При химических реакциях число и характер связей между взаимодействующими атомами могут меняться, т.е. могут изменяться степени окисления атомов в молекулах.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления атомов, называются окислительно-восстановительными.

Примеры окислительно-восстановительных реакций (сокращенно ОВР):

Изменение степени окисления связано со смещением или передачей электронов. Независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой или лишь частично оттягиваются одним из атомов, условно говорят об отдаче и присоединении электронов.

Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением . Процесс присоединения электронов называется восстановлением .

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями . В ходе реакции они окисляются. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны, называются окислителями . В ходе реакции они восстанавливаются.

Процессы окисления и восстановления изображаются электронными уравнениями, в которых указывается изменение степени окисления взаимодействующих атомов и число электронов, отданных восстановителем или принятых окислителем.

Примеры уравнений, выражающих процессы окисления:

Уравнения, выражающие процессы восстановления:

Окислительно-восстановительная реакция – это единый процесс, в котором окисление и восстановление протекают одновременно. Окисление одного атома всегда сопровождается восстановлением другого и наоборот. При этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

В соответствии с законом эквивалентов массы реагирующих веществ относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов . Эквивалентное количество вещества в ОВР зависит от числа электронов, отдаваемых или присоединяемых его атомами; молярная масса эквивалента рассчитывается по формуле:

, (1)

где М – молярная масса вещества, г/моль

М экв – молярная масса эквивалента вещества, г/моль

–число отдаваемых или присоединяемых.электронов

Например, в реакции

атом марганца присоединяет 5 электронов, поэтому эквивалентным количеством
является 1/5моль, а атом серы отдает 2 электрона и эквивалентным количеством
является 1/2моль . Молярные массы эквивалентов соответственно равны

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа химических ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления-самовосстановления. Отдельную группу составляют электрохимические реакции.

1. Межмолекулярные ОВР - это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными веществами:

2. Внутримолекулярные ОВР - это реакции, в которых меняются степени окисления разных атомов одной молекулы:

3. Реакции самоокисления-самовосстановления - это реакции, в которых происходит окисление и восстановление атомов одного и того же элемента:

4. Электрохимические реакции - это ОВР, в которых процессы окисления и восстановления разделены пространственно (протекают на отдельных электродах), а электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней электрической цепи:

Окислительно-восстановительные реакции обычно имеют сложный характер, но, зная формулы реагентов и продуктов реакции и умея определять степени окисления атомов, можно легко расставить коэффициенты в уравнении любой ОВР.

Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Основные положения теории окисления-восстановления

1. Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением:

S 0 - 4e - ® S 4+ (окисление)

Атом или ион, который отдаёт электроны, называется восстановителем (восстановитель): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (окисление).

2. Процесс присоединения электронов атомом или ионом называется восстановлением: S 6+ + 8e - ® S 2- (восстановление).

Атомы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (окислитель): Cl - + e - ® Cl 0 (восстановление).

Окислитель во время реакции восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот, восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого.

3. В окислительно-восстановительных процессах количество электронов, отданных в процессе окисления, всегда должно быть равно количеству электронов, принятых в процессе восстановления.

Пример:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 = Cu 0 + H 2 O 2-

окислитель Cu 2+ +2e - ® Cu 0 восстановление

восстановитель H 2 0 - 2e - ® 2H + окисление

4. Уравнивание количества отданных и принятых электронов производят путём подбора коэффициентов с предварительным составлением уравнения электронного баланса

Пример:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Восстановитель S 2- - 2e - ® S 0 3 окисление

окислитель N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 восстановление

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. При составлении уравнения электронного баланса необходимо исходить из такого количества атомов или ионов сколько их входит в состав молекулы исходного вещества, а иногда в состав молекулы продуктов реакции

Пример:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 +KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O

Окислитель 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 восстановление

восстановитель 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 окисление

6. Окислительно-восстановительные процессы протекают чаще всего при наличии среды: нейтральной, кислой или щелочной.

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов надо учитывать основное положение: число электронов, отданных восстановлением, равно числу электронов, полученных окислением.

После выявления окислителя, восстановителя, к соответствующему равенству реакции составляют цифровую схему перехода электронов (уравнение электронного баланса).

Пример 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3 , гдеAl – восстановитель, Cl 2 -окислитель.

Схема перехода электронов:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 окисление

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 восстановление

Из данной схемы видно, что на один окисляющийся атом алюминия требуется три атома хлора, воспринимающие эти три электрона (смотри вторую графу). Следовательно, на каждый атом алюминия необходимо три атома хлора или на два атома алюминия три молекулы хлора. Получаем коэффициенты:

2Al + 3Cl 2 = AlCl 3 .

Пример 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- +H 2 O, где O 2 - типичный окислитель, а N 3- H 3 играет роль восстановителя.

Составляем схему (электронный баланс):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 окисление

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 восстановление

На 4 атома азота требуется 10 атомов или 5 молекул кислорода. Получаем коэффициенты:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Особые случаи составления равенств окислительно-восстановительных реакций

1. Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, является чётными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на общий наибольший делитель.

Пример:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 +HCl

Восстановитель S +4 - 2е - ® S +6 6 3 окисление

окислительCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 восстановление

Коэффициентами у восстановителя и окислителя будут не 2 и 6, а 1и 3:

3H 2 SO 3 +3HClO 3 =3H 2 SO 4 +HCl.

Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечетно, а в результате реакции должно получиться чётное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

Пример:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Восстановитель J - -1e - ® J o 5 10 окисление

Коэффициентами у окислителя и восстановителя будут не 1 и 5, а 2 и 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.

Пример:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Восстановитель Br - - e - ® Br 0 5 10 окисление

окислитель Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 восстановление

В этой реакции десять молекул HBr реагируют как восстановители, а шесть молекул HBr необходимы для связывания получающихся веществ (солеобразование):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3.Окисляются одновременно и положительные и отрицательные ионы молекулы восстановителя.

Пример:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Здесь ионы As +3 окисляются в ионы As 2 +3 и одновременно ионы S -2 окисляются в ионы S +6 а анионы N +5 восстанавливаются до N +2 .

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

восстановители 3S -2 - 24e - ® 3S +6 окисление

окислитель N +5 + 3e - ® N +2 восстановление

В этой реакции на каждые три молекулы As 2 S 3 реагируют 28 молекул HNO 3 . Проверяем правильность составления равенств реакции путём подсчёта атомов водорода и кислорода в правой и левой частях. Таким образом, находим, что в реакцию вступают ещё 4 молекулы воды, которые должны быть приписаны к левой части равенства для окончательной его записи:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Восстановители 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 окисление

окислитель N +5 + 3e - ®N +2 28 восстановление

4. Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, но входящие в состав различных веществ.

Пример:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Восстановитель J - - е - ® J 0 5 окисление

окислитель J +5 + 5e - ®J 0 1 восстановление

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5.Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, входящие в состав одного вещества (самоокисление -самовосстановление).

Пример:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Восстановитель N +3 - 2e - ® N +5 1 окисление

окислитель N +3 + e - ® N +2 2 восстановление

Следовательно, равенство реакции

Описание

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется ; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается . Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений - окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя - акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e − ↔ сопряжённый восстановитель .

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель - e − ↔ сопряжённый окислитель .

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислительно-восстановительная пара

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару , а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т.е. восстановлением, другая - с отдачей электронов, т.е. окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

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

Окисление — процесс отдачи электронов атомом

Восстановление — процесс приёма электронов атомом

Восстановитель — элемент, отдающий электроны

Окислитель – элемент, принимающий электроны

Для наглядного, но упрощённого представления о причинах изменения зарядов у элементов обратимся к рисункам:

Атом-это электронейтральная частица. Поэтому число протонов равно числу электронов

Если элемент отдаёт электрон, то его заряд меняется. Он становится положительно заряженным (если принимает, наоборот, отрицательно)

Т.о. на заряд элемента оказывает влияние количество отданных или принятых электронов

I. Составление уравнений окислительно-восставновительных реакций

1. Записываем схему реакции

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Расставляем степени окисления элементов:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl —

3. Выписываем элементы, изменившие степень окисления и определяем число отданных/принятых электронов:

Na 0 -1е -> Na +

Cl 2 +2e ->2Cl —

4. Находим наименьшее общее кратное чисел отданных и присоединённых электронов:

Т.о. мы получили необходимые коэффициенты

5. Расставляем коэффициенты:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

Окислитель и восстановитель используют для составления реакции в органической и неорганической химии. Рассмотрим основные характеристики таких взаимодействий, выявим алгоритм составления уравнения и расстановки коэффициентов.

Определения

Окислитель - это атом либо ион, который при взаимодействии с другими элементами принимает электроны. Процесс принятия электронов называют восстановлением, и связан он с понижением степени окисления.

В курсе неорганической химии рассматривается два основных метода расстановки коэффициентов. Восстановитель и окислитель в реакциях определяют путем составления электронного баланса либо методом полуреакций. Подробнее остановимся на первом способе расставления коэффициентов в ОВР.

Степени окисления

Прежде чем определять окислитель в реакции, нужно расставить степени окисления у всех элементов в веществах, участвующих в превращении. Она представляет собой заряд атома элемента, вычисленный по определенным правилам. В сложных веществах сумма всех положительных и отрицательных степеней окисления должна быть равна нулю. Для металлов главных подгрупп она соответствует валентности и имеет положительную величину.

Для неметаллов, которые в формуле располагаются в конце, степень определяется путем вычитания из восьми номера группы и имеет отрицательное значение.

У простых веществ она равна нулю, так как не наблюдается процесса принятия или отдачи электронов.

У сложных соединений, состоящих из нескольких химических элементов, для определения степеней окисления используют математические вычисления.

Итак, окислитель - это атом, который в процессе взаимодействия понижает свою степень окисления, а восстановитель, напротив, повышает ее значение.

Примеры ОВР

Основной особенностью заданий, связанных с расстановкой коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, является определение пропущенных веществ и составление их формул. Окислитель - это элемент, который будет принимать электроны, но помимо него в реакции должен участвовать и восстановитель, отдающий их.

Приведем обобщенный алгоритм, по которому можно выполнять задания, предлагаемые выпускникам старшей школы на едином государственном экзамене. Рассмотрим несколько конкретных примеров, чтобы понять, что окислитель - это не только элемент в сложном веществе, но и простое вещество.

Сначала необходимо расставить у каждого элемента значения степеней окисления, используя определенные правила.

Далее нужно проанализировать элементы, которые не участвовали в образовании веществ, и составить для них формулы. После того как все пропуски будут ликвидированы, можно переходить к процессу составления электронного баланса между окислителем и восстановителем. Полученные коэффициенты ставят в уравнение, при необходимости добавляя их перед теми веществами, которые не вошли в баланс.

Например, пользуясь методом электронного баланса, необходимо завершить предложенное уравнение, расставить перед формулами необходимые коэффициенты.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 +KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…

Для начала у каждого определим значения степеней окисления, получим

H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 +K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…

В предложенной схеме они меняются у кислорода, а также у марганца в перманганате калия. Таким образом, восстановитель и окислитель нами найдены. В правой части отсутствует вещество, в котором бы был калий, поэтому вместо пропусков составим формулу его сульфата.

Последним действием в данном задании будет расстановка коэффициентов.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 +2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

В качестве сильных окислителей можно рассмотреть кислоты, перманганат калия, перекись водорода. Все металлы проявляют восстановительные свойства, превращаясь в реакции в катионы, имеющие положительный заряд.

Заключение

Процессы, касающиеся принятия и отдачи отрицательных электронов, происходят не только в неорганической химии. Обмен веществ, который осуществляется в живых организмах, является наглядным вариантом протекания окислительно-восстановительных реакций в органической химии. Это подтверждает значимость рассмотренных процессов, их актуальность для живой и неживой природы.