Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента

Степень окисления элемента

Электрохимические процессы

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю, поскольку электроотрицательность атомов одинаковых элементов в простом веществе одинакова и в случае образования молекул простых веществ общие электронные пары расположены симметрично относительно ядер атомов. Например, O₂⁰, Zn⁰.

2. Степень окисления щелочных металлов в химических соединениях всегда равна (+1), щелочноземельных металлов (+2).

3. Атомы металлов в химических соединениях имеют положительную степень окисления.

4. Водород во всех соединениях (кроме гидридов металлов) имеет степень окисления (+1). В гидридах металлов (например, NaH) степень окисления водорода равна (–1).

5. Степень окисления кислорода во всех соединениях (кроме пероксидов и фторида кислорода) равна (–2). В пероксидах, содержащих группу –O–O–, степень окисления кислорода равна (– 1), во фториде (OF₂) – (+2).

6. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Высшая степень окисления атома элемента равна номеру группы, в которой находится данный элемент в периодической системе. Это следует из того, что атом может отдать (полностью или частично) только свои валентные электроны.

Низшая степень окисления атома элемента равна номеру группы минус 8 и не может быть по абсолютной величине больше четырех. Это связано с тем, что атом может принимать электроны (полностью или частично) только на валентные подуровни, стремясь дополнить свою электронную конфигурацию до конфигурации благородного газа.

Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений, при этом электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. При этом выделяют два сопряженных процесса: окисление и восстановление.

Окисление – реакция, отвечающая потере (отдаче) электронов атомами элемента. Например, в реакции

2H2S^–2 + 3O2^0 = 2S^+4O2^–2 + 2H2O

(1)

процесс окисления

S^–2 – 6 е^– = S⁺⁴.

Восстановление – реакция, сопровождающаяся присоединением (взятием) электронов атомами этого элемента; в указанной выше реакции процесс восстановления

O₂⁰ + 2 е^– = 2O^–2.

Элементы, вступающие в процесс окисления и восстановления, называются окислителями и восстановителями. Окислитель – вещество (молекула, атом или ион), котороеприсоединяет электроны (восстанавливается) и понижает свою степень окисления. Восстановитель –вещество (молекула, атом или ион), которое отдает электроны (окисляется) и повышает свою степень окисления. Например, в реакции (1)

H₂S – восстановитель, О₂ – окислитель.

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны только принимать электроны. Напротив, элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, поскольку их атомы способны только отдавать электроны. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий реакции.

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций коэффициенты могут быть установлены с помощью нескольких методов. Рассмотрим один из них.

Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления.

Уравнение составляется в несколько стадий.

1. Записывают схему реакции:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O.

2. Определяют степени окисления всех элементов:

K⁺¹Mn⁺⁷O₄^–2+ H⁺¹Cl^–1→ K⁺¹Cl^–1+ Mn⁺²Cl₂^–1+ Cl₂⁰+ H₂⁺¹O^–2.

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления:

K⁺¹ Mn⁺⁷ O₄^–2+ H⁺¹ Cl^–1 → K⁺¹Cl^–1+ Mn⁺² Cl₂^–1+ Cl₂⁰ + H₂⁺¹O^–2.

4. Определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем:

Mn⁺⁷+ 5 е^– → Mn⁺²,

2Cl^–1– 2 е^– → Cl₂⁰.

5. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:

Mn^+7+ 5 е^– → Mn^+2	·2	процесс восстановления, Mn^+7– окислитель
2Cl^–1– 2 е^– → Cl2^0	·5	процесс окисления, Cl^–1– восстановитель

2Mn⁺⁷+ 10Cl^–1→ 2Mn⁺²+ 5Cl₂⁰.

6. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции в следующей последовательности: металлы, неметаллы, кислород, водород:

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O.

Существуют несколько типов окислительно-восстанови-тельных реакций (ОВР).

1. Межмолекулярные ОВР–реакции, в которыхокислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами.

S⁰+ O₂⁰= S⁺⁴O₂^–2,

O₂⁰+ 2 е^– = 2O^–2– процесс восстановления, O₂⁰– окислитель,

S⁰– 4 е^– = S⁺⁴– процесс окисления, S⁰– восстановитель.

Cu⁺²O + C⁺²O = Cu⁰+ C⁺⁴O₂,

Cu⁺²+ 2 е^– = Cu⁰– процесс восстановления, Cu⁺²– окислитель,

C⁺²– 2 е^– = С⁺⁴– процесс окисления, C⁺²– восстановитель.

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^–1+ 2H₂SO₄ = I₂⁰+ K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O,

Mn⁺⁴+ 2 е^– = Mn⁺²– процесс восстановления, Mn⁺⁴– окислитель,

2I^–1– 2 е^– = I₂⁰– процесс окисления, I^–1– восстановитель.

2. Внутримолекулярные ОВР –реакции, в которыхокислитель и восстановитель находятся в одной и той жемолекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложениивеществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^–2= 2KCl^–1+ 3O₂⁰,

Cl⁺⁵+ 6 е^– = Cl^–1– процесс восстановления, Cl⁺⁵– окислитель,

2О^–2– 4 е^– = О₂⁰– процесс окисления, О^–2– восстановитель.

N^–3H₄N⁺⁵O₃ = N₂⁺¹O + 2H₂O,

N⁺⁵+ 6 е^– = N⁺¹– процесс восстановления, N⁺⁵– окислитель,

N^–3– 4 е^– = N⁺¹– процесс окисления, N^–3– восстановитель.

2Pb(N⁺⁵O₃^–2)₂ = 2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰,

N⁺⁵+ 1 е^– = N⁺⁴– процесс восстановления, N⁺⁵– окислитель,

2O^–2– 4 е^– = O₂⁰– процесс окисления, O^–2– восстановитель.

3. Реакции диспропорционирования (дисмутации) –ОВР, в которыходин элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰+ 2KOH = KCl⁺¹O + KCl^–1+ H₂O,

Cl₂⁰+ 2 е^– = 2Cl⁺¹– процесс восстановления, Cl₂⁰– окислитель,

Cl₂⁰– 2 е^– = 2Cl^–1– процесс окисления, Cl₂⁰– восстановитель.

3HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O,

N⁺³+ 1 е^– = N⁺²– процесс восстановления, N⁺³– окислитель,

N⁺³– 2 е^– = N⁺⁵– процесс окисления, N⁺³– восстановитель.

4. Реакции конпропорционирования (конмутации) –ОВР между двумя веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления.

2H₂S^–2+ H₂S⁺⁴O₃ = 3S⁰+ 3H₂O,

S⁺⁴+ 4 е^– = S⁰– процесс восстановления, S⁺⁴– окислитель,

S^–2– 2 е^– = S⁰– процесс окисления, S^–2– восстановитель.

Типичные окислители

1. Неметаллы: F_2, Cl_2, Br_2, I_2, O₂, водород в степени окисления +1.

2. Ионы металлов в высшей степени окисления, Fe⁺³, Cu⁺², Hg⁺².

3. Кислородсодержащие кислоты: H₂SO₄, HNO_3, HMnO₄ и их соли: Na₂SO₄, KMnO₄, K₂CrO₇.

4. Кислородсодержащие кислоты галогенов: HClO, HClO₃, HBrO₃.

Типичные восстановители

1. Активные металлы: щелочные, щелочноземельные металлы, Zn, Al, Fe.

2. Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HJ, H₂S.

3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов: NaH, CaH₂.

4. Металлы в низшей степени окисления: Sn⁺², Fe⁺², Cu⁺.

Ряд веществ, имеющих элементы, находящиеся в промежуточных степенях окисления, способны проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (окислительно-восстановительная двойственность). Например, кислород в пероксиде водорода H₂O₂ в присутствии восстановителей может понижать степень окисления от –1 до –2 (окислитель); а при взаимодействии с окислителями – повышать степень окисления от –1 до 0 (восстановитель).

5H₂O₂^–1+ J₂⁰= 2HJ⁺⁵O₃ + 4H₂O^–2,

H₂O₂ – окислитель;

3H₂O₂^–1+ 2KMnO₄ = 2MnO₂ + 2KOH + 3O₂⁰+ 2H₂O,

H₂O₂ – восстановитель.

Дата добавления: 2014-11-06