Тема 10 Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления – формальный заряд атома в молекуле или ионе при условии, что молекула нейтральна, а ион имеет соответствующий заряд.

При определении степени окисления следует помнить:

1) заряд молекулы равен 0;

2) заряд иона можно определить по таблице растворимости;

3) в простом веществе степень окисления элемента равна нулю, Н₂⁰, N₂ степень окисления водорода в сложных соединениях равна +1, Н⁺¹, исключение – гидриды металлов, Na⁺¹H^–1;

4) степень окисления кислорода в сложных соединениях обычно равна -2;

исключение: перекиси – степень окисления кислорода -1, Н₂⁺¹О₂^–1;

и оксид фтора – степень окисления кислорода +6, O⁺⁶F₂^–1;

5) гидроксид-ион имеет степень окисления -1, ОН^-1.

6) валентность и степень окисления элемента могут не совпадать: так, в органических соединениях углерод образует 4 связи, его валентность равна4, а степень окисления в метане С^-4Н₄, метаноле С^-2Н_зОН, в формальдегиде Н₂С⁰О, в муравьиной кислоте НС⁺²О₂Н, в углекислом газе С⁺⁴О₂;

7) степень окисления элементов с постоянной степенью окисления находят по таблице, она совпадает с номером группы в таблице Менделеева;

8) заряд катиона в молекуле соли можно определить по аниону и наоборот;

Пример 1

Определите степень окисления железа в его солях FeSО₄ и Fe₂(SО₄)₃

Решение

По таблице растворимости заряд сульфат-иона равен -2.

Степень окисления катиона железа (элемент с переменной степенью окисления) определим из формулы:

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона) , где

Z_{катиона} = Z_Fe – степень окисления катиона железа

Z_аниона = –2 – степень окисления аниона (сульфат-аниона)

n_{катиона} и n_анион - индекс при катионе и анионе в формуле соли,

Таблица 7

Характерные степени окисления элементов

В молекуле FeSО₄

n_{катиона} = n_аниона = 1,

Z_Fe *1 = –(–2)*1; Z_Fe =+2, степень окисления Fe⁺².

В молекуле Fe₂(SО₄)₃

Z_аниона = –2 – степень окисления сульфат-аниона

n_{катиона} = 2, n_{катиона} = 3,

Z_Fe *2 = –(–2)*3; Z_Fe = +3; степень окисления Fe ⁺³.

Пример 2

Определите степень окисления серы в а) молекуле серной кислоты и

б) в сульфат ионе.

Решение

Определяют заряд частицы (молекула или ион).

а) Серная кислота – молекула, заряд равен 0, [Н₂SO₄]⁰.

Приписывают элементам степени окисления и составляют уравнение

[Н₂⁺¹S^XO₄^–2]⁰ Х_Н*n_Н + Х_S*n_S + Х_O*n_O = 0,

где Х_Н, Х_S, Х_O – степени окисления элементов в молекуле,

n_Н, n_S, n_O – индексы при элементах в формуле молекулы

n_Н =2, n_S =1, n_O =4,

Х_Н =+1, Х_O = –2.

Х_S –степень окисления серы (элемент с переменной степенью окисления) вычисляют по уравнению:

(+1) * 2+ X_S*1 + (–2) *4 = 0

X_S = +6, S⁺⁶

б) Сульфат – ион, заряд (по таблице растворимости) равен –2:

[S^XO₄^–2] ^–2 Х_Н*n_Н + Х_S*n_S + Х_O*n_O = 0,

n_S =1, n_O =4, Х_O = –2 ,

Х_S –степень окисления серы вычисляют по уравнению:

X_S *1 + (–2) *4 = –2

X_S = +6, S⁺⁶

Пример 3 Определите степень окисления марганца в молекулах а) перманганата калия КMnO₄ и б) манганата калия К₂MnO₄.

Решение

Определяем заряд аниона по формуле примера 1.

а) в молекуле КMnO₄:

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона),

Z_{катиона} = Z_калия = +1,

n_{катиона} = n_аниона= 1

(+1)*1= –Z_аниона* 1,

Z_аниона = –1, MnO₄^–1

Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:

(Mn^ХO₄^–2)^–1 Х_Mn*n_Mn + Х_O*n_O = –1,

n_Mn =1, n_O =4,

Х_O = –2 ,

X_Mn *1+ (–2) *4 = –1

X_Mn = +7 Mn⁺⁷

б) в молекуле К₂MnO₄

Z_{катиона}*n_{катиона} = – (Z_аниона*n_аниона),

Z_{катиона} = Z_калия = +1,

n_{катиона} = n_аниона= 1

(+1)*2= –Z_аниона* 1,

Z_аниона = –2, MnO₄^–1

Записываем степени окисления элементов в ионе и составляем уравнение, как в примере 2:

(Mn^ХO₄^–2)^–2 Х_Mn*n_Mn + Х_O*n_O = –2,

n_Mn =1, n_O =4, Х_O = –2 ,

X_Mn *1+ (–2) *4 = –2

X_Mn = +6 Mn⁺⁶

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления химических элементов.

Окисление – это потеря электронов атомом, ионом или молекулой.

Восстановление – присоединение электронов.

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы: если одна частица окисляется, то другая восстанавливается.

Окислитель – атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны,

Восстановитель – частицы, отдающие электроны.

ОВР подразделяется на 3 типа:

1) межмолекулярные – изменяются степени окисления атомов разных частиц:

2Са⁰ +О₂⁰ = 2Са⁺²О^-2

2) внутримолекулярные – изменяются степени окисления атомов, в составе одной частицы:

Zr⁺⁴I₄ = Zr⁰ + I₂⁰

3) диспропорционирования (самоокисления–восстановления), повышение и понижение степени окисления атомов одного и того же элемента

Для подбора коэффициентов в уравнениях ОВР исходят из правила, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Для уравнивания используют метод электронного баланса:

1) записывают схему реакции:

NO+О₂ = NO₂

2) находят пары атомов, изменяющих степень окисления и определяют их функцию:

N₂⁰+О₂⁰ = N⁺⁴O₂^–2

N₂ – восстановитель

О₂ – окислитель

3) составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления атомов, как показано ниже, подбирают множители для уравнения числа отданных и принятых электронов, умножают члены уравнений на подобранные множители, складывают уравнения, убеждаются в балансе электронов (число принятых равно числу принятых) и переносят найденные коэффициенты в схему уравнения.

2N⁺ – 8е +4O⁰ + 8е = 2N⁺⁴ + 4O^–2 баланс электронов

N₂+2О₂ = 2NO₂ уравнение

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, используют электронно-ионный метод:

1) Записывают схему реакции и определяют функцию каждого реагента:

FeSO₄+KMnO₄^–+H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+MnSO₄^–2+H₂O

2) Записывают схему реакции в ионном виде

Fe⁺²+SO₄^–2+K⁺+MnO₄^–+H⁺+SO₄^–2=Fe⁺³+SO₄^–2+K⁺+SO₄^–2+Mn⁺²+SO₄^–2+H₂O

3) Выписывают из схемы ионы и молекулы, в состав которых входят элементы, изменяющие степень окисления и ионы, указывающие на среду реакции:

Fe⁺²+ MnO₄^– + H⁺= Fe⁺³+Mn⁺² +H₂O

4) Определяют их функцию в реакции:

MnO₄^–– окислитель,

Fe⁺²– восстановитель,

H⁺ – кислая среда.

5) Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, используя для уравнивания ионы Н⁺ и молекулы Н₂О.

При протекании реакции в щелочной среде – используют OН^– и Н₂О,

в нейтральной среде – в левой части уравнений используют только Н₂О.

При подборе коэффициентов следят за балансом зарядов.

Fe⁺² – 1e = Fe⁺³ |5

MnO₄^– + 8H⁺ + 5е = Mn⁺² + 4H₂O |1

6) Умножают члены полуреакций на найденные коэффициенты, складывают полууравнения, убеждаются в балансе электронов.

5Fe⁺² – 5e = 5Fe⁺³ |5

MnO₄^– + 8H⁺ + 5е = Mn⁺² + 4H₂O |1

5Fe⁺² – 5e + MnO₄^– + 8H⁺ + 5е = 5Fe⁺³ + Mn⁺² + 4H₂O

7) Добавляют к ионам противоионы, не принимающие участия в окислении-восстановлении, до образования молекул:

5Fe⁺² – 5e + MnO₄^– + 8H⁺ + 5е = 5Fe⁺³ + Mn⁺² + 4H₂O

5SO₄^–2 K⁺ 4SO₄^–2 7,5 SO₄^–2 SO₄^–2

8) Уравнивают добавленные ионы (выделены жирным шрифтом)

9) 5Fe⁺² – 5e + MnO₄^– + 8H⁺ + 5е = 5Fe⁺³ + Mn⁺² + 4H₂O

5SO₄^–2 K⁺ 4SO₄^–2 7,5 SO₄^–2 SO₄^–2 + K⁺ + 0,5 SO₄^–2

10) Записывают суммарное ионное уравнение (в данном случае коэффициенты пришлось удвоить, чтобы избавиться от дробных коэффициентов.

10 Fe⁺²+10 SO₄^–2+2 K⁺+2 MnO₄^–+16 H⁺+8 SO₄^–2 = 10 Fe⁺³ +15 SO₄^–2+ 2 Mn⁺² + 2 SO₄^–2 + 8 H₂O + 2 K⁺ + SO₄^–2

11) Записывают молекулярное уравнение

10 FeSO₄+ 2 KMnO₄^–+8 H₂SO₄=5 Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+2 MnSO₄^–2+8 H₂O

В зависимости от среды характер протекания реакции между одними и теми же реагентами будут меняться. Например, КМnO₄ в разных средах будет восстанавливаться по разному: в кислой среде до Mn⁺² , в слабокислой и нейтральной и слабощелочной до MnO₂, в сильнощелочной до МnO₄^2-. Это объясняется тем, что в кислой среде ионы H⁺ проникают в анионы МnO₄^-, вызывая ослабления связи между марганцем и кислородом и облегчают действие восстановления. В нейтральной среде деформация аниона МnO₄^-меньше, т.к. поляризующее действие молекул воды меньше, чем ионов H⁺ В присутствие гидроксид-ионов, наоборот, связь Mn – O упрочняется.