умножаем уравнения полуреакций на полученные множители и складываем полученные произведения между собой. Приводим подобные. Добавляем к обеим частям кратких ионных уравнений формулы ионов, входящих в состав реагентов, но не участвующих в полуреакциях, в таких количествах, чтобы суммарные заряды обеих частей были нулевыми.

+	CH3CHO + H2O – 2 е− = CH3COOH + 2 H+	6 3
	Cr O + 14 H+ + 6 е− = 2 Cr3+ + 7 H2O	2 1
	3 CH3CHO + 3 H2O + Cr O + 14 H+ = 3 CH3COOH + 6 H+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 8 H+ + 4 H2O
	+ 2 K+ + 4 SO = 2 K+ + SO + 3 SO .

6. Объединяем формулы катионов с формулами анионов в формулы веществ. Получаем молекулярное уравнение ОВР.

3 CH₃CHO + K₂Cr₂O₇ + 4 H₂SO₄ = 3 CH₃COOH + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4 H₂O.

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

Вещества- окислители	Г2 (Г = Вr, Cl, F, I)	О2		HNO3				Н2O		HCl, H2SO4(разб.)
				(разб.)		(конц.)
Частицы- окислители	Г2	О2						Н2O		H+
Частицы – продукты восстановления	Г−	ОН− (при рН  7)	Н2О (при рН < 7)	NO		NО2		H2
Вещества- окислители	H2SO4(конц.)	K2Cr2О7	K2CrО4	Cоли железа(III)			РbO2
Частицы- окислители				Fe3+ (если соль растворима)			РbO2
Частицы- продукты восстановления	SО2	Cr3+ (при рН < 7); [Cr(OH)6]3− (при рН > 7)		Fe2+ (если соль растворима)			Рb2+ (при рН < 7); [Рb(OH)4]2− (при рН > 7)
Вещества- окислители	КГО3	NaГO	MnO2	КМnО4
	Г ≠ F
Частицы- окислители		ГО−	MnO2
Частицы- продукты восстановления	Г− (чаще) или Г2		Мn2+ (при рН < 7)		MnO2 (если 7 ≤ рН <12)				(при рН >12)