Конспект урока: Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления

Окислительно-восстановительные реакции, наряду с обратимыми химическими процессами, являются примерами, наиболее ярко отражающими действие на практике вышеупомянутого философского закона.

Для составления окислительно-восстановительных реакций необходимо в первую очередь определить степени окисления.

Для обозначения степени окисления атома над символом химического элемента сначала записывают знак заряда, а затем его цифровое значение. 

Например: Na⁺¹₂О⁻², Ca⁺²О^-2, Al⁺³₂О⁻²₃.

При расстановке степеней окисления следует учитывать основные правила:

• металлы в соединениях всегда имеют положительное значение степени окисления;
• степени окисления металлов главных подгрупп численно равны номеру группы;
• кислород всегда находится в соединениях в степени окисления −2, за исключением пероксидов ($Na_{2} O_{2}^{- 1}$) и фторида кислорода ($O^{+ 2} F_{2}$);
• фтор всегда находится в соединениях в степени окисления −1;
• водород всегда проявляет в соединениях степень окисления +1, за исключением гидридов металлов ($NaH^{- 1}$);
• степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: $Al^{0} , \left(H^{0}\right)_{2} , \left(F^{0}\right)_{2} , Ca^{0} , O_{2}^{0}$;
• в соединениях сумма значений положительных и отрицательных степеней окисления равна нулю.

Давайте выясним, как расставить степени окисления.

1. Запишем формулу соединения $Fe_{2} \left( SO_{4} \right)_{3}$. 

2. Степень окисления железа соответствует валентности, указанной в скобках у названия, и имеет положительный заряд (+3): $\left(Fe^{+ 3}\right)_{2} \left( SO_{4} \right)_{3}$.

3. Суммарный заряд сульфат-иона (SO₄) по таблице растворимости равен 2−, соответственно, степени окисления серы и кислорода в сумме также должны быть равны −2.

4. Степень окисления кислорода в любых соединениях, кроме фторидов и пероксидов, равна −2, значит, заряд серы должен быть положительным.

5. Рассчитываем степень окисления серы: $\left( S^{+ x} \left(O^{- 2}\right)_{4} \right)^{2 -}$.

$x + ( - 2 ) \cdot 4 = - 2$

$x + ( - 8 ) = - 2$

$x = - 2 + 8$

$x = + 6$

В результате получаем степень окисления серы, равную +6.

6. Расставляем степени окисления в сульфате железа (III): 

$\left(Fe^{+ 3}\right)_{2} \left(\left( S^{+ 6} \left(O^{- 2}\right)_{4} \right)^{2 -}\right)_{3}$.

Ответ: $\left(Fe^{+ 3}\right)_{2} \left(\left( S^{+ 6} \left(O^{- 2}\right)_{4} \right)^{2 -}\right)_{3}$.

Процессы окисления и восстановления

Рассмотрим окислительно-восстановительный процесс между цинком и азотной кислотой. Запишем схему реакции:

$Zn + HNO_{3 } \rightarrow Zn \left( NO_{3} \right)_{2} + NO + H_{2} O$.

Расставим степени окисления и определим атомы, которые их изменили в процессе реакции.

$\underline{Zn}^{0} + H^{+ 1} \underline{N}^{+ 5} \left(O^{- 2}\right)_{3} \rightarrow \underline{Zn}^{+ 2} \left( N^{+ 5} \left(O^{- 2}\right)_{3} \right)_{2} + \underline{N}^{+ 2} O^{- 2} + H_{2} O$.

В результате видим, что степень окисления изменилась у атомов цинка и азота. Коэффициенты находим с помощью метода электронного баланса. Электронный баланс составляем под уравнением, определяем количество отданных и принятых электронов. Затем находим наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов (НОК — число, которое делится на каждое из двух чисел). Составляем уравнения электронного баланса:

                                              Кол-во электронов           НОК              Коэффициент   

$Zn^{0} - 2 e = Zn^{+ 2}$                                       2                                                                3

                                                                                                  6                        

$N^{+ 5} + 3 e = N^{+ 2}$                                        3                                                                 2

Используя коэффициенты из третьего столбика, расставим их в уравнение. Сначала расставим коэффициенты в веществах, полностью изменяющих степень окисления. Затем по балансу элементов расставляем коэффициенты у всех остальных веществ:

$\underline{3} Zn + \underline{8} HNO_{3} = \underline{3} Zn \left( NO_{3} \right)_{2} + \underline{2} NO + \underline{4} H_{2} O$.

Из схемы видно, что цинк отдаёт электроны, то есть он окисляется, и при этом выступает в качестве восстановителя. Процесс восстановления происходит при принятии электронов, то есть в качестве окислителя выступает азот. 

Одно  вещество  в  реакциях  может  выступать  и  в  роли  окислителя,  и  в  роли 

восстановителя.

Во-первых, в состав вещества могут входить атомы элементов, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой — восстановителя.  

Например, хлороводород (и его водный раствор — соляная кислота) проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона водорода H⁺¹ и восстановительные — благодаря наличию галогена в минимальной степени окисления Cl^-1.

Во-вторых, некоторые вещества содержат атомы таких элементов, которые находятся в промежуточных степенях окисления. Соответственно, они тоже проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород, озон, пероксид водорода, галогены, хлорсодержащие кислоты, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат (дихромат) калия.

Наиболее сильными восстановителями выступают щелочные и щёлочноземельные металлы, магний, алюминий, водород, аммиак, фосфин, фосфорная кислота, углерод.

Например, при восстановлении металлов углеродом из их оксидов образуется угарный газ: $CuO + C \rightarrow Cu + CO$.

Применение окислительно-восстановительных процессов

Из схемы видно, что окислительно-восстановительные реакции как применяются для металлургического и химического (синтез аммиака и кислот) производства, так и играют важную роль в процессах жизнедеятельности (дыхание, горение и фотосинтез).

Упражнение 1

1. +3

2. −1

3. +7

Упражнение 2
 

$4 Zn^{0} + 5 \left(H^{+ 1}\right)_{2} S^{+ 6} \left(O^{- 2}\right)_{4 ( \text{к}o\text{нц} )} \rightarrow 4 Zn^{+ 2} S^{+ 6} \left(O^{- 2}\right)_{4} + \left(H^{+ 1}\right)_{2} S^{- 2} + 4 H_{2} O$

                                               Кол-во электронов       НОК          Коэффициент   

$Zn^{0} - 2 e = Zn^{+ 2}$                                         2                                                          4                

                                                                                                8                        

$S^{+ 6} + 8 e = S^{- 2}$                                          8                                                          1

$Zn^{0}$ ^— восстановитель, окисление

$\left(H^{+ 1}\right)_{2} S^{+ 6} \left(O^{- 2}\right)_{4}$— окислитель, восстановление

Упражнение 3

$2 Zn \left( NO_{3} \right)_{2} \rightarrow 2 ZnO + 4 NO_{2} + O_{2}$