4 Окислительно-восстановительные реакции

4.1 Степени окисления атомов

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, при протекании которых изменяются степени окисления элементов.

Степень окисления – это условный заряд, которым обладал бы атом данного элемента в составе химического соединения, если бы это соединение состояло из ионов. Более подробно понятие степень окисления рассмотрено в методических указаниях по общей химии [2].

Для того чтобы спрогнозировать поведение того или иного вещества в окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, что элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут быть только окислителями. Для подавляющего большинства элементов высшая степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент в Периодической системе: S⁺⁶ (H₂SO₄), Pb⁺⁴ (PbO₂), Cl⁺⁷ (HClO₄) и др. В ходе окислительно-восстановительной реакции атомы-окислители всегда восстанавливаются (т.е. принимают электроны и понижают свою степень окисления).

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут быть только восстановителями. Низшая степень окисления неметаллов равна номеру группы минус восемь: S^–2 (H₂S и сульфиды), N^–3 (NH₃ и его производные), I^–1

(HI и иодиды); низшая степень окисления металлов равна нулю. В ходе окислительно-восстановительной реакции атомы-восстановители окисляются (т.е. отдают электроны и повышают свою степень окисления).

Вещества, в состав которых входят атомы в промежуточной степени окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. могут в зависимости от условий быть как окислителями, так и восстановителями: O^–1 (H₂O₂ и производные), N⁺³ (HNO₂ и нитриты), Mn⁺⁴ (MnO₂) и др.

4.2 Окислители

В таких часто встречающихся в химической практике веществах, как KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄ атомы Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, N⁺⁵, S⁺⁶ находятся в высшей степени окисления и могут проявлять только свойства окислителей. Восстановление этих веществ можно представить следующими схемами.

Mn²⁺ (в сильнокислой среде)

MnO₄^– MnO₂ (в нейтральной, слабокислой и слабощелочной средах)

MnO₄^2– (в сильнощелочной среде)

Cr³⁺ (в сильнокислой среде)

C rO₄^2– и Cr₂O₇^2– Cr(OH)₃ (в нейтральной, слабощелочной средах)

[Cr(OH)₄]^– или [Cr(OH)₆]^3– (в сильнощелочной среде)

H NO₃ (конц.) NO₂ (в реакциях с малоактивными металлами – Pb, Cu, Ag)

H NO₃ (разб.) NO (в реакциях с малоактивными металлами – Pb, Cu, Ag)

H NO₃ (разб.) NO; N₂O; N₂ (в реакциях с активными металлами – Zn, Fe)

H NO₃ (очень разб.) NH₄NO₃ (в реакциях с очень активными металлами – Ca, Mg).

Как следует из приведённых схем, чем более активен металл и чем более разбавлен раствор кислоты, тем глубже протекает восстановление HNO₃.

Как уже было сказано выше, концентрированная H₂SO₄ также может быть только окислителем за счёт атомов серы в высшей степени окисления.

H ₂SO₄ (конц.) SO₂ (в реакциях с малоактивными металлами – Cu, Ag)

H ₂SO₄ (конц.) S; H₂S (в реакциях с активными металлами – Ca, Mg)

Однако в разбавленных водных растворах серная кислота, как и её соли, не проявляют окислительных свойств за счёт атомов S⁺⁶. Поэтому разбавленные растворы H₂SO₄ удобно использовать для создания кислой среды.

Следует также учитывать, что молекулы воды сами могут быть окислителем за счёт атома H⁺¹ и при наличии сильного восстановителя (например, щелочного или щелочноземельного металла) восстанавливаться в соответствии со схемой:

H₂O  H₂.

Аналогичным образом происходит восстановление ионов водорода из кислых растворов активными металлами:

2H⁺  H₂.