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:

${\mathrm{CuSO}}_4 + \mathrm{Fe} (\mathrm{железный} \mathrm{гвоздь}) = {\mathrm{FeSO}}_4 + \mathrm{Cu} (\mathrm{красивый} \mathrm{красный} \mathrm{гвоздь})$

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

$\stackrel{+2}{\mathrm{Cu}}\stackrel{+6}{\mathrm{S}}{\stackrel{-2}{\mathrm{O}}}_4 + \stackrel{0}{\mathrm{Fe}} = \stackrel{+2}{\mathrm{Fe}}\stackrel{+6}{\mathrm{S}}{\stackrel{-2}{\mathrm{O}}}_4 + \stackrel{0}{\mathrm{Cu}}$.

Следовательно, эта реакция является окислительно-восстановительной.

Атомы железа в степени окисления 0 отдали два электрона, превратившись при этом в ион с зарядом +2: $\stackrel{0}{\mathrm{Fe}} - 2\stackrel{-}{\mathrm{e}} \to \stackrel{+2}{\mathrm{Fe}}$ — процесс окисления.

Ионы меди в исходном веществе имели степень окисления +2, а в продукте реакции — степень окисления 0, т. е. каждый из них принял по два электрона: $\stackrel{+2}{\mathrm{Cu}} + 2\stackrel{-}{\mathrm{e}} \to \stackrel{0}{\mathrm{Cu}}$  — процесс восстановления.

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1. Запишите схему уравнения химической реакции.
    
2. Расставьте степени окисления всех элементов в соединениях.
   
   Памятка
   
   Степень окисления атома обозначают знаком заряда и цифрой над символом химического элемента в формуле вещества, например: $$\begin{gathered} \stackrel{+2}{\mathrm{Ca}}\stackrel{+4}{\mathrm{C}}{\stackrel{-2}{\mathrm{O}}}_3, \stackrel{ \\ +2}{\mathrm{Ca}}\stackrel{-2}{\mathrm{O}} \end{gathered}$$. 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: $\stackrel{0}{\mathrm{Cu}}, {\stackrel{0}{\mathrm{H}}}_2$.
       
   2. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или формульной единице) вещества равна нулю: $\stackrel{+2}{\mathrm{Cu}}\stackrel{+6}{\mathrm{S}}{\stackrel{-2}{\mathrm{O}}}_4$.
       
   3. Существуют атомы химических элементов, которые в сложных веществах проявляют единственно возможную степень окисления. К ним относятся $\stackrel{-1}{\mathrm{F}}$, многие металлы ($\stackrel{+1}{\mathrm{Na}}, \stackrel{+2}{\mathrm{Ca}}, \stackrel{+3}{\mathrm{Al}}$ и др.). 
      
      В большинстве соединений атомы водорода и кислорода проявляют степени окисления соответственно +1 и –2  ($\stackrel{+1}{\mathrm{H}}, \stackrel{-2}{\mathrm{O}}$).
       
3. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
    
4. Перенесите дополнительные множители как коэффициенты и уравняйте уравнение химической реакции.

Пример 2

Запишем схему уравнения химической реакции:

${\mathrm{H}}_2 + {\mathrm{O}}_2 \to {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

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

${\stackrel{0}{\mathrm{H}}}_2 + {\stackrel{0}{\mathrm{O}}}_2 \to {\stackrel{+1}{\mathrm{H}}}_2\stackrel{-2}{\mathrm{O}}$.

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:

${\stackrel{0}{\mathrm{H}}}_2 - 2\stackrel{-}{\mathrm{e}} \to 2\stackrel{+1}{\mathrm{H}}$ — процесс окисления,

${\stackrel{0}{\mathrm{O}}}_2 + 4\stackrel{-}{\mathrm{e}}\to 2\stackrel{-2}{\mathrm{O}}$  — процесс восстановления,

${\mathrm{H}}_2$ — восстановитель, ${\mathrm{O}}_2$ — окислитель.

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

$(·2) | {\stackrel{0}{\mathrm{H}}}_2 - 2\stackrel{-}{\mathrm{e}} \to 2\stackrel{+1}{\mathrm{H}}$ — процесс окисления, элемент — восстановитель;

$(·1) | {\stackrel{0}{\mathrm{O}}}_2 + 4\stackrel{-}{\mathrm{e}}\to 2\stackrel{-2}{\mathrm{O}}$ — процесс восстановления, элемент — окислитель.

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

$2{\mathrm{H}}_2 + {\mathrm{O}}_2 \to 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}.$

Упражнение

1. Составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты в схеме реакции: $\mathrm{Mg} + {\mathrm{O}}_2 \to \mathrm{MgO}.$
    
2. Определите, какая из предложенных реакций не является ОВР:
   
   ${\mathrm{CaCO}}_3 + {\mathrm{SiO}}_2 = {\mathrm{CaSiO}}_3 + {\mathrm{CO}}_2;$
   
   $2{\mathrm{FeCl}}_2 + {\mathrm{Cl}}_2 = 2{\mathrm{FeCl}}_3.$

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:

$3{\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 + 2\mathrm{Al} = {\mathrm{Al}}_2{\left({\mathrm{SO}}_4\right)}_3 + 3{\mathrm{H}}_2\uparrow$?