Окислители и восстановители: характеристика
Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.
Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.
Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:
| Типичные окислители | Типичные восстановители |
| Простые вещества, состоящие из элементов с высокой электроотрицательностью (неметаллы): йод, фтор, хлор, бром, кислород, озон, сера и т. п. | Простые вещества, состоящие из атомов элементов с низкой электроотрицательностью (металлы или неметаллы): водород H2, углерод C (графит), цинк Zn, алюминий Al, кальций Ca, барий Ba, железо Fe, хром Cr и так далее. |
Молекулы или ионы, содержащие в составе атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления:
|
Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления:
|
| Ионные соединения, содержащие катионы некоторых металлов с высокими СО: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ и другие. | Органические соединения: спирты, кислоты, альдегиды, сахара. |
На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.
Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).
Вещества с двойственной природой
Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.
Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.
При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.
Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:
восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем,
SO2 + H2O2 = H2SO4
О-1 +1е = О-2
окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O
2О-1 -2е = О20
Составление уравнений ОВР
Рассмотрим на примере взаимодействия $\mathrm{HNO_3 и K_2SO_3}$
Составим уравнение реакции.
$\mathrm{HNO_3 + K_2SO_3 = K_2SO_4 + NO + H_2O}$
Определим, какие атомы меняют свою степени окисления.
Таковыми являются азот и сера.
Определим окислитель и восстановитель в данной реакции.
Окислитель — азот, так как он меняет свою степень окисления с +5 на +2.
Восстановитель — сера, так как степень окисления +4 переходит в +6.
Применим метод электроннo-ионного баланса, который необходим для правильного расставления стехиометрических коэффициентов в реакции.
$\mathrm{N^{+5} + 3e = N^{+2} |\cdot 2}$
$\mathrm{S^{+4} — 2e = S^{+6} |\cdot 3}$
На данном этапе записываются полуреакции восстановления и окисления и уравниваются между собой.
Записываем итоговое молекулярное уравнение реакции.
$\mathrm{2HNO_3 + 3K_2SO_3 = 3K_2SO_4 + 2NO + H_2O}$
Метод электронного баланса ОВР в химии
Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов. Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.
Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.
Метод складывается из нескольких этапов:
- Записывается уравнение реакции.
- Определяются СО элементов.
- Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
- Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
- Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
- Подбираются остальные коэффициенты реакции.
На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:
- Уравнение: Al + O2 = Al2О3
- СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.
Al0 + O20 = Al+32O-23
Составим полуреакции:
Al0 -3е = Al+3,
O20 +4e = 2O-2
Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:
Al0 -3е = Al+3 коэффициент 4,
O20 +4e = 2O-2 коэффициент 3.
Проставляем коэффициенты в схему реакции:
4Al + 3O2 = Al2O3
Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Примеры заданий на составление электронного баланса
Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:
Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.
Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:
KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
K+1Cl-1 + K+1Mn+7O4-2 + H2+1S+6O4-2 = Cl20 + Mn+2S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + H2+1O-2
Электронный баланс:
Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:
Mn+7 +5е = Mn+2 множитель два,
2Cl-1 -2е = Cl20 множитель пять.
Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:
10K+1Cl-1 + 2K+1Mn+7O4-2 +H2SO4 = 5Cl20 + 2Mn+2S+6O4-2 + K2SO4 + H2O
Уравниваем количество остальных элементов:
10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):
Cu + HNO3(конц.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
СО :
Cu0 + H+1N+5O3-2 = N+4O2 + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2
Электронный баланс :
Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4
Cu0 -2е = Cu+2 множитель один,
N+5 +1е = N+4 множитель два.
Проставляем в уравнение коэффициенты:
Cu0 + 4H+1N+5O3-2 = 2N+4O2 + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2
Уравниваем остальные элементы:
Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 + Cu (NO3)2 + 2H2O
Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:
Запишем схему реакции, расставим СО:
К2+1Сr2+6О7-2 + Н2+1S-2 + Н2+1S+6O4-2 = S0 + Сr2+3(S+6O4-2)3 + K2+1S+6O4-2 + H2O
S-2 –2e = S0 коэффициент 3,
2Cr+6 +6e = 2Cr+3 коэффициент 1.
Подставляем:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О
Уравниваем остальные элементы:
К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О
ЭО = 1+Е.
Электроотрицательность элемента имеет
размерность слагаемых, из которых она образовалась, и может быть, следовательно,
выражена в тех же единицах.
Для более удобного пользования значениями
электроотрицательности элементов принята система их относительных величин, в
которой электроотрицательность лития условно принята за единицу.
В табл.1 приведены значения относительной
электроотрицательности (ОЭО) различных элементов по Полингу. Как и следовало
ожидать, наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор,
наименьшее-цезий. Водород занимает промежуточное положение, т. е. При
взаимодействии с одними элементами (например, с F ) он
отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb ) –
приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тем
больше химическая связь между их атомами по своему характеру отличается от
ковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в величинах
относительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора равна: ОЭО = 4
– 0,9 = 3,1 , поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2
( ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная,
неполярная; в молекулах HF ( ^ ОЭО = 1,9 ) и HCl ( ^ ОЭО = 0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше, чем у молекулы HCl. Таблица
1
Восстановители
Типичными восстановителями являются элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне имеют от 1 до 3 электронов, то есть металлы. Также восстановительные свойства могут проявлять неметаллы, например, водород, углерод, бор и т.п. То есть к типичным восстановителям относятся элементы в своей минимальной степени окисления.
Рассмотрим некоторые из них более подробно.
Углерод (применяется для восстановления металлов из оксидов).
$\mathrm{C + FeO = Fe + CO}$
$\mathrm{C + 2CuO = 2Cu + CO_2}$
Оксид углерода (II).
$\mathrm{CO + PbO = Pb + CO_2}$
$\mathrm{CO + 3Fe_2O_3 = 2Fe_3O_4 + CO_2}$
Гидросульфит (для уничтожения следов хлора при отбеливании) и сульфит (используется в фотографии) натрия.
$\mathrm{NaHSO_3 + Cl_2 + H_2O = NaHSO_4 + 2HCl}$
Активные металлы.
$\mathrm{Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr}$
$\mathrm{TiCl_4 + 4Na = 4NaCl + Ti}$
Водород.
$\mathrm{GeO +2H_2 = Ge + 2H_2O}$
Окислительно-восстановительные реакции — основные понятия
Степень окисления
Степенью окисления химического элемента называется гипотетический заряд, который может накопиться на атоме данного элемента, входящего в состав химического соединения, в предположении, что все химические связи в этом соединении являются ионными. На практике такая ситуация возникает не всегда (разложение соединения на отдельные катионы и анионы), поэтому степень окисления следует рассматривать как условное понятие. Степень окисления равна заряду рассматриваемого иона, поэтому она принимает положительные или отрицательные значения. Обозначается римской цифрой, стоящей после символа химического элемента. Элементы, находящиеся в разных степенях окисления, обладают различными окислительно-восстановительными свойствами.
Окисление
В процессе окисления (деэлектронизации) восстановитель повышает свою степень окисления и, следовательно, отдает электроны окислителю. Окисление и восстановление не могут протекать независимо друг от друга, поскольку для протекания противоположной реакции электроны, отданные одним химическим веществом, должны быть немедленно приняты другим.
Восстановление
При восстановлении (электронизации) окислитель снижает свою степень окисления в результате принятия электронов. Поэтому восстановление заключается в их захвате. Химический элемент, который это делает, называется окислителем.
Реакция диспропорционирования (дисмутации, одновременного окисления и восстановления)
Реакция диспропорционирования является одним из типов окислительно-восстановительных реакций. В литературе можно встретить также термин: реакция дисмутации. Его характерной особенностью является то, что в ходе окислительно-восстановительной реакции один и тот же элемент одновременно окисляется и восстанавливается. Для протекания реакции диспропорционирования необходимо соблюдение условия, при котором рассматриваемый элемент может присутствовать не менее чем в трех степенях окисления. При этом соединение, возникающее на промежуточной ступени окисления, демонстрирует значительно меньшую стойкость по сравнению с двумя другими ступенями. Реакции диспропорционирования протекают самопроизвольно. Такие атомы, как сера, азот, фосфор или марганец, подвержены этому типу окислительно-восстановительных реакций.
Реакция конпропорционирования
Реакция конпропорционирования, как и диспропорционирования, также является одним из типов окислительно-восстановительных реакций. Этот вид процесса происходит, когда два различных химических соединения, содержащих один и тот же элемент в разных степенях окисления, вступают в реакцию друг с другом. В результате окислительно-восстановительного процесса образуется другое соединение этого элемента с новым значением степени окисления.
Электронный баланс
В каждой реакции окисления и восстановления происходит обмен одним и тем же числом электронов. Если восстановитель в данном процессе отдает, например, два электрона, то другой из этой пары, окислитель, также примет на свою электронную оболочку два электрона. Данная ситуация определяется так называемым электронным балансом реакции. Этот баланс для всей окислительно-восстановительной реакции должен быть равен нулю.
Правила ОВР
Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.
Кислая среда
В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.
Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.
Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.
Примечание: +4 – промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).
Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn2+.
2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.
Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения – 8 протонов.
Семь минус два – плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два – плюс пять электронов. Все уравнено.
Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.
3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.
Сокращаем протоноы и воду.
4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.
Щелочная среда
В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH– группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.
Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны – воду.
Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
Определяем степень окисления:
Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):
Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа – 3 воды.
Итоговое уравнение реакции:
Нейтральная среда
В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH– групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H+.
Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:
1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода – среда протекания реакции.
Сера из степени окисления +7 переходит в +6 – персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 – бромид ион окисляется до брома.
2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2
Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем –2
3. Суммарное уравнение электронного баланса.
4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K2SO4. Вода оказалась не нужна – заключаем в квадратные скобки.
Влияние реакционной среды
Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH <,7 кислая среда),
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда),
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >,7 щелочная среда).
Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O72- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:
в кислой среде продуктом будет Cr3+,
в щелочной — CrO2, CrO33+,
в нейтральной — Cr2O3.
