Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции

После усвоения материала Главы 8 студент должен:

знать

• определение окислительно-восстановительных реакций (ОВР), степени окисления, окислитель и восстановитель;

• правила расчета степеней окисления атомов в соединении;

• классификацию ОВР;

• правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса;

• правила расстановки коэффициентов методом полуреакций;

уметь

• расставлять степень окисления атомов в соединениях;

• привести примеры типичных окислителей и восстановителей;

• указать роль соединения в ОВР, основываясь на значении степени окисления;

• расставлять коэффициенты методом электронного баланса;

• составлять уравнения полуреакций с учетом pH среды;

• расставлять коэффициенты методом полуреакций;

• экспериментально подтвердить окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ;

владеть

• представлениями о процессах окисления и восстановления;

• методами расстановки коэффициентов в уравнении реакции (электронного баланса и полуреакций);

• навыками проведения качественных опытов раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов в результате перехода электронов от одних частиц к другим.

Под степенью окисления понимается условная величина заряда атома в соединении, если предположить, что все связи в молекуле ионные.

8.1. Определение степени окисления

Определение (С.О.) атомов в веществах проводят, используя следующие правила:

1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в металле или в H₂, N₂, О₂, О₃ равна нулю.

2. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона, например: Na⁺¹I^–1, Mg⁺²Cl₂^–1, Al⁺³F₃^–1, Zr⁺⁴Br₄^–1.

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причем принимают следующие степени окисления:

а) для фтора С.О. = –1;

б) для кислорода в большинстве соединений обычно С.О. = –2, за исключением пероксидов, где С.О. = –1, надпероксидов (С.О. = –1/2), озонидов (С.О. = –1/3) и фторида кислорода (С.О. = +2);

в) для водорода С.О. = +1, за исключением солеобразных гидридов, например LiH, где С.О. = –1;

г) для щелочных и щелочноземельных металлов С.О. = +1 и +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма С.О. элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Понятие С.О. имеет условный характер, так как не отражает реальный эффективный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.

Многие элементы могут проявлять переменную С.О. в соединениях. В качестве примера рассчитаем С.О. азота в соединениях KNO₂ и НNО₃. Степень окисления водорода и щелочных металлов в соединениях равна +1, а С.О. кислорода равна –2. Соответственно С.О. азота равна:

KNO₂: 1 + х + 2(–2) = 0,

х = +3;

HNO₃: 1 + х + 3(–2) = 0,

х = +5.

8.2. Окисление и восстановление

Окислением называют процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Частицы, отдающие электроны и повышающие свою степень окисления, называются восстановителями:

Al⁰ –3ē → Al⁺³,

2Cl^– –2ē → Cl₂⁰,

H₂⁰ –2ē → 2H⁺.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частица, присоединяющая электроны и понижающая свою степень окисления, является окислителем:

S⁰ +2ē → S^–2,

Fe⁺³ +1ē → Fe⁺²,

Cl₂⁰ +2ē → 2Cl^–.

Восстановителями могут быть:

1. молекулы металлов и неметаллов (Na, Al, Cr, H₂, C, S);

2. отрицательно заряженные простые ионы (Cl^–, S^2–);

3. атомы в состоянии промежуточных степеней окисления:

4. электрический ток на катоде.

Окислителями могут быть:

1. молекулы неметаллов;

2. атомы элемента в высшей положительной степени окисления;

3. атомы в состоянии промежуточных степеней окисления;

4. электрический ток на аноде.