Окислительно восстановительные реакции

Окислительно восстановительные реакции

Историческая справка

Издавна ученые полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

F e + 2 H C l → F e C l 2 + H 2 {\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}

В этой реакции окислитель — ион водорода — H+, а железо выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

Zn 0 + Cl 0 2 → Zn + 2 Cl − 1 2 {\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}}

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

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

Основная статья: Окисление

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — 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.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):

восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Восстановление

Основная статья: Восстановление

Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

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.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

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, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H 0 2 + F 0 2 → 2 H + 1 F − 1 {\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1) Окисление:

H 2 0 − 2 e − → 2 H + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

2) Восстановление:

F 2 0 + 2 e − → 2 F − {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}

H 2 0 − 2 e − → 2 H + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}S 2 − − 2 e − → S 0 ↓ {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}

Al 0 − 3 e − → Al 3 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}}Fe 2 + − e − → Fe 3 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}2 Hal − − 2 e − → Hal 2 0 {\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}}

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

O 2 0 + 4 e − → 2 O 2 − {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}Mn 7 + + 5 e − → Mn 2 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}Mn 4 + + 2 e − → Mn 2 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}Cr 6 + + 6 e − → Cr 0 {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}}

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений.

Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем), а другая – принимает их (окислитель).

Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась. – здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.

У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон – частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись следует читать так: 0 – (-1) = +1, где (-1) – и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) – это и есть те два электрона, которые принял атом серы.

Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:

Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы – восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге. На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах. Покажем электронный баланс для данной реакции:

Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении. То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов), а атомов натрия – по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия. Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).

Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.

Рассмотрим, как “решать” оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:

Определим степени окисления атомов всех элементов:

Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:

Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты – это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.

Запишем их в уравнение:

Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем – кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.

В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в H2S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.

Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10, в правой – только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул H2S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды. Все сходится, значит действия выполнены правильно.

Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции. Если же под этим вопросом подразумевалось “закончите уравнение ОВР” или ” допишите продукты реакции “, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс. В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления , как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.

Окислительно-восстановительные реакции – видео

Метки: реакция, решение, химия

Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых взаимодействующие химические элементы изменяют свои степени окисления путем передачи своих, или наоборот присоединения чужих электронов. Рассмотрению теоретических основ и решению практических задач в области окислительно-восстановительных реакций отведено значительное место в курсе общей химии средней школы. Для учеников очень важно овладеть навыками решения окислительно-восстановительных реакций.

Как решать окислительно-восстановительные реакции
Решение уравнений окислительно-восстановительных реакций зависит от исходных данных и поставленной задачи. Чаще всего задачи сводятся к определению формулы продуктов реакции на основе степеней окисления участвующих в ней элементов и уравниванию обоих частей уравнения на основе коэффициентов, подобранных на основе метода электронного баланса.

  1. Решение данного типа уравнений невозможно без четкого понимания основных терминов и определений. Мы рассказывали о них в статьях как определить окислитель и восстановитель и как найти степень окисления элемента.
  2. Если по условиям задача химическая формула продукта реакции вам неизвестна, то определите ее сами, учитывая степени окисления вступающих во взаимодействие элементов. Рассмотрим это на примере окисления железа.
    Fe + O2 → FeO
  3. Железо, вступая во взаимодействие с молекулами кислорода, образует химическое соединение под названием оксид. Проставим степени окисления для участвующих в реакции химических элементов и этим же элементам, но уже входящим в состав продукта реакции.
    Fe0 + O20 → Fe+3O-2
  4. Из схемы реакции видно, что данная реакция является окислительно-восстановительной, так как степень окисления изменилась у обоих участвующих в ней веществ: и у железа, и у кислорода.
  5. Железо приобретает заряд +3, следовательно оно отдает три электрона и является восстановителем для кислорода, который приобретает заряд -2, а следовательно принимает два электрона.
    Fe0 — 3e → Fe+3
    O20 + 4e → O-2
  6. Чтобы химическая формула оксида железа приобрела правильный вид необходимо правильно расставить индексы для данного продукта реакции. Выполняется это через нахождение наименьшего общего кратного. Находим, что между 3 и 2 наименьшее общее кратное равно 6. Индексы определяем следующим образом: делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и записываем в формулу. В результате получаем правильную формулу оксида железа.
    Fe + O2 → Fe2O3
  7. Теперь схему необходимо проверить по методу электронного баланса и при необходимости уравнять ее левую и правую части. Как видно из п.5 железо отдает три электрона, а молекула кислорода принимает четыре электрона. Очевидно, что схема реакции нуждается в уравнивании с помощью коэффициентов.
  8. Подбор коэффициентов также выполняют через определение наименьшего общего кратного для полученных и переданных электронов.
    Fe0 — 3e → Fe+3 | НОК=12 | 4
    O20 + 4e → O-2 | НОК=12 | 3
    В нашем примере общее кратное (НОК) между участвующими в реакции электронами будет равно 12. Получим коэффициенты, разделив НОК на количество электронов и перенесем их в уравнение.
    4∙Fe + 3∙O2 = Fe2O3
  9. Для полного соблюдения электронного баланса остается установить коэффициент 2 в правой части. 4∙Fe + 3∙O2 = 2∙Fe2O3
  10. Проверим выполнение условия электронного баланса.
    4∙Fe0 — 4∙3e → 2∙Fe2+3
    3∙O20 + 3∙4e → 2∙O3-2
    Количество отданных железом электронов уравнялось с количеством принятых кислородом и составило 12. Следовательно, электронный баланс достигнут подбором коэффициентов.

Пусть вас не смущает простата рассмотренного примера. Главное уяснить принцип решения окислительно-восстановительных реакций и вы сможете решать более трудные задачи. Главное соблюдать следующий алгоритм.

  • Запишите схему уравнения и проставьте степени окисления элементов.
  • Определите точную химическую формулу продукта реакции на основе степеней окисления, входящих в ее состав элементов.
  • Подберите индексы к элементам формулы готового вещества.
  • Определите какие элементы изменили степени окисления, кто из них выступил окислителем, а кто восстановителем.
  • Выпишите элементы, изменившие свои степени окисления и определите сколько электронов отдал или получил каждый из них.
  • Определите коэффициенты, которую нужно установить, чтобы выполнялось условие электронного баланса.
  • Запишите уравнение реакции в конечном виде с расставленными коэффициентами.

Наибольшей сложностью в решении окислительно-восстановительных реакций может стать определение формулы продукта или продуктов взаимодействия. Даже опытные химики в некоторых случаях не могут предсказать как будут взаимодействовать вещества без лабораторных опытов. Поэтому, в школьном курсе химии для элементов, вступающих в сложные взаимодействия, чаще всего уже даются точные формулы готового продукта и все, что требуется для решения – это уравнять реакцию.


Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *