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 (${\mathrm{Na}}_2{\mathrm{O}}_2^{-1}$) и фторида кислорода (${\mathrm{O}}^{+2}{\mathrm{F}}_2$);
• фтор всегда находится в соединениях в степени окисления −1;
• водород всегда проявляет в соединениях степень окисления +1, за исключением гидридов металлов (${\mathrm{NaH}}^{-1}$);
• степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: ${\mathrm{Al}}^0, {{\mathrm{H}}^0}_2, {{\mathrm{F}}^0}_2, {\mathrm{Ca}}^0, {\mathrm{O}}_2^0$;
• в соединениях сумма значений положительных и отрицательных степеней окисления равна нулю.

Давайте выясним, как расставить степени окисления.

1. Запишем формулу соединения ${\mathrm{Fe}}_2{\left({\mathrm{SO}}_4\right)}_3$. 

2. Степень окисления железа соответствует валентности, указанной в скобках у названия, и имеет положительный заряд (+3): ${{\mathrm{Fe}}^{+3}}_2{\left({\mathrm{SO}}_4\right)}_3$.

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, равен −2, значит, заряд серы должен быть положительным.

5. Рассчитываем степень окисления серы: ${\left({\mathrm{S}}^{+\mathrm{x}}{{\mathrm{O}}^{-2}}_4\right)}^{2-}$.

$х + (-2) · 4 = -2$

$х + (-8) = -2$

$х = -2 +8$

$х = +6$

В результате получаем степень окисления серы, равную +6.

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

${{\mathrm{Fe}}^{+3}}_2 {{\left({\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}^{-2}}_4\right)}^{2-}}_3$.

Ответ: ${{\mathrm{Fe}}^{+3}}_2 {{\left({\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}^{-2}}_4\right)}^{2-}}_3$.

Процессы окисления и восстановления

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

$\mathrm{Zn} + {\mathrm{HNO}}_{3 } \to \mathrm{Zn}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + \mathrm{NO} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

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

${\underline{\mathrm{Zn}}}^0 + {\mathrm{H}}^{+1}{\underline{\mathrm{N}}}^{+5}{{\mathrm{O}}^{-2}}_3 \to {\underline{\mathrm{Zn}}}^{+2}{\left({\mathrm{N}}^{+5}{{\mathrm{O}}^{-2}}_3\right)}_2 + {\underline{\mathrm{N}}}^{+2}{\mathrm{O}}^{-2} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

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   

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

                                                                                                  6                        

${\mathrm{N}}^{+5} + 3\mathrm{e} = {\mathrm{N}}^{+2}$                                        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:

$\underline{3} \mathrm{Zn} + \underline{8} {\mathrm{HNO}}_3 = \underline{3} \mathrm{Zn}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + \underline{2} \mathrm{NO} + \underline{4} {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

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 и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Наиболее сильными окислителями являются 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 щелочноземельные металлы, магний, алюминий, водород, аммиак, фосфин, фосфорная кислота, углерод.

Например, при восстановление металлов углеродом из их оксидов образуется угарный газ: $\mathrm{CuO} + \mathrm{C} \to \mathrm{Cu} + \mathrm{CO}$.

Применение окислительно-восстановительных процессов

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

Ответы

Упражнение 1

1. +3

2. −1

3. +7

Упражнение 2
 

$4 {\mathrm{Zn}}^0 + 5 {{\mathrm{H}}^{+1}}_2{\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}^{-2}}_{4 \left(\mathrm{конц}\right)} \to 4 {\mathrm{Zn}}^{+2}{\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}^{-2}}_4 + {{\mathrm{H}}^{+1}}_2{\mathrm{S}}^{-2} + 4 {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

                                               Кол-во электронов       НОК          Коэффициент   

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

                                                                                                8                        

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

${\mathrm{Zn}}^0$ ^— восстановитель, окисление

${{\mathrm{H}}^{+1}}_2{\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}^{-2}}_4$— окислитель, восстановление

Упражнение 3

$2\mathrm{Zn}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 \to 2\mathrm{ZnО} + 4{\mathrm{NO}}_2 + {\mathrm{O}}_2$