6. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления, валентность

Валентность - способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Количественной мерой валентности атома элемента (Э) служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать, соответственно, одно - и двухвалентными), которые Э присоединяет, образуя гидрид ЭH_Х или оксид Э_ХО_У.

Электростатическая теория химической связи привела к формулировке близкого к валентности и дополняющего ее понятия степени окисления, которая соответствует заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).

Пример:

В реакции Zn⁰ + 2 HCl  ZnCl₂ + Н₂ произошло изменение степеней окисления:

Zn⁰ - 2 ē  Zn⁺² и 2 H⁺ + 2 ē  Н₂.

Процесс отдачи электронов (- Δē) сопровождается повышением степени окисления элемента и называется окислением.

Понижение степени окисления элемента – это процесс присоединения электронов (+ Δē) называется восстановлением.

• Число электронов, отдаваемых атомами, молекулами или ионами восстановителя, равно числу электронов, принимаемых атомами, молекулами или ионами окислителя (правило электронного баланса).

Окислители: Восстановители:

Галогены (F₂, Cl₂, Br₂, I₂); Металлы;

Перманганат калия KMnO₄; С – углерод;

Манганат калия K₂MnO₄; Н₂ - водород;

Диоксид марганца MnO₂; Катионы металлов в низших степенях

Дихромат калия K₂Cr₂O₇; окисления: Sn⁺², Fe⁺², Mn⁺², Cr⁺³;

Хромат калия K₂CrO₄; Азотистая кислота HNO_2;

Азотная кислота HNO₃; Аммиак NH_3;

Серная кислота H₂SO₄; Сероводород H₂S;

Пероксид водорода H₂O₂; Силан SiH₄, фосфин РН₃;

Хлорид железа (III) FeCl₃; Нитриды, фосфиды металлов (Na₃N, Ca₃P₂);

Хлорная кислота HClO₄ и ее соли; Гидриды металлов (NaH, CaH₂) и др.

Окислительно-восстановительные свойства атома зависят от положения элемента в периодической системе и от степени окисления в соединении.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства.

Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Пример: Рассмотрите возможные степени окисления атома серы.

Решение:

1) Электронная формула серы: ₁₆S — Is²2s²2p⁶3s²3p⁴ ;

2) Внешний электронный уровень содержит 6 ē, и в химических реакциях атом серы может присоединить от атома другого элемента 2 ē, создавая при этом устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию:

S ⁰ …3s²3p⁴ + 2ē  S^-2 …3s² 3p⁶ ( атом серы приобрел минимальную степень окисления);

3) атом серы может отдать все валентные электроны:

S ⁰ …3s²3p⁴ - 6ē  S⁺⁶ …3s⁰ 3p⁰ ( атом серы приобрел максимальную степень окисления);

4) атом серы в химических реакциях может отдать с внешнего уровня 4 р-электрона:

S ⁰ …3s²3p⁴ - 4ē  S⁺⁴ …3s² 3p⁰ ( атом серы приобрел промежуточную степень окисления;

5) Таким образом, атом серы S^-2 будет проявлять только восстановительные свойства;

атом серы S⁺⁶ будет проявлять только окислительные свойства;

атом серы S ⁰ и S⁺⁴ будет проявлять и окислительные и восстановительные свойства;

• Следует помнить, что в окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не изменяться.

Пример:

В окислительно-восстановительной реакции Н₂⁰ + Сl₂⁰ = 2 H⁺Cl^- - валентность атомов водорода и хлора до и после реакции не изменилась (равна единице), но изменилась их степень окисления. Таким образом, валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет, а степень окисления может иметь знак плюс или минус.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях (т.е. окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает), которые в дальнейшем используются для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. В зависимости от степени сложности и количества участников реакции используют или метод электронного баланса или электронно-ионный (метод полуреакций).

Метод электронного баланса

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса осуществляется в несколько стадий:

1) записывают схему уравнения реакции со всеми участвующими в ней веществами – реагентами и продуктами - без коэффициентов;

2) отмечают те элементы, которые изменяют степень окисления в результате реакции;

3) определяют число электронов (е), приобретаемых или отдаваемых теми элементами, у которых изменяется степень окисления;

4) уравнивают число электронов, приобретаемых и отдаваемых элементами, т.е. соблюдают выполнение правило электронного баланса;

6) переносят основные коэффициенты в молекулярное уравнение и ставят перед продуктами окисления и восстановления, а затем при окислителе и восстановителе;

5) придают окончательный вид уравнению реакции, подбирая коэффициенты для всех остальных участников реакции в следующей последовательности: металлы, неметаллы, кислотные остатки, водород и кислород.

6) между левой и правой частями уравнения ставят знак равенства, указывая на то, что закон сохранения массы веществ выполнен.

Пример: Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме: КМпО₄ + НС1  МпС1₂ + С1₂ + КС1 + Н₂О

Решение:

1) Выбираем элементы, которые поменяли свою степень окисления: С1 ^- и Мn⁺⁷;

2) Вычисляем, как изменяют свою степень окисления эти элементы и отражаем это в электронных уравнениях:

в осстановитель 2С1^- - 2ē  С1₂ ⁰ 5 процесс окисления

10

окислитель Мn ⁺⁷ + 5 ē  Мn ⁺² 2 процесс восстановления;

3) Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления;

4) Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции имеет вид:

2 КМnO₄ + 16 НС1 = 2 МnС1₂ + 5 С1₂ + 2КС1 + 8Н₂О, где

КМnO₄ – окислитель; НС1 – восстановитель.