Окислительно-восстановительные реакции в химии — формулы и определения с примерами

Цель лекции– ознакомление с основными закономерностями
процессов окисления и восстановления, освоение методик составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций, изучение окислительно-восстановительных
свойств соединений.

Ход лекции

Слайд1. Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом
частицами между реагирующими веществами. Слайд 2. Часто обмен
сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при
вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn _(т) CuSO_{4 (р)} = ZnSO_{4 (p)} Cu _(т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn _(т) = Zn² _(p) 2e,
Cu² _(р) 2e = Cu _(т) ,
или суммарно: Zn _(т) Cu² _(р) = Zn²
_(p) Cu _(т).

Процесс потери электронов частицей называют окислениемСлайд 3,
а процесс приобретения электронов – восстановлениемслайд 4.
Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия,
сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют
окислительно-восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют
понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду,
который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны
каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного
соединения. Протекание окислительно-восстановительныхреакций
сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции
веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при
окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент,
понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав
которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют
восстановителемслайд 5–6.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со
следующими правилами: Слайд 7. 1) степень окисления элемента в простом
веществе равна нулю; 2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в
молекуле равна нулю; 3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в
сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе
равна заряду иона; 4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении
атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность; 5) максимально
возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру
группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что
используют при определении степеней окисления других элементов: 1) фтор, имеющий
наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет
степень окисления –1; 2) водород в соединениях проявляет степень окисления 1,
кроме гидридов металлов (–1); 3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют
степень окисления 1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех
соединениях имеют степень окисления 2; 5) степень окисления алюминия в
соединениях 3; 6) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за
исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных
ионов: О₂ , О₂^—, О₂^2—, О₃^—, а также фторидов O_xF₂.

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом
данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное
значение, например, ,
в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое
число, а затем знак: Fe² , SO₄^2–.

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов
проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное
строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других
участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей
максимальной (положительной) степени окисления, например,
могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения,
содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например,
могут
только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие
элементы в промежуточных степенях окисления, например

обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от
партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны.
Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в
том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов,
активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить
уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как
изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят
окислитель и восстановитель.

Важнейшие окислители.Слайд 8. Галогены, восстанавливаясь,
приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные
свойства ослабевают (F₂ имеет ограниченное применение вследствие
высокой агрессивности):

2H₂O 2F₂ = O₂ 4HF

Кислород

O

₂

, восстанавливаясь, приобретает степень окисления
–2:

4Fe(OH)₂ O₂ 2H₂O = 4 Fe(OH)₃

Азотная кислота

HNO

₃

проявляет окислительные свойства за счет
азота в степени окисления 5:

3Сu 8HNO_{3 (разб)} = 3Cu(NO₃)₂ 2NO
4H₂O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO₃^– 2H e = NO₂ H₂O
NO₃^– 4H 3e = NO 2H₂O
NO₃^– 5H 4e = 0,5N₂O
2,5H₂O
NO₃^– 6H 5e = 0,5N₂ 3H₂O
NO₃^– 10H 8e = NH₄
3H₂O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от
активности восстановителя:

Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а
при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в
расплавах:

Zn KNO₃ 2KOHK₂ZnO₂
KNO₂ H₂O

Царская водка

– смесь концентрированных азотной и соляной кислот,
смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что
она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au HNO_3(конц) 4HCl_(конц) = H[AuCl₄] NO
2H₂O

Серная кислота

H

₂

SO

₄

проявляет окислительные
свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления 6:

C_{(графит)} 2H₂SO_{4 (конц)}
СO₂ 2SO₂ 2H₂O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью
восстановителя и концентрацией кислоты:

SO₄^2– 4H 2e = SO₂
2H₂O
SO₄^2– 8H 4e = S 4H₂O
SO₄^2– 10H 8e = H₂S 4H₂O

Кислородсодержащие кислоты галогенов

и их соли часто используются как
окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило,
продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также
йод:

MnS 4HСlO = MnSO₄ 4HCl;

5Na₂SO₃ 2HIO₃ = 5Na₂SO₄
I₂ H₂O

Перманганат калия

KMnO

₄

проявляет окислительные свойства за
счет марганца в степени окисления 7. В зависимости от среды, в которой
протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде –
до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной
форме MnO(OH)

₂

, в щелочной – до манганат-иона MnO

₄^2–

:

кислотная среда: 5Na₂SO₃ 2KMnO₄ 3H₂SO_4(разб)=
5 Na₂SO₄ 2MnSO₄ 3H₂O K₂SO₄

нейтральная среда: 3Na₂SO₃ 2KMnO₄ 3H₂O
= 3Na₂SO₄ 2MnO(OH)₂ 2KOH

щелочная среда: Na₂SO₃ 2KMnO₄ 2KOH = Na₂SO₄
2K₂MnO₄ H₂O

Дихромат калия

K

₂

Cr

₂

O

₇

, в состав
молекулы которого входит хром в степени окисления 6, является сильным
окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI K₂Cr₂O₇ 7H₂SO_{4 (разб)}
= 3I₂ Cr₂(SO₄)₃ 7H₂O
4K₂SO₄

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H₂S K₂Cr₂O₇ H₂O =
3S 2Cr(OH)₃ 2KOH.

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н и
ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н
выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными
растворами кислот (за исключением HNO₃):

Mg H₂SO_{4 (разб)} = MgSO₄ H₂

Ионы металлов

в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe

³

,
Cu

²

, Hg

²

, восстанавливаясь, превращаются в ионы более
низкой степени окисления:

H₂S 2FeCl₃ = S 2FeCl₂
2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al 3CuCl₂ = 2AlCl₃ 3Cu.

Важнейшие восстановители. Слайд 9. К типичным восстановителям
среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и
щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые
неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn 2HCl = ZnCl₂ H₂

C 4HNO_{3(конц, гор)} = CO₂ 4NO₂ 2H₂O

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl^—
, Br^— , I^—
, S^2—, H^—
, и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr_(конц) Н₂O_2(конц) = Br₂
2H₂O;

2CaH₂ TiO₂2CaO Ti 2H₂2CaO Ti 2H₂.

2FeSO₄ H₂O_2(конц) H₂SO_4(разб)Fe₂(SO₄)₃
2H₂O.

Окислительно-восстановительная двойственность.Слайд10. Среди
простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для
элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать
свою степень окисления.

Часто используемые как окислители, галогены под действием более
сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора).
Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности
увеличиваются от Cl₂ к I₂. Эту особенность иллюстрирует
реакция окисления йода хлором в водном растворе: I₂ 5Cl₂
6H₂O = 2HIO₃ 10HCl.

Кислородсодержащие кислоты галогенов

и их

соли

, в состав молекул
которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут выступать не
только в роли окислителей: S NaClO

₂

NaCl SO

₂

но и восстановителей:

5NaClO₂ 2KMnO₄ 3H₂SO_{4 (разб )}
= 5NaClO₃ 2MnSO₄ 3H₂O K₂SO₄

Пероксид водорода

, содержащий кислород в степени окисления –1, в
присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, т.к.
кислород может понижать свою степень окисления до –2:

2KI H₂O₂ = I₂ 2KOH

а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет свойства
восстановителя (степень окисления кислорода возрастает до 0):

H₂O₂ 2Hg(NO₃)₂ = O₂ Hg₂(NO₃)₂ 2HNO₃.

Азотистая кислота

и

нитриты

, в состав которых входит азот в
степени окисления 3, также могут выступать как в роли окислителей:

2HI 2HNO₂ = I₂ 2NO 2H₂O,

так и в роли восстановителей: 2NaNO_{2(разб, гор)} O₂ =
2NaNO₃.

Классификация.

Различают четыре типа окислительно-восстановительных
реакций.

1. Слайд11. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то
такие реакции относят к межмолекулярным. Примерами таких процессов служат
все рассмотренные ранее реакции.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят
окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят
окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными:

3. Слайд12. Реакции диспропорционирования могут происходить,
если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления,
попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной
температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается:

4. Слайд13. Реакции сопропорционирования – это процессы
взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот
же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и
продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления
атомов данного элемента:

5. Слайд14. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления.

В этих реакциях окислитель и восстановитель — разные химические элементы, но
входящие в состав одного вещества

Составление уравнений.

Слайд15.

Для составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод
электронно-ионных полуреакций и метод электронного баланса.

Метод
электронно-ионных полуреакций

применяют при составлении уравнений реакций,
протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых
трудно определить степени окисления элементов (например, KNСS, CH

₃

CH

₂

OH).
Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения
реакций:

1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя,
окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или
щелочная). Например:

SO₂ K₂Cr₂O₇ H₂SO_4(разб)® …

2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему
представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления
атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н
и ОН^— :

SO₂ Cr₂O₇^2– H ® …

3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также
продуктов их взаимодействия:

4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:

5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых
электронов:

и, сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:

6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления,
уравнивают их количества слева и справа, и записывают молекулярное уравнение
реакции:

3SO₂ K₂Cr₂O₇ H₂SO_4
(разб) = Cr₂(SO₄)₃ K₂SO₄
H₂O.

При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления,
когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и
восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или
присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.
Слайд 16.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице
восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды
и образуются два иона Н ; в щелочной среде расходуются два
гидроксид-иона ОН— и образуется одна молекула воды

Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления.
Слайд 17.

В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы
окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н и образуется
одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н₂О
и образуются два иона ОН^— .

Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления. Слайд
18.

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или
восстановитель) могут расходоваться не только в основной
окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся
продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Слайд19–22.
Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в
азотной кислоте, составленная методом электронно-ионных полуреакций:

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция,
служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия, составленная методом
электронного баланса:

Метод полуреакций имеет ряд преимуществ перед методом электронного баланса.
Слайд 23.

Окислительно-восстановительные реакции необходимо уметь решать в части С1
ЕГЭ. Рассмотрим некоторые из них. Слайд25–27.

Окислительно-восстановительные реакции имеют место и в органической химии.

Необходимо помнить, что степень окисления углерода не является постоянной в
органических веществ. Слайд 29–30.

Приведем несколько примеров ОВР в органической химии.

Окисление алкенов.

Слайд 31.

1) Окисление алкена в нейтральной среде при обычных условиях приводит к
разрыву только π –связи, при этом образуется
многоатомный спирт – качественная реакция на кратную связь.

3CH₂=CH₂ 2KMnO₄ 4H₂O → 3HO-CH₂-CH₂-OH
2MnO₂ 2KOH

C₂H₄ 2H₂O –
2ē → C₂H₆O₂ 2H | х 3

MnO₄^– 2H₂O
3ē → MnO₂ 4OH^– | х 2

2) Окисление алкенов в кислой среде при нагревании приводит к образованию
карбоновых кислот и кетонов, при этом двойная связь разрушается (рвутся
σ – и π –связь).

5R₁-CH=CH-R₂ 8KMnO₄ 12H₂SO₄
→ 5R₁-COOH 5R₂-COOH 8MnSO₄ 4K₂SO₄
12H₂O

Окисление алкинов.

Слайд 32.

3CH≡CH 8KMnO₄ H2O→ 3KOOC-COOK оксалат калия 8MnO₂
2KOH 2H₂O

Окисление аренов (гомология бензола).

Слайд 33.

5C₆H₅CH(CH₃)₂ 18KMnO₄
27H₂SO₄ → 5C₆H₅COOH 42H₂O
18MnSO₄ 10CO₂ 9K₂SO₄

C₆H₅CH(CH₃)₂ 6H₂O –
18ē → C₆H₅COOH 2CO₂
18H | x 5

MnO₄^– 8H
5ē → Mn ² 4H₂O | x 18

Уметь решать такие уравнения необходимо в части С3. Слайд34–35.

Слайд 36. Закончить составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионных полуреакций: