Правила определения степени окисления

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Степень окисления (СтО) – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления может быть положительной, отрицательной или нулевой. Атомы одного и того же элемента в разных соединениях проявляют различные степени окисления.

Степень окисления показывает, сколько электронов смещено от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Смещение электронов происходит к наиболее электроотрицательному элементу.

Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ (образованных атомами одного элемента). В них элементы имеют абсолютно одинаковые электроотрицательности и электроны не смещаются ни к одному из атомов.

Правила определения степени окисления

1. Существуют элементы, проявляющие во всех молекулах сложных веществ постоянную степень окисления:

– Элементы І группы главной подгруппы (щелочные металлы): Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, а также Ag⁺;

– Водород Н⁺ (кроме гидридов металлов )

– Элементы ІІ группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы): Be⁺², Mg⁺², Ca⁺², Sr⁺², Ba⁺²; а также Zn⁺²;

–Элементы ІІІ группы главной подгруппы: B⁺³, Al⁺³;

– Кислород О^-2, кроме пероксидов (, , ), надпероксидов , озонидов и фторида кислорода .

2. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы элемента (N) в таблице Менделеева. СтО _max = N:

Cl⁺⁷(VII гр.), S⁺⁶(VI гр.), N⁺⁵(V гр.), Mn⁺⁷(VII гр.), Cu⁺²(II гр.).

Низшая степень окисления элемента равна: СтО _min = N – 8:

Cl^–(VII гр.), S^–2(VI гр.), N^–3(V гр.), C^–4(IV гр.).

3. Степени окисления элементов в сложных веществах определяются, исходя из правила: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в ионе – заряду иона.

Пример: В молекуле дихромата калия K₂Cr₂O₇ степени окисления калия и кислорода постоянны: К⁺, О^‑2; степень окисления хрома является переменной, ее необходимо определить.

Так как сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, можно составить уравнение, обозначив степень окисления хрома за х:

2(+1) + 2 х + 7(-2) = 0,

откуда х = 6.

Степень окисления хрома равна +6:

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, отдающие электроны – восстановители.

В процессе окисления степень окисления восстановителя повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, принимающие электроны – окислители.

В процессе восстановления степень окисления окислителя понижается.

Процесс передачи электронов от восстановителя к окислителю подчиняется правилу электронного баланса: число электронов отданных восстановителем всегда равно числу электронов принятых окислителем.

Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод).

Метод электронного баланса

1. Записать схему реакции, которую требуется уравнять:

KMnO₄ + KJ + H₂SO₄ → J₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Определить степени окисления всех атомов, участвующих в реакции. Выявить элементы, меняющие степень окисления:

3. Составить схему электронного баланса, подставляя в нее то количество атомов окислителя и восстановителя, которое имеется в исходной реакции.

Число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. Найти наименьшее общее кратное для числа электронов и дополнительные множители, которые становятся коэффициентами при окислителе и восстановителе:

4. Расставить коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части, перед восстановленной и окисленной формами в правой части схемы (необходимо учитывать удвоенное число атомов в схеме электронного баланса):

2KMnO₄ + 10KJ + H₂SO₄ → 5J₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5. Уравнять атомы металлов, не меняющих степень окисления.

В левой части 12 атомов K, следовательно, в правой части перед K₂SO₄, содержащим 2 атома K, ставится коэффициент 6:

2KMnO₄ + 10KJ + H₂SO₄ → 5J₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + H₂O

6. Уравнять кислотные остатки.

В правой части 8 ионов , поэтому перед H₂SO₄ ставится коэффициент 8:

2KMnO₄ + 10KJ + 8H₂SO₄ → 5J₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + H₂O

7. Уравнять атомы водорода.

В левой части 16 атомов водорода, поэтому перед H₂O необходимо поставить коэффициент 8:

2KMnO₄ + 10KJ + 8H₂SO₄ → 5J₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

8. Проверить правильность подбора коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в обеих частях уравнения:

В левой части: 2·4 + 8·4 = 40. В правой части: 2·4 + 6·4 + 8 = 40. Коэффициенты расставлены верно.

Метод полуреакций (ионно-электронный метод)

Этот метод применяют при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе. При этом рассматривают не отдельные атомы, а ионы или молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе: неэлектролиты, слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты – в виде ионов.

В исходных ионах или молекулах может быть избыток или недостаток атомов кислорода по сравнению с образовавшимися частицами. Перенос этих атомов осуществляется при помощи катионов водорода , гидроксид-ионов или молекул воды Н₂О (в зависимости от характера среды, в которой протекает данная реакция).