Конспект урока: Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов.

Окисление  — процесс отдачи электронов.

Элемент, отдающий электроны, — восстановитель.

Восстановление — процесс принятия электронов.

Элемент, принимающий электроны, — окислитель.

Пример 1

В качестве примера ОВР рассмотрим следующий опыт:

 

В пробирку нальём 4–5 мл раствора сульфата меди (II) и опустим в неё железный гвоздь. Оставим пробирку в штативе на 1–2 мин. При наблюдении легко заметить, что в результате реакции гвоздь покрылся красноватым налётом свободной меди:

$CuSO_{4} + Fe ( \text{ж}e\text{л}e\text{зныйгв}o\text{здь} ) = FeSO_{4} + Cu ( \text{к}pac\text{ивыйк}pac\text{ныйгв}o\text{здь} )$

В этой реакции элементы железо и медь меняют свои степени окисления:

$\overset{+ 2}{Cu} \overset{+ 6}{S} \left(\overset{- 2}{O}\right)_{4} + \overset{0}{Fe} = \overset{+ 2}{Fe} \overset{+ 6}{S} \left(\overset{- 2}{O}\right)_{4} + \overset{0}{Cu}$.

Следовательно, эта реакция является окислительно-восстановительной.

Атомы железа в степени окисления 0 выступили в роли восстановителя: отдали два электрона и сменили с.о. на +2: Fe⁰ − 2e^- → Fe⁺² — процесс окисления.

Медь в исходном веществе имела степень окисления +2, а в продукте реакции — степень окисления 0, т. е. выступила в роли окислителя и приняла два электрона: Cu⁺² + 2e^- → Cu⁰ — процесс восстановления.

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1. Запишите схему химической реакции.
    
2. Расставьте степени окисления всех элементов в соединениях и простых веществах.
    
3. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
    
4. Перенесите дополнительные множители как коэффициенты и составьте уравнение химической реакции.

Памятка

Степень окисления атома обозначают знаком заряда и цифрой над символом химического элемента в формуле вещества, например: $\overset{+ 2}{Ca} \overset{+ 4}{C} \left(\overset{- 2}{O}\right)_{3} , \overset{ \\ + 2}{Ca} \overset{- 2}{O}$. Причём, в отличие от заряда иона, у степени окисления сначала пишут знак, а затем цифру.
 

1. Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах равна нулю. Например: $\overset{0}{Cu} , \left(\overset{0}{H}\right)_{2}$.
    
2. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или формульной единице) вещества равна нулю: $\overset{+ 2}{Cu} \overset{+ 6}{S} \left(\overset{- 2}{O}\right)_{4}$.
    
3. Существуют атомы химических элементов, которые в сложных веществах проявляют единственно возможную степень окисления. К ним относятся $\overset{- 1}{F}$, многие металлы      ($\overset{+ 1}{Na} , \overset{+ 2}{Ca} , \overset{+ 3}{Al}$ и др.). 
   
   В большинстве соединений атомы водорода и кислорода проявляют степени окисления соответственно +1 и –2           ($\overset{+ 1}{H} , \overset{- 2}{O}$).

Пример 2

Запишем схему химической реакции:

$H_{2} + O_{2} \rightarrow H_{2} O$.

Расставим степени окисления всех элементов в соединении и определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления:

$\left(\overset{0}{H}\right)_{2} + \left(\overset{0}{O}\right)_{2} \rightarrow \left(\overset{+ 1}{H}\right)_{2} \overset{- 2}{O}$.

Составим электронный баланс уравнений процессов окисления и восстановления.

Если простое вещество в уравнении реакции представляет собой двухатомную молекулу, мы переписываем его в таком же виде в электронный баланс, удваиваем количество отданных/принятых электронов, а также уравниваем схему, расставляя коэффициенты:

$\left(\overset{0}{H}\right)_{2} - 2 \overset{-}{e} \rightarrow 2 \overset{+ 1}{H}$ — процесс окисления,

$\left(\overset{0}{O}\right)_{2} + 4 \overset{-}{e} \rightarrow 2 \overset{- 2}{O}$  — процесс восстановления,

$H_{2}$ — восстановитель, $O_{2}$ — окислитель.

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений:

$( \cdot 2 ) | \left(\overset{0}{H}\right)_{2} - 2 \overset{-}{e} \rightarrow 2 \overset{+ 1}{H}$ — процесс окисления, элемент — восстановитель;

$( \cdot 1 ) | \left(\overset{0}{O}\right)_{2} + 4 \overset{-}{e} \rightarrow 2 \overset{- 2}{O}$ — процесс восстановления, элемент — окислитель.

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ:

$2 H_{2} + O_{2} \rightarrow 2 H_{2} O .$

Упражнение 1

1. Составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты в схеме реакции: $Mg + O_{2} \rightarrow MgO .$
    
2. Определите, какая из предложенных реакций не является ОВР:
   
   $CaCO_{3} + SiO_{2} = CaSiO_{3} + CO_{2} ;$
   
   $2 FeCl_{2} + Cl_{2} = 2 FeCl_{3} .$

Контрольные вопросы

1. Как называется процесс принятия электронов?
2. Как называются атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны?
3. Окислителем или восстановителем является алюминий в реакции:

$3 H_{2} SO_{4} + 2 Al = Al_{2} \left( SO_{4} \right)_{3} + 3 H_{2} \uparrow$?