Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции
Одна из классификаций химических реакций основана на изменении
степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции.
По этому признаку различают реакции, протекающие с изменением степени
окисления (окислительно-восстановительные), и реакции, протекающие без
изменения степени окисления.

Окислительно-восстановительными
называют
реакции,
протекающие с изменением степеней окисления элементов,
образующих вещества, участвующие в реакции.

Степень окисления — условный заряд атомов в химическом
соединении, вычисленный из предположения, что соединение
состоит только из простых ионов.
Для того чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться
несложными правилами:
1) степень окисления кислорода почти всегда равна -2;
2) степень окисления водорода почти всегда равна +1;
3) степень окисления металлов всегда положительная; ее максимальное
значение почти всегда равно номеру группы;
4) степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах
всегда равна нулю;
5) суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении
обязательно равна нулю.
Окислительно-восстановительными являются все реакции замещения, а
также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы
одно простое вещество.
Рассмотрим эффектную и важную для практики реакцию алюминотермии (цв. вклейка, рис. 17):
Fе2O3 + 2Аl = 2Fе + Аl2O3
Процессы, в основе которых лежит алюминотермия, служат для
получения сплавов железа (ферросплавов), марганца, хрома и др.
Обозначим степени окисления всех элементов в формулах веществ —
реагентов и продуктов этой реакции:
Fе O + 2Аl = 2Fе + Аl O
Как видно, два элемента — железо и алюминий — изменили свои
степени окисления. Что с ними произошло?
Алюминий из нейтрального атома превратился в условный ион со
степенью окисления +3, т.е. отдал три электрона:
Аl0 - 3е – = Аl+3
*Элемент или вещество, отдающие электроны, называют восстановителями, сами они при этом окисляются.
Условный ион железа в степени окисления +3 превратился в
нейтральный атом, т.е. получил три электрона:
Fе+3 + 3е – = Fе0
*Элемент или вещество, принимающие электроны, называют
окислителями, сами они при этом восстанавливаются.
Процессы, происходящие в рассмотренном примере, представлены на
рис. 5.1.
Рис. 5.1 Алюминотермия как окислительно-восстановительный процесс.
Принимая электроны, атом химического элемента восстанавливается и
понижает свою степень окисления, являясь окислителем для другого
участника этого процесса. Теряя электроны, химический элемент окисляется
и повышает свою степень окисления, при этом играет роль восстановителя
для элемента-окислителя. Наглядно определить, в каком качестве
химический элемент участвует в окислительно-восстановительной реакции,
какое количество электронов он принимает или теряет, помогает схема:
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Отдача электронов (-пе ), окисление
Присоединение электронов (+пе), восстановление
Наиболее сильные окислительные свойства проявляют ярко выраженные
неметаллы, например галогены. Очевидно, что максимальные окислительные
свойства проявляют галогены в высших положительных степенях окисления.
И, наоборот, в соединениях с низшей отрицательной степенью окисления
галогены уже не могут проявлять окислительные свойства. Кроме галогенов
окислительные свойства проявляют и другие неметаллы в положительных,
нулевой
и
промежуточной
отрицательной
степенях
окисления.
Окислительные свойства могут проявлять даже металлы в положительных
степенях окисления. Примеры типичных окислителей приведены в табл. 5.1.
Таблица 5.1
Типичные окислители
Химический
элемент
Группа окислителей
Электрический ток на аноде
—
Галогены в высших положительных Сl+7, Вr+7, I+7
степенях окисления
Галогены в промежуточных поло- Сl+1, Сl+3, Сl+5
жительных степенях окисления
Вr+5, I+5
Халькогены и другие неметаллы в S+6, S+4, N+5
положительных степенях окисления
Неметаллы — простые вещества
F0, Сl0, О0, S0,
Вr0
Неметаллы
в
промежуточных О–1, N–2
отрицательных степенях окисления
Металлы в высших положительных Мn+7, Сr+6 , Sn+4
степенях окисления
Металлы
в
промежуточных Fе+2, Сu+1, Sn+2
положительных степенях окисления
Пример
—
НСlO4, НВrO4, НIO4
КСlO3, HClO, NaВrO3
Н2SO4, SO2, НNO3
F2, Сl2, О3, O2, S, Вr2
Н2O2, ВаO2, N2Н4
КМnO4,
К,СrO4,
Н2Сr2O7, SnСl4
FеСl2, СuСl, SnO4
Те же принципы могут быть применены и к прогнозированию восстановительных свойств веществ. Результаты такого прогноза приведены в
табл. 5.2.
Рассматривая типичные окислители и восстановители, можно заметить,
что многие вещества способны проявлять в зависимости от условий как
восстановительные, так и окислительные свойства. Причин такой
двойственности несколько.
Во-первых, в состав вещества могут входить элементы, один из которых
проявляет свойства окислителя, а другой — восстановителя. Например,
хлороводород (и его водный раствор — соляная кислота) проявляет
окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счет катиона
водорода Н+ и восстановительные свойства благодаря наличию атома
галогена в минимальной степени окисления:
Мg0 + 2Н+1Сl = Мg+2Сl2 + Н
2КМnO4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2O
Т а б л и ц а 5.2
Типичные восстановители
Группа восстановителей
Химический элемент
Электрический ток на катоде
—
0
0
Металлы — простые вещества
Na , Са , Fе0
Неметаллы в низшей отрицательной Сl-1, N-3, S-2
степени окисления
Металлы в промежуточной положительной Fе+2, Сr+2, Сu+1
степени окисления
Пример
—
Na, Са, Fе
НСl, NН4, ZnS
FеSO4, СrСl2, СuСl
Неметаллы в промежуточной отрица- О -1 , N-2
тельной степени окисления
Неметаллы — простые вещества
С0 , P0, C0, I0
Неметаллы в промежуточной поло- Р+3, S+4, С+2
жительной степени окисления
Н2O2, N2Н4
S, Р4, С, I2
РСl3, SO2, СО
На примере последней реакции рассмотрим метод электронного баланса,
который позволяет определить коэффициенты для уравнения окислительновосстановительной реакции.
Над знаками химических элементов в формулах веществ запишем
значения степеней окисления. Определим элементы, изменившие степени
окисления и разберем процессы окисления и восстановления для этих
элементов:
К Мn O
+ Н Сl
→ К Сl
+ Мn Сl
+ Сl + H
O
Определим число отданных и принятых элементами электронов. Найдем
наименьшее общее кратное и определим коэффициенты. Затем укажем их в
уравнении реакции:
2КМnO4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2O
Вопросы
1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? Почему они имеют
двойное название?
2. Какой процесс называют окислением? Восстановлением? Какое вещество называют
окислителем? Восстановителем?
3. Какие из свойств кислот относятся к окислительно-восстановительным, какие — нет?
Почему?
4. Какое химическое свойство оснований относится к окислительно-восстановительным
реакциям? Почему?
5. Какие из свойств оксидов относятся к окислительно-восстановительным, какие —
нет? Приведите примеры. Уравняйте схемы процессов методом электронного баланса.
6. Азотная кислота любой концентрации восстанавливается металлами не до водорода,
а, например, до оксида азота(II). Уравняйте методом электронного баланса схему
взаимодействия азотной кислоты с медью:
Сu + HNO3 → Сu(NO3)2 + NO + Н2O
7. Химические свойства металлов характеризуют одним словом — «восстановители».
Напишите уравнения реакций алюминия с соляной кислотой, хлоридом меди(II),
кислородом, серой. Рассмотрите окислительно-восстановительные процессы.
8. Какое количество вещества железа образуется в результате алюминотермии 640 г
оксида железа(III), содержащего 25% примесей?
9. При взаимодействии 130 г цинка с соляной кислотой было получено 33,6 л водорода
(н.у.). Каков выход водорода от теоретически возможного? Относится ли эта реакция
к окислительно-восстановительным? Рели относится, рассмотрите окислительновосстановительные процессы.
10. Определите
степени
окисления
фосфора
в
соединениях,
имеющих
формулы: Са3Р2, Р2O5, Н3РO4, Са3(РO4)2, Н4Р2O7.