Степень окисления. Окислители и восстановители

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, рассчитанный исходя из предположения, что все общие электронные пары смещены к более электроотрицательному атому.

Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.

Постоянную степень окисления в подавляющем большинстве соединений имеют следующие элементы:

● металлы главной подгруппы первой группы (+1);

● металлы главной подгруппы второй группы (+2);

● кислород (-2);

● водород (+1).

При расчете степеней окисления исходят из того, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю (молекула электронейтральна), а в ионе – заряду иона.

Окислителем называют вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления. В результате ОВР окислитель восстанавливается. Восстановитель – это вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления. Восстановитель в ходе реакции окисляется, степень его окисления повышается.

Только окислительные свойства проявляют кислород, фтор, а также вещества, в состав которых входят атомы в высшей положительной степени окисления. Высшая положительная степень окисления, за некоторыми исключениями, равна номеру группы Периодической системы, в которой находится элемент:

+7 +7 +5 +4

KClO₄, KMnO₄, NaBiO₃, PbO₂.

 

Только восстановителями в ОВР могут быть:

· металлы в свободном состоянии;

· вещества, в состав которых входят атомы в низшей степени

-2 -1 -3

окисления (Na₂ S, K I, N H₃).

Низшая отрицательная степень окисления элемента неметалла равна номеру группы, в которой находится элемент, минус 8. Например, низшая степень окисления азота составляет: 5 - 8 = - 3.

Как окислительные, так и восстановительные свойства проявляют:

· неметаллы, за исключением фтора и кислорода (I₂, S, P и др.);

· вещества, в состав которых входят атомы в промежуточной степени

+2 +4 +1

окисления (FeSO₄, Na₂SO₃, NaСlO).

 

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Существуют разные методы составления уравнений ОВР. Для реакций, протекающих в растворах электролитов, используют метод электронно-ионного баланса. Рассматривают реакции в кислой, щелочной и нейтральных средах. Важно учитывать, что при составлении уравнений этим методом соблюдаются правила написания ионных уравнений.

 

ОВР в кислой среде

Как правило, кислая среда создается добавлением разбавленной H₂SO₄:

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr³⁺ + SO₄^{2 -}

Рассмотрим порядок расстановки коэффициентов:

1. Записываем левую часть уравнения в ионном виде согласно правилам написания ионных уравнений:

2K⁺ + Cr₂O₇^{2 -} + 2Na⁺ + SO₃^{2 -} + 2H⁺ + SO₄^{2 -} ® Cr³⁺ + SO₄^{2 -}

Такая запись необходима для того, чтобы увидеть реально существующие частицы в растворе и использовать их при составлении полуреакций.

2. Рассчитываем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют, и определяем окислитель и восстановитель:

+6 +4 +6

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr³⁺ + SO₄^{2 -}

окислитель восстан. Среда

 

3. Записываем схемы полуреакций для реально существующих частиц:

+6

(Cr₂O₇)^{2 -} ® Cr³⁺,

 

+4 +6

SO₃^{2 -} ® SO₄^{2 -}

4. Уравниваем число атомов элементов, изменяющих степень окисления:

+6

(Cr ₂O₇)^{2 -} ® 2 Cr ³⁺

 

+4 +6

S O₃^{2 -} ® S O₄^{2 -}

 

5. Записываем число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем:

+6

(Cr ₂O₇)^{2 -} +6е ® 2 Cr ³⁺,

 

+4 +6

S O₃^{2 -} –2е ® S O₄^{2 -}.

 

6. Уравниваем число атомов кислорода в левой и правой частях полуреакций, при этом учитываем, что в кислой среде присутствуют ионы Н⁺ и молекулы Н₂О, в состав которых входят атомы кислорода.

Правило: в кислой среде в ту часть уравнения полуреакций, в которой недостает n атомов кислорода, добавляем n молекул Н₂О, а в противоположную часть записываем 2n ионов Н⁺:

+6

(Cr₂O₇)^2- +6е +14Н⁺ ® 2Cr³⁺ + 7Н₂О;

 

+4 +6

S O₃^{2 -} –2е +Н₂О ® SO₄^{2 -} + 2Н⁺.

 

7. Учитывая, что суммарное количество отданных и принятых электронов должно быть равно (принцип электронного баланса), умножаем первое уравнение на два, второе – на шесть и сокращаем на общий множитель – два:

1		Cr2O72- +6е +14Н+ ® 2Cr3+ + 7Н2О
		SO32- –2е +Н2О ® SO42- + 2Н+

 

8. Умножаем каждый член первой полуреакции на 1, второй – на 3 и суммируем:

Cr₂O₇^{2 -} + 3SO₃^{2 -} + 14Н⁺ +3Н₂О ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^{2 -} + 6Н⁺ + 7Н₂О

 

9. Приводим подобные члены (те частицы, которые вводили, - Н⁺ и Н₂О) и получаем краткое ионное уравнение реакции:

Cr₂O₇^{2 -} + 3SO₃^{2 -} + 8Н⁺ + ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^{2 -} + 4Н₂О

10. Переписываем левую часть заданного молекулярного уравнения реакции и ставим полученные коэффициенты перед соответствующими формулами:

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ ® Cr³⁺ + SO₄^{2 -}

 

Обратите внимание на то, что в правой части были заданы частицы Cr³⁺ и SO₄^{2 -}, а мы получили их с коэффициентами 2 Cr³⁺ и 3 SO₄^{2 -}, а также 4Н₂О.

 

11. При написании правой части уравнения для каждого иона подбираем противоион из левой части уравнения (см. пункт 1), составляем формулу вещества, а затем перед молекулой ставим соответствующий коэффициент. Если в правой части задана или получилась нейтральная частица, то она, естественно, ни с чем не соединяется и переписывается с полученным коэффициентом.

Обратите внимание на то, что в левой части уравнения (пункт 1) в результате протекания ОВР исчезли ионы Cr₂O₇^{2 -}, перешедшие в Cr³⁺, и частицы SO₃^{2 -}, перешедшие в SO₄^{2 -}. Поэтому ионы Cr³⁺ нужно соединить с SO₄^{2 -} в молекулу Cr₂(SO₄)₃ (соответственно 2Cr³⁺, полученные в правой части уравнения (пункт 9)), а ионы SO₄^{2 -} соединяем с ионами Na⁺. Все атомы водорода из левой части (8 атомов) содержатся в 4Н₂О, полученных в правой части:

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃+ 4H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4Н₂О

 

12. В конце проверяем количество атомов кислорода (и остальных элементов) справа и слева.

 

ОВР в щелочной среде

Обычно среда создается добавлением гидроксида натрия или калия. В этой среде присутствуют ионы ОН ^- и молекулы Н₂О и, в отличие от кислой среды, нет ионов Н⁺, поэтому в полуреакциях также не должно быть Н⁺!

Правило для щелочной среды:

Недостающие в правой или в левой части n атомов кислорода вводим 2n гидроксид-ионов (ОН ^-), а в противоположную часть полуреакции записываем n молекул Н₂О.

 

ОВР в нейтральной среде

В нейтральной среде применяются правила уравнивания атомов кислорода для кислой и щелочной среды. Эти правила используют так, чтобы в левых частях обеих полуреакций получились молекулы воды, а в правых – ионы Н⁺ и ОН ^-. Это возможно, если недостающие атомы кислорода в левой части полуреакций вводить молекулами воды, а недостающие атомы кислорода в правой части задавать удвоенным числом ОН ^- -групп.

Сказанное выше можно представить в виде таблицы: