Окислительно-восстановительный процесс
Окислительно-восстановительные процессы сопровождаются переходом электронов между частицами. Чтобы распознавать такие реакции и решать задания, нужно уметь определять степени окисления, находить окислитель и восстановитель, а также отслеживать изменение степеней окисления.
Окислительно-восстановительный процесс — совокупность превращений, при которых одни частицы отдают электроны, а другие их принимают. Такие реакции называют окислительно-восстановительными реакциями, или ОВР.
Электронный обмен и основные понятия
В ОВР одновременно происходят два взаимосвязанных процесса. Окисление — отдача электронов частицей. Восстановление — принятие электронов частицей. Электроны не возникают и не исчезают: сколько электронов отдано, столько же должно быть принято.
Частица, отдающая электроны, является восстановителем: она восстанавливает другую частицу и сама окисляется. Частица, принимающая электроны, является окислителем: она окисляет другую частицу и сама восстанавливается.
| Процесс | Изменение степени окисления | Электроны | Участник |
|---|---|---|---|
| Окисление | Повышение | Отдача | Восстановитель |
| Восстановление | Понижение | Принятие | Окислитель |
В любой ОВР общее число отданных электронов равно общему числу принятых электронов. Это следствие закона сохранения заряда и используется для расстановки коэффициентов.
Степень окисления
Степень окисления — условный заряд атома в соединении, рассчитанный так, будто все связи имеют ионный характер. Она может быть положительной, отрицательной или равной нулю и записывается арабской цифрой со знаком над символом элемента: \(\mathrm{S}^{+6}\), \(\mathrm{O}^{-2}\).
- У простых веществ степень окисления каждого элемента равна 0: \(\mathrm{Fe^0}\), \(\mathrm{O_2^0}\).
- У одноатомного иона степень окисления равна его заряду: \(\mathrm{Na}^{+1}\), \(\mathrm{S}^{-2}\).
- Фтор в соединениях имеет степень окисления \(-1\).
- Кислород обычно имеет \(-2\), но в пероксидах — \(-1\), а в соединении с фтором может иметь положительное значение.
- Водород обычно имеет \(+1\), а в гидридах активных металлов — \(-1\).
- Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна 0, а в сложном ионе — его заряду.
Здесь \(\nu_i\) — число атомов элемента, \(\mathrm{СО}_i\) — его степень окисления, \(q\) — заряд частицы. На основании этого правила находят неизвестную степень окисления.
Как изменяется степень окисления серы при превращении \(\mathrm{S}^{-2}\) в \(\mathrm{S}^{+6}\)?
Как распознать ОВР
Главный признак ОВР — изменение степеней окисления хотя бы у двух элементов. Если степени окисления всех элементов после реакции остались прежними, реакция не является ОВР, даже если образовался новый осадок, выделился газ или изменился цвет.
- Запишите формулы исходных веществ и продуктов реакции.
- Определите степени окисления элементов, которые могут измениться.
- Сравните значения слева и справа от стрелки.
- Назовите элемент, который повысил степень окисления, и восстановитель.
- Назовите элемент, который понизил степень окисления, и окислитель.
Определим, является ли реакция \(\mathrm{Fe + Cl_2 \rightarrow FeCl_3}\) ОВР, и найдём роли участников.
Железо — восстановитель, потому что отдаёт электроны и окисляется. Хлор — окислитель, потому что принимает электроны и восстанавливается.
Электронный баланс и типичные схемы
Метод электронного баланса особенно удобен, когда в реакции участвуют несколько элементов с изменяющимися степенями окисления. Сначала записывают изменения для атомов, затем уравнивают число отданных и принятых электронов. После этого коэффициенты переносят в исходное уравнение и окончательно проверяют атомы каждого элемента.
В одной реакции один и тот же элемент может быть и окислителем, и восстановителем. Это происходит в реакциях диспропорционирования, где атомы одного элемента одновременно повышают и понижают степень окисления. Обратный случай — компропорционирование, при котором частицы одного элемента с разными степенями окисления переходят к промежуточной степени.
Не всякое изменение состава означает ОВР. Например, в реакции нейтрализации \(\mathrm{HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O}\) степени окисления элементов не меняются. Это реакция обмена, но не окислительно-восстановительная.
Не путайте знак степени окисления с зарядом реального иона: степень окисления условна. Не называйте окислителем вещество, в котором степень окисления повышается: окислитель принимает электроны и сам восстанавливается. Не забывайте индекс атомов: в \(\mathrm{Cl_2}\) принимаются 2 электрона, а не 1. После электронного баланса обязательно проверьте все атомы.
Если степень окисления элемента повысилась — поставьте над ним знак «отдал e−»; если понизилась — «принял e−». Затем умножьте изменение на число атомов элемента в формуле.
Связь с электрохимией и экзаменационными задачами
В гальваническом элементе и при электролизе ОВР пространственно разделяются или протекают на электродах: окисление всегда идёт на аноде, восстановление — на катоде. Направление перехода электронов и способность веществ к обмену электронами связаны с окислительно-восстановительным потенциалом. Количественную характеристику участия вещества в ОВР описывает окислительно-восстановительный эквивалент. Эти понятия подробнее применяются в окислительно-восстановительном титровании и электролизе.
Для задач на свойства элементов важно помнить, что один и тот же элемент способен проявлять разные степени окисления. Например, соединения азота могут содержать азот от \(-3\) до \(+5\); конкретная степень определяется составом вещества и правилами расчёта, изложенными на странице степени окисления азота. Перед этой темой полезно повторить классификацию химических реакций.
Проверь себя
Главное
- ОВР сопровождается переходом электронов: окисление — отдача, восстановление — принятие.
- Восстановитель отдаёт электроны и повышает степень окисления; окислитель принимает электроны и понижает её.
- Главный признак ОВР — изменение степеней окисления элементов.
- Суммарное число отданных электронов равно суммарному числу принятых.
- Степени окисления находят по правилам и проверяют по алгебраической сумме зарядов.