Основные понятия и определения. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления некоторых атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак ОВР.

Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).

Следует помнить, что величина СО выражается не в кулонах, а в количестве отданных (принятых) электронов. Заряд одного электрона равен –1.60218·10^-19Кл.

Правила расчета степени окисления (СО)

(при их использовании предпочтение отдаётся правилу с меньшим номером).

1. Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).

2. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО, например: Ca₃P₂¯³, Na₂S¯², CsI¯¹.

3. Атомы, приведённые в таблице, в большинстве своих соединений проявляют постоянную СО. При определении СО предпочтение отдают элементу, который располагается в таблице выше. Например, в CaO₂: СО (Сa)= +2, СО (О)= -1.

4. Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = N_группы-8. Например, Mn⁺⁷, P⁺⁵ и P^-3, S⁺⁶ и S^-2.

Таблица 1. Характерные СО для некоторых элементов.

	СО
Щелочные металлы	+1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd	+2
F	-1
H	+1,-1
O	-2
Cl, Br	-1
B, Al, Ga, In, Sc, Y, La и лантаниды	+3

СО – формальная величина. Истинные заряды атомов даже в соединениях с ионным характером связи редко превышают ±1¸2. Например, в CrCl₃ и K₂CrO₄ эффективные заряды атома хрома составляют, соответственно, +1.2 и +0.2, в то время как СО повышается от +3 до +6.

П-1. Определить, является ли реакция окислительно-восстановительной? Если да, то в каких частицах атомы меняют СО? Рассчитать СО этих атомов.

a) CuSO_4(p-p) + Zn_(кр) = Cu_(кр) + ZnSO_4(p-p)

б) 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH

в) H₅C₃(ONO₂)_3(ж) = ³/₂N_2(г) + ⁵/₂H₂O_(г) + 3CO_2(г) + ¹/₄O_2(г)

г) CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂C_2(г)

д) (NH₂)₂CO_(тв) + H₂O_(ж) = 2NH₃ + CO₂.

Решение. Окислительно-восстановительными являются реакции а), б) и в), так как в них участвуют молекулы, атомы которых меняют СО. Рассчитаем СО в молекуле тринитроглицерина H₅C₃(ONO₂)₃: СО (H)=+1, СО (О)=-2, СО (N)=+5, СО (C)=x.

По правилу 1): 5(+1)+3x+3(+5+3(-2))=0, Þ х= -²/₃ – средняя СО трёх атомов С. Если в ходе ОВР углеродный остов органической молекулы не разрушается полностью, то бывает удобно рассчитать степень окисления конкретного атома углерода. Например, в молекуле CH₃COOH СО атомов С составляет –3 и +3.

ОВР – один из наиболее распространённых и важных типов реакций не только в живой и неживой природе, но и в практической деятельности человека. Главная особенность ОВР – конкуренция за электроны между окислителем и восстановителем.

Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны. Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаёт электроны.

В любой ОВР всегда принимают участие две пары конкурирующих за электроны сопряженных окислителей и восстановителей (редокс пары).

Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму. Окисление– процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.

Условная форма записи ОВР:

полуреакция восстановления: (взятие электронов)	Ox1 + ne = Red 1
полуреакция окисления: (отдача электронов)	Red2 – ne = Ox2
Суммарная реакция:	Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2

Например: Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺

Cu²⁺ + Zn⁰ = Zn²⁺ + Cu⁰

Дата добавления: 2014-01-20