Файл №3

Окислительно-восстановительные реакции
Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов
химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительновосстановительными реакциями.
Основные понятия
степень окисления элемента
окислитель
восстановитель
окисление
восстановление
метод электронного баланса
Степень окисления элемента – это условный полный электрический заряд, который возникает на
атоме элемента в соединении при условии, что все связывающие электронные пары полностью
смещены в сторону более ЭО (электроотрицательного) элемента (это определение условно
предполагает, что в соединении все химические связи являются ионными).
Окислителем (Ox) называется исходное вещество, атомы которого понижают свою степень
окисления, что условно соответствует процессу приёма электронов и полуреакции восстановления,
в которой окислитель (Ox) переходит в свою восстановленную форму:
Окислителями обычно являются
– Соединения, содержащие атомы элементов в высших положительных степенях окисления:
HN+5O3, H2S+6O4 (к), KMn+7O4, K2Cr2+6O7…
– Катионы металлов большого заряда: Fe3+, Au3+, Pb2+, и т. п.
– Галогены и кислород (обычно при высоких температурах).
Наиболее распространённые лабораторные окислители: HNO3 (различной концентрации), H2SO4(к),
Br2– ему отдают предпочтение по сравнению с Cl2, т.к. при обычных условиях Br2 находится в
жидком состоянии (хлор-газ); KMnO4 в кислой и нейтральной (реже в щелочной среде), K2Cr2O7
(обычно в кислой).
Восстановителем (Red) называется исходное вещество, атомы которого повышают свою степень
окисления, что условно соответствует процессу отдачи и полуреакции окисления, в которой
восстановитель (Red) переходит в свою окисленную форму: Red – me > Ox
Восстановителями обычно являются
– Соединения, содержащие атомы элементов в высших отрицательных степенях окисления или
степенях окисления, которые легко повышаются: K2S-2, KJ-, P-3H3, KN+3O2, H3P+3O3…
– Катионы металлов малого заряда: Fe2+, Sn2+ и т.п.
– Металлы и водород (обычно при высоких температурах).
Наиболее распространённые лабораторные восстановители: сульфиды, сульфиты, иодиды, нитриты,
магний, цинк, алюминий.
Классификация ОВР
Межмолекулярные – атомы окислителя и восстановителя находятся в разных молекулах разных
видов атомов.
Диспропорционирования – атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле, это
атомы одного вида.
Внутримолекулярные – атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле, но это
атомы разного вида.
Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением.
Э – пе ---- Э+п, где Э – восстановитель.
Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом называется восстановлением
Э + пе ---- Э–п, где Э – окислитель.
Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны называются восстановителями, в результате
ОВР они окисляются.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны называются окислителями, при этом они
восстанавливаются.
Окисление всегда сопряжено с восстановлением.
Число электронов, участвующих в процессе окисления равно числу электронов, участвующих
в процессе восстановления.
Типичные окислители
1. Атомы и молекулы 6–7 групп (S, O2, Cl2).
2. Ионы металлов в высоких степенях окисления
(Fe3+, Cu2+).
3. Ионы, молекулы, содержащие атомы металлов в
высоких степенях окисления (KMn+7O4,
K2Cr2+6O4).
4. Ионы, молекулы, содержащие атомы неметаллов
Типичные восстановители
1. Атомы всех металлов.
2. Отрицательно заряженные ионы
неметаллов (S2–, Cl–, Br–).
3. Ионы металлов в низких степенях
окисления (Fe2+, Mn2+).
4. H2, CO.
в высоких степенях окисления (HN+5O3, H2S+6O4,
KCl+7O4).
Суть метода электронного баланса заключается в том, что количество электронов,
отданных восстановителем должно быть равно количеству электронов, принятых
окислителем.
Дано уравнение уравняйте его методом электронного баланса. Определите окислитель и
восстановитель
H2S+ HNO3 —> H2SO4+ NO+ H2O (Уравнение взято из задачника для средней школы автор
Хомченко И. Г. )
1. Расставляем степени окисления
+
H2S-2+ +H +5NO-23— > +H2 +6SO-2 4+ +2NO-2+ +H2O-2
2. Определим химические элементы, которые изменили свою степень окисления
+
H2S-2+ +H +5NO-23 —> +H2 +6SO-2 4+ +2NO-2+ +H2O-2
3. Запишем уравнение электронного баланса
восстановитель S-2 -8е
окислитель
+5
N +3е
+6S
+2N
Для определения окислителя и восстановителя используйте схему:
восстановитель (процесс окисления)
----------------------4…. . -3…. . -2…0…+1…. +2…. +3…. +4
----------------------окислитель (процесс восстановления)
4. Количество отданных электронов равно количеству принятых, поэтому уравниваем число
отданных и принятых электронов.
восстановитель S-2 -8е
окислитель
+5N
+3е
+6S
| 3 | 3S-2 -24е
+2N
| 8 | 8+5N +24е
3+6S
8+2N
5. Подставим коэффициенты в уравнение 3H2S+8HNO3 —> 3H2SO4+ 8NO+ H2O
6. Подравняем остальные коэффициенты 3H2S+8 HNO3 —> 3H2SO4+ 8NO+ 4H2O
7. Проверяем, правильно ли расставили коэффициенты. Для этого складываем количество
атомов кислорода в правой и левой части уравнения, и оно должно сойтись
3H2S+8 HNO3 —> 3H2SO4+ 8NO+4 H2O
24 атома
12+8+4=24атома
Д/З. §11 повторить;
Стр.102-106. – сделать вывод о том, реакции каких типов являются о-в, а какие не являются о-в.
Для доказательства о-в реакции уравняйте методом электронного баланса.
Из 1-й части конспекта в разделе: «Классификация окислительно-восстановительных реакций» для
приведённых 3-х примеров покажите метод электронного баланса.