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+ + SO42 -
Рассмотрим порядок расстановки коэффициентов:
1. Записываем левую часть уравнения в ионном виде согласно правилам написания ионных уравнений:
2K+ + Cr2O72 - + 2Na+ + SO32 - + 2H+ + SO42 - ® Cr3+ + SO42 -
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+ + SO42 -
окислитель восстан. Среда
3. Записываем схемы полуреакций для реально существующих частиц:
+6
(Cr2O7)2 - ® Cr3+,
+4 +6
SO32 - ® SO42 -
4. Уравниваем число атомов элементов, изменяющих степень окисления:
+6
(Cr 2O7)2 - ® 2 Cr 3+
+4 +6
S O32 - ® S O42 -
5. Записываем число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем:
+6
(Cr 2O7)2 - +6е ® 2 Cr 3+,
+4 +6
S O32 - –2е ® S O42 -.
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 O32 - –2е +Н2О ® SO42 - + 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:
Cr2O72 - + 3SO32 - + 14Н+ +3Н2О ® 2Cr3+ + 3SO42 - + 6Н+ + 7Н2О
9. Приводим подобные члены (те частицы, которые вводили, - Н+ и Н2О) и получаем краткое ионное уравнение реакции:
Cr2O72 - + 3SO32 - + 8Н+ + ® 2Cr3+ + 3SO42 - + 4Н2О
10. Переписываем левую часть заданного молекулярного уравнения реакции и ставим полученные коэффициенты перед соответствующими формулами:
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 ® Cr3+ + SO42 -
Обратите внимание на то, что в правой части были заданы частицы Cr3+ и SO42 -, а мы получили их с коэффициентами 2 Cr3+ и 3 SO42 -, 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 Cr2O72 -, перешедшие в Cr3+, и частицы SO32 -, перешедшие в SO42 -. Поэтому ионы Cr3+ нужно соединить с SO42 - в молекулу Cr2(SO4)3 (соответственно 2Cr3+, полученные в правой части уравнения (пункт 9)), а ионы SO42 - 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:
