ОВР
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Для того, чтобы определить степени окисления элементов, нужны определенные знания и способы их применения.
Какие это знания?
-
Электроотрицательность – способность атомов притягивать к себе общие электронные пары. Притягивая к себе электроны, атомы приобретают частичный отрицательный заряд. Наиболее электроотрицательными являются неметаллы: фтор, кислород и азот. Металлы, как правило, смещают электроны от себя, приобретая положительный заряд. Сравнить электроотрицательность разных элементов можно с помощью ряда электроотрицательности, или по положению в периодической системе.
Степень окисления. Понятие степени окисления весьма формально: это заряд, который приобрел бы атом, если бы все связи в молекуле стали ионными.
Способы определения степени окисления.
При определении степени окисления в неорганических веществах чаще всего пользуются алгебраическим методом и находят усредненное значение степени окисления. Именно поэтому иногда степень окисления выражается нецелыми числами. Степень окисления каждого отдельного атома должна быть целым числом (потому что смещается целое количество электронов).
-
Правила определения степени окисления:
-
Степень окисления элементов в простых веществах равна 0.
-
Фтор в соединениях имеет степень окисления – 1.
-
Металлы 1-2 группы главной подгруппы в соединениях имеют степень окисления +№ группы. (В принципе, можно сказать, что бор и алюминий тоже имеют степень окисления +№ группы, так как в школьном курсе с другими степенями окисления этих элементов мы не сталкиваемся. Но строго говоря, у алюминия, галлия, индия и таллия есть соединения, в которых они проявляют степень окисления +1)
-
Водород в большинстве соединений проявляет степень окисления +1, и только в гидридах (соединениях с металлами) может быть – 1.
-
Кислород чаще всего проявляет степень окисления – 2. Однако, в соединениях с фтором может быть +1 или +2, в соединениях с активными металлами и водородом может проявлять степень окисления – 1 (пероксиды), и дробные степени окисления (надпероксиды и озониды).
-
Все остальные неметаллы могут проявлять переменные степени окисления от (№ группы – 8) – низшая степень окисления до + № группы – высшая степень окисления. Если атом неметалла является в молекуле наиболее электроотрицательным, то его степень окисления скорее всего будет низшей (№ группы – 8).
-
Металлы побочных подгрупп и главных подгрупп 4 – 6 групп могут иметь только положительные степени окисления в соединениях, причем у элементов побочных подгрупп номер группы не всегда соответствует высшей степени окисления (например, медь +2, золото +3, железо +6, никель +2, кобальт +3 и т.д.). Степень окисления этих элементов можно определить только по формуле.
Алгебраический метод определения степени окисления исходит из того, что молекула в целом электронейтральна, то есть сумма степеней окисления всех элементов равна нулю.
Например,
Ca+2(S-2C+4N-3)2
Кальций имеет постоянную степень окисления в веществе +2. Значит, ион SCN- имеет заряд -1.В этом ионе наиболее электроотрицательным является азот, значит, он будет иметь степень окисления -3. Наименее элекроотрицательным будет углерод, он приобретет степень окисления +4. Пусть степень окисления серы х, так как алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, то: (+2) +2∙(х+(+4) +(-3))= 0, откуда х = -2.
K+14[Fe+2(C+2N-3)6]
Калий имеет постоянную степень окисления +1. 4 атома калия дают заряд 4+. Следовательно, комплексный ион имеет заряд 4-. Цианид ион имеет заряд 1-. таких ионов 6. Значит, они дают -6. Тогда степень окисления железа равна х+6∙ (-1) = -4. Откуда х =+2. Определим степень окисления атомов в цианид ионе. В нем азот более электроотрицательный элемент, чем углерод. Значит, азот имеет степень окисления -3. Тогда степень окисления углерода (у) равна у+(-3) =-1, у=+2
Графический метод определения степени окисления.
Последовательность действий:
1) изображается полная структурная формула вещества;
2) по каждой связи стрелкой показывается смещение электрона к наиболее электроотрицательному элементу;
3) все связи С – С считаются неполярными;
4) далее ведется подсчет: сколько стрелок направлено к атому, столько «–» , сколько от атома – столько «+». Сумма «–» и «+» определяет степень окисления атома. Рассмотрим несколько примеров:
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными.
Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается.
Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.
Так, в реакции:
2FeCl3 + 2KI I2 + 2FeCl2 + 2KCl
окислителем является Fe3+ (Fe3+ + 1e = Fe2+), а восстановителем - ион I:
Такое уравнение называется полуреакцией. Окисленная (ox) и восстановленная (red) формы, участвующие в полуреакции, составляют так называемую редокс-пару.
Соединения, содержащие атом какого-либо элемента в низшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только восстановителями. Напротив, соединения элемента, находящегося в высшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только окислителями.
Окислительно-восстановительные реакции бывают:
1) межмолекулярные, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества:
а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:
6C4O2 + 6H2O2 + 6(фотосинтез в зеленых растениях)
б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента (реакции конмутации или контрдиспропорционирования, в которых атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень окисления в продуктах реакции):
S4O2 + 2H2S2 3S0 + 2H2O
2) внутримолекулярные, в которых изменяют степени окисления атомы, входящие в состав одной молекулы:
а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:
22KCl1 +
б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента:
- реакции дисмутации или диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковую степень окисления, одновременно ее и повышают, и понижают:
- реакции конмутации:
N3H4N+3O2 + 2H2O
МЕТОДЫ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.
В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:
4K2Fe+6O-24 + 10H2SO4 2Fe+32(SO4)3 + 4K2SO4 + 10H2O + 3O02
восстановитель 2O-2 – 4e O02 3 окисляется
окислитель 2Fe+6 +6e 2Fe+3 2 восстанавливается
Cu+12S-2 + 2O02 + CaCO3 2Cu+2O + CaS+4O3 + CO2
восстановитель Cu2S – 8e 2Cu+2 +S+4 1 окисляется
окислитель O20 +4e 2O-2 2 восстанавливается
или
восстановители 2Сu +1 –2 e 2Cu+2
S–2 – 6e S+4 -8e 1 окисляются
окислитель O20 +4e 2O-2 2 восстанавливается
В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса.
Метод полуреакций применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах. Метод же электронного баланса позволяет установить стехиометрические отношения в любых реакциях окисления-восстановления, независимо от среды. Поэтому в школьном курсе химии наиболее целесообразно использование метода электронного баланса.
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций. Продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от ряда факторов: температуры, концентрации реагентов, рН среды, мольного соотношения реагирующих веществ и т.д. В одной и той же реакции может получаться смесь продуктов (например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами), в таком случае нужно считать правильным любой из возможных вариантов.
При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH3, PH3, H2S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO3, H2SO4, SO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7).
Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N2, NO, HNO2, KNO2, H2O2, S, SO2 и другие.
На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.
Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.
Вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, выступают окислителями, в низшей – восстановителями, а остальные могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
На первых порах удобно пользоваться следующими таблицами:
Восстановители
|
Продукты окисления
|
Условия или среда
|
1. Металлы , м
|
М+, М2+, М3+
|
кислая и нейтральная среда
|
2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды:
Ве, Zn, Al
|
Zn(OH)42-, Al(OH)4-,
ZnO22-, AlO2-
|
-
щелочная среда (раствор),
-
щелочная среда
(сплавление)
|
3. Углерод, С
|
СО
СО2
|
-
при высокой температуре,
-
при горении,
в кислой среде
|
4. Оксид углерода (II), СО
|
СО2
|
5. Сера, S
|
SO2, SO42-,
SO32-
|
-
кислая среда,
-
щелочная среда
|
6. Сероводород, H2S,
cульфиды, S2-
|
S
SO2
H2SO4, SO42-
|
-
с сильными окислителями,
-
при обжиге,
-
с сильными окислителями
|
7. Оксид серы (IV), SO2,
cернистая кислота H2SO3,
сульфиты SO32-(Na2SO3)
|
SO3
H2SO4,
SO42-(Na2SO4)
|
-
в газовой сфере,
-
в водных растворах
|
8. Фосфор, Р,
фосфин РН3,
фосфиты РО33-
|
Р2О5
Н3РО4,
РО43-
|
-
в газовой сфере,
-
в водных растворах
|
9. Аммиак, NH3
|
N2
NO
|
-
в большинстве случаев,
-
каталитическое окисление
|
10.Азотистая кислота, HNO2,
нитриты NO2-(KNO2)
|
HNO3
NO3-(KNO3)
|
|
11. Галогеноводороды,
кислоты HCl, HBr, HI
и их соли
|
Cl2, Br2, I2
|
|
12. Катионы Cr3+
|
CrO42 -
Cr2O72 -
|
-
щелочная среда,
-
кислая среда
|
13. Катионы Fe2+, Cu+
|
Fe3+, Cu2+
Fe(OH)3,Cu(OH)2
FeO42-
|
-
в кислой среде
-
в щелочной среде
-
очень сильные окислители в щелочной среде
|
14. Катионы Mn2+
|
MnO2
MnO42-
MnO4-
|
-
нейтральная среда,
-
щелочная среда,
-
кислая среда
|
15.MnO2
|
MnO42-
MnO4-
|
-
щелочная среда,
-
кислая среда
|
16. Пероксид водорода,
Н2О2
|
О2 + Н+
О2 + Н2О
|
-
кислая среда.
-
нейтральная среда
|
|