Графический метод определения степени окисления.

Последовательность действий:

1) изображается полная структурная формула вещества;

2) по каждой связи стрелкой показывается смещение электрона к наиболее электроотрицательному элементу;

3) все связи С – С считаются неполярными;

4) далее ведется подсчет: сколько стрелок направлено к атому, столько «–» , сколько от атома – столько «+». Сумма «–» и «+» определяет степень окисления атома. Рассмотрим несколько примеров:

Основные понятия и определения

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными.

Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается.

Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.

Так, в реакции:

2FeCl₃ + 2KI  I₂ + 2FeCl₂ + 2KCl

окислителем является Fe³⁺ (Fe³⁺ + 1e = Fe²⁺), а восстановителем - ион I^:

Такое уравнение называется полуреакцией. Окисленная (ox) и восстановленная (red) формы, участвующие в полуреакции, составляют так называемую редокс-пару.

Соединения, содержащие атом какого-либо элемента в низшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только восстановителями. Напротив, соединения элемента, находящегося в высшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только окислителями.

Окислительно-восстановительные реакции бывают:

1) межмолекулярные, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:

6C^4O₂ + 6H₂O^2  + 6 (фотосинтез в зеленых растениях)

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента (реакции конмутации или контрдиспропорционирования, в которых атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень окисления в продуктах реакции):

S^4O₂ + 2H₂S^2  3S⁰ + 2H₂O

2) внутримолекулярные, в которых изменяют степени окисления атомы, входящие в состав одной молекулы:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:

2 2KCl^1 +

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента:

- реакции дисмутации или диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковую степень окисления, одновременно ее и повышают, и понижают:

- реакции конмутации:

N^3H₄N⁺³O₂  + 2H₂O

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:

4K₂Fe⁺⁶O^-2₄ + 10H₂SO₄  2Fe⁺³₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 10H₂O + 3O⁰₂

восстановитель 2O^-2 – 4e  O⁰₂ 3 окисляется

окислитель 2Fe⁺⁶ +6e  2Fe⁺³ 2 восстанавливается

Cu⁺¹₂S^-2 + 2O⁰₂ + CaCO₃  2Cu⁺²O + CaS⁺⁴O₃ + CO₂

восстановитель Cu₂S – 8e  2Cu⁺² +S⁺⁴ 1 окисляется

окислитель O₂⁰ +4e  2O^-2 2 восстанавливается

или

восстановители 2Сu ⁺¹ –2 e 2Cu⁺²

S^–2 – 6e  S⁺⁴ -8e 1 окисляются

окислитель O₂⁰ +4e  2O^-2 2 восстанавливается

В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса.

Метод полуреакций применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах. Метод же электронного баланса позволяет установить стехиометрические отношения в любых реакциях окисления-восстановления, независимо от среды. Поэтому в школьном курсе химии наиболее целесообразно использование метода электронного баланса.

Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций. Продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от ряда факторов: температуры, концентрации реагентов, рН среды, мольного соотношения реагирующих веществ и т.д. В одной и той же реакции может получаться смесь продуктов (например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами), в таком случае нужно считать правильным любой из возможных вариантов.

При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH₃, PH₃, H₂S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO₃, H₂SO₄, SO₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇).

Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N₂, NO, HNO₂, KNO₂, H₂O₂, S, SO₂ и другие.

На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.

Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.

Вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, выступают окислителями, в низшей – восстановителями, а остальные могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

На первых порах удобно пользоваться следующими таблицами:

Восстановители	Продукты окисления	Условия или среда
1. Металлы , м	М+, М2+, М3+	кислая и нейтральная среда
2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al	Zn(OH)42-, Al(OH)4-, ZnO22-, AlO2-	щелочная среда (раствор), щелочная среда (сплавление)
3. Углерод, С	СО СО2	при высокой температуре, при горении, в кислой среде
4. Оксид углерода (II), СО	СО2
5. Сера, S	SO2, SO42-, SO32-	кислая среда, щелочная среда
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2-	S SO2 H2SO4, SO42-	с сильными окислителями, при обжиге, с сильными окислителями
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3)	SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4)	в газовой сфере, в водных растворах
8. Фосфор, Р, фосфин РН3, фосфиты РО33-	Р2О5 Н3РО4, РО43-	в газовой сфере, в водных растворах
9. Аммиак, NH3	N2 NO	в большинстве случаев, каталитическое окисление
10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2-(KNO2)	HNO3 NO3-(KNO3)
11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли	Cl2, Br2, I2
12. Катионы Cr3+	CrO42 - Cr2O72 -	щелочная среда, кислая среда
13. Катионы Fe2+, Cu+	Fe3+, Cu2+ Fe(OH)3,Cu(OH)2 FeO42-	в кислой среде в щелочной среде очень сильные окислители в щелочной среде
14. Катионы Mn2+	MnO2 MnO42- MnO4-	нейтральная среда, щелочная среда, кислая среда
15.MnO2	MnO42- MnO4-	щелочная среда, кислая среда
16. Пероксид водорода, Н2О2	О2 + Н+ О2 + Н2О	кислая среда. нейтральная среда

Окислители	Продукты восстановления	Среда
1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2	F -, Cl -, Br -, I -
2. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3	Cl -, Br -
3. Кислород, О2	O2-
4. Озон, О3	Н2О + О2 ОН - + О2	кислая среда, нейтральная среда
5. Сера, S	S2-
6. Оксид серы (VI), SO3	SO2
7. Оксид серы (IV), SO2	S
8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2-	NO N2	в большинстве случаев, с солями аммония
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3,	NO N2 NH3	в большинстве случаев
10. Нитраты, NO3-	NO2- NH3	в расплавах, с сильными восстановителями:
11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72-	Cr(OH)63- Cr(OH)3 Cr3+	щелочная среда, нейтральная среда, кислая среда
12. Катионы, Fe3+, Cu2+	Fe2+, Cu+
13. Перманганаты, MnO4 -	Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O	кислая среда, нейтральная, слабощелочная среда, сильнощелочная среда
14. Манганат ион MnO4 2-	Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь	кислая среда, нейтральная, слабощелочная среда,
14. Пероксид водорода, Н2О2	Н2О ОН -	кислая среда, нейтральная и щелочная среда
15. H2SO4 (конц.), HNO3	рассмотрены отдельно

Кислоты – сильные окислители.

Это серная кислота концентрированная и азотная кислота в любом виде. Они окисляют почти все металлы и такие неметаллы, как углерод, фосфор, серу, и многие сложные вещества.

Возможные продукты восстановления этих кислот:

H₂SO₄  SO₂  S  H₂S

HNO₃  NO₂  NO  N₂O  N₂  NH₃(NH₄NO₃)

При взаимодействии с металлами получаются три вещества: соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты, активности металла и температуры.

Чем меньше концентрация кислоты. А металл более активен, тем больше степень восстановления кислоты.