Какие атомы определяют только окислительные свойства вещества
Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.
5KCl+5O3+6P0 = 5KCl-1+3P2+5O5
В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:
- P0-5e- → P+5, фосфор (P0) является восстановителем, окисляясь до P+5 (степень окисления фосфора повышается на 5 единиц от 0 до +5).
- Cl+5+6e- → Cl-1, хлор (Cl+5) является окислителем, восстанавливаясь до Cl-1 (степень окисления хлора понижается на 6 единиц — от +5 до -1).
В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:
- В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева-направо) нарастают окислительные свойства и убывают восстановительные — натрий самый сильный восстановитель в третьем периоде, а хлор — самый сильный окислитель.
- В главных подгруппах, в пределах одной главной подгруппы с повышением порядкового номера (по направлению сверху-вниз) нарастают восстановительные свойства элементов и убывают окислительные — в VIIа группе фтор является сильным окислителем, а астат в некоторых соединениях проявляет восстановительные свойства.
На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).
С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.
- Элементарные катионы металлов (Na+, Cu2+, Ca2+) являются окислителями и не проявляют восстановительных свойств, окислительные свойства снижаются по мере роста активности металла.
- Ионы металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять, как восстановительные, так и окислительные свойства (Fe2+ — восстановитель; Fe3+ — окислитель).
- Элементарные анионы (Cl-, Br-, I-) являются восстановителями.
- Сложные ионы являются окислителями, если содержат атомы элементов с высокой степенью окисления (Cr2O72-, ClO3-,NO3-), при этом окислительные свойства обусловлены всем анионом, но не конкретным атомом, имеющим высокую степень окисления.
А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?
При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в максимальной степени окисления — такое вещество может быть только окислителем, например перманганат калия, в котором марганец имеет максимальную степень окисления, т.е., может только принимать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в низшей степени окисления — такое вещество может быть только восстановителем, например, сульфат марганца (II), в котором марганец имеет низшую степень окисления, т.е., может только отдавать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в промежуточной степени окисления, — такое вещество может быть как окислителем, так и восстановителем — все зависит от других реагирующих веществ и условий протекания реакции.
Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.
Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:
2SO2+O2 = 2SO3
2CO+SO2 = S+2SO2
Пероксид водорода H2O2, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.
Сернистая кислота в реакции с сероводородом играет роль окислителя, поскольку в молекуле H2S сера имеет степень окисления -2:
H2S+4O3+2H2S-2 = 3S0+3H2O
В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:
2H2S+4O3+O20 = 2H2SO4
Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:
- I2+5H2O2 → 2HIO3+4H2O — при pH=1 пероксид водорода является окислителем;
- 2HIO3+5H2O2 → I2+6H2O+5O2 — при pH=2 пероксид водорода является восстановителем.
Оксид марганца (IV) является окислителем только в кислотной среде:
MnO2+4H++2e- → Mn2++2H2O
Перманганат калия KMnO4 является окислителем в любой среде:
- кислая среда: MnO4-+8H++5e- → Mn2++4H2O
- щелочная среда: MnO4-+1e- → MnO42-
- нейтральная среда: MnO4-+2H2O+3e- → MnO2+4OH-
См. далее:
- Типичные восстановители
- Типичные окислители
Окислители и восстановители любят «свою» среду — в кислотной среде сила окислителей увеличивается, а в щелочной — увеличивается сила восстановителей.
См. далее Элементы-восстановители
Окислительно-восстановительные реакции
Степень окисления
Степень окисления (с-о) – это формальный заряд атома в соединении в предположении, что молекула состоит (построена) из ионов отдельных элементов.
С-о обозначается римскими цифрамис использованием знака «минус» и нуля.
Для определения степени окисления:
1) В простых веществах с-о равна
2) В целом молекула соединения электронейтральна – сумма с-о в молекуле равна 0
3) Заряд одноатомного иона равен степени окисления
4) Заряд многоатомного иона равен арифметической сумме с-о,
5) Степень окисления водорода обычно I, за исключ. гидридов металлов (-I)
6) С-о кислорода обычно –II, за искл. пероксидов (-I) и соединений со фтором
7) С.о фтора всегда –I
8) Макс. положительная с-о = № группы
макс. отрицательная с-о = № группы – 8
9) С-о щелочных металлов в соединениях равнаI
10) С-о щелочноземельных металлов в соединениях равна II
11) У металлов в соединениях всегда положительная с-о
Примеры:
V2VO5-II; Na2IB4IIIO7-II; KIClVIIO4-II;
N-IIIH3I; K2IHIPVO4-II; Na2ICr2VIO7-II
Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в ходе которых меняются степени окисления вещества.
Если считать, что электроны принадлежат какому-то атому, то при ОВР происходит перенос электронов с атома одного элемента на атом другого элемента – при этом происходят окисление и восстановление.
Окисление– отдача электронов.
С-о возрастает.
H20 — 2ē ® 2HI
S-II — 2ē ® S0
Al0 — 3ē ® AlIII
FeII — ē ® FeIII
2Br -I — 2ē ® Br20
«Окисление» (устаревш. значение): взаимодействие с кислородом.
Восстановление – присоединение электронов. С-о понижается.
MnIV + 2ē ® MnII
S0 + 2ē ® S-II
CrVI +3ē ® CrIII
Cl20 +2ē ® 2Cl-I
O20 + 4ē ® 2O-II
Окислитель – присоединяет электроны,
с-о в реакции уменьшается.
Окислитель в ходе реакции восстанавливается
Восстановитель (van. taandaja) – отдает электроны, с-о в реакции возрастает;
Восстановитель в ходе реакции окисляется.
Окислители:
· Электроотрицательные элементы – галогены, кислород, Cl2, Br2, I2, F2, O2, O3;
· Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, KMnVIIO4, K2CrVI2O7;
· Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления:
Н2О2 , KNIIIO2
Восстановители:
· Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления; Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов — (n–8) (где n- номер группы в периодической системе).
· Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, Cr3+, SIVO32-, NIIIO2-
Важнейшие восстановители и окислители
| Восстановители | Окислители |
| Металлы, водород, Углерод (уголь), Окись углерода (II) (CO); Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. | Галогены. Перманганат калия (KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе. |
Электроотрицательность элемента характеризует способность удерживать (притягивать) электроны. Чем больше значение электроотрицательности, тем сильнее удерживает элемент электроны – проявляются свойства неметаллов.
Окислительно-восстановительные реакции подразделяются:
§ Молекулярно-ионныереакции – окислитель и восстановитель находятся в различных веществах
S0 + O20 ® SIVO2-II
S — восстановитель; O2 — окислитель
CuIIO + CIIO ® Cu0 + CIVO2
CO — ??; CuO — ??
Zn0 + 2HICl ® ZnIICl2 + H20
?? — восстановитель; ?? — окислитель
MnIVO2 + 2KI-I + 2H2SO4 ® I20 + K2SO4 + MnIISO4 + 2H2O
KI — ??; MnO2 — ??.
2H2S-II + H2SIVO3 ® 3S0 + 3H2O
H2S — ??; H2SIVO3 — ??.
§ Внутримолекулярные реакции — окислитель и восстановитель находятся в одном веществе, в одной и той же молекуле.
Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложениивеществ, содержащих окислитель и восстановитель.
2KClVO3-II → 2KCl-I + 3O20
ClV — окислитель; О-II — восстановитель
N-IIIH4NVO3 –t°→N2IO + 2H2O
NV — окислитель; N-III — восстановитель
2Pb(NVO3-II)2 → 2PbO + 4NIVO2 + O20
NV- окислитель; O-II- восстановитель
Разложение дихромата аммония
(N-IIIH4)2Cr2VIO7 –t°→ Cr2IIIO3 + N20 + 4H2O
CrVI- окислитель; N-III- восстановитель.
§ Реакция диспропорционирования или р. авто(само)окисления-восстановления – реакция, в которой один и тот же элемент является как окислителем, так и восстановителем.
Cl20 + 2KOH ® KClIO + KCl-I + H2O
3K2MnVIO4 + 2H2O ® 2KMnVIIO4 + MnIVO2 + 4KOH
3HNIIIO2 ® HNVO3 + 2NIIO + H2O
2NIVO2 + 2KOH ® KNVO3 + KNIIIO2 + H2O
Ñîåäèíåíèÿ ìàêñèìàëüíîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ, êîòîðîé îáëàäàåò äàííûé ýëåìåíò, ìîãóò â îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíûõ ðåàêöèÿõ ÿâëÿòüñÿ òîëüêî îêèñëèòåëÿìè, à ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà â äàííîì ñëó÷àå áóäåò òîëüêî ïîíèæàòüñÿ. Àòîìû ýëåìåíòîâ îòäàëè ñâîè âàëåíòíûå ýëåêòðîíû è ïîýòîìó ìîãóò òîëüêî ïðèíèìàòü ýëåêòðîíû.
Ìàêñèìàëüíàÿ ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà ðàâíà íîìåðó ãðóïïû ïåðèîäè÷åñêîé ñèñòåìû.
Ñîåäèíåíèÿ ìàêñèìàëüíîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ ìîãóò áûòü òîëüêî âîññòàíîâèòåëÿìè, à ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà áóäåò ïîâûøàòüñÿ.
 ñëó÷àå, åñëè ýëåìåíò íàõîäèòñÿ â ïðîìåæóòî÷íîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ, òî åãî àòîìû ìîãóò êàê ïðèíèìàòü, òàê è îòäàâàòü ýëåêòðîíû. Ýòî çàâèñèò îò óñëîâèé ðåàêöèè è âåùåñòâà, ñ êîòîðûì ïðîèñõîäèò âçàèìîäåéñòâèå.
Ñïîñîáíîñòü âñòóïàòü â ðåàêöèè, êàê ñ îêèñëèòåëÿìè, òàê è ñ âîññòàíîâèòåëÿìè íàçûâàåòñÿ îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíîé äâîéñòâåííîñòüþ.
Âåùåñòâà, îáëàäàþùèå îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíîé äâîéñòâåííîñòüþ ñïîñîáíû ê ðåàêöèè ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ. Ïðè ýòîì ÷àñòü àòîìîâ ýëåìåíòà ñ ïðîìåæóòî÷íîé ñòåïåíüþ îêèñëåíèÿ îòäàåò ýëåêòðîíû, à äðóãàÿ ÷àñòü èõ ïðèíèìàåò.
Ïðèìåð ðåàêöèè ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ:
Cl20 + 2NaOH = Na+1Cl-1 + Na+1Cl+1O-2 + H20O-2,
 äàííîì ñëó÷àå õëîð ÿâëÿåòñÿ è îêèñëèòåëåì è âîññòàíîâèòåëåì.
Ðåàêöèþ ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ íàçûâàþò ðåàêöèåé äèñïðîïîðöèîíèðîâàíèÿ.
Êàëüêóëÿòîðû ïî õèìèè | |
| Õèìèÿ îíëàéí íà íàøåì ñàéòå äëÿ ðåøåíèÿ çàäà÷ è óðàâíåíèé. | |
| Êàëüêóëÿòîðû ïî õèìèè | |
Õèìèÿ 7,8,9,10,11 êëàññ, ÅÃÝ, ÃÈÀ | |
| Îñíîâíàÿ èíôîðìàöèÿ ïî êóðñó õèìèè äëÿ îáó÷åíèÿ è ïîäãîòîâêè â ýêçàìåíàì, ÃÂÝ, ÅÃÝ, ÎÃÝ, ÃÈÀ | |
| Õèìèÿ 7,8,9,10,11 êëàññ, ÅÃÝ, ÃÈÀ | |
Îêèñëåíèå. | |
| Îêèñëåíèå − ýòî ïðîöåññ ïåðåäà÷è ýëåêòðîíîâ âåùåñòâîì, êîòîðûé ñîïðîâîæäàåòñÿ ïîâûøåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà. | |
| Îêèñëåíèå. | |
Ðåàêöèè ñ èçìåíåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ. | |
| Õèìè÷åñêèå ðåàêöèè, ïðîòåêàþùèå ñ èçìåíåíèÿ ñòåïåíè îêèñëåíèÿ , ò.å. ðåàêöèÿ ïðîèñõîäèò ñ èçìåíåíèåì ÷èñëà ýëåêòðîíîâ, ïåðåìåùåííûõ îò îäíîãî àòîìà âçàèìîäåéñòâóþùåãî ýëåìåíòà. | |
| Ðåàêöèè ñ èçìåíåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ. | |
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 13 декабря 2017;
проверки требуют 30 правок.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .
Историческая справка[править | править код]
Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввел Иоганн Бехер), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например
В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — H+, а железо выступает в роли восстановителя.
В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
Описание[править | править код]
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]
Окисление[править | править код]
Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.
При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Восстановление[править | править код]
Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Окислительно-восстановительная пара[править | править код]
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.
В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.
Виды окислительно-восстановительных реакций[править | править код]
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных
веществ, например:
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Примеры[править | править код]
Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
Разделяется на две полу-реакции:
1) Окисление:
2) Восстановление:
Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.
Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений[3].
Примечания[править | править код]
- ↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
- ↑ Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
- ↑ ОВР методом полуреакций (недоступная ссылка). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013). Дата обращения 19 января 2015. Архивировано 19 января 2015 года.
Литература[править | править код]
- Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
- Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
- Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
- Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
- Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.
См. также[править | править код]
- Кислотно-основные реакции