Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

11 Ноя

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций являет­ся изменение степени окисления, по меньшей мере двух атомов: окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (при­соединение электронов).

Окисление и восстановление — два полупроцесса, самостоятельное существование каждого из которых невозможно, но их одновременное протекание обес­печивает прохождение окислительно-восстановительного процесса.

Вещества, содержащие атомы, которые понижают свою степень окисления и присоединяют электроны, называются окислителями, а вещества, содержащие ато­мы, которые повышают степень окисления и отдают электроны — восстановителями.

Еще есть такое шутливое правило:

окислитель — грабитель,

восстановитель — потерпевший.

Если в роли окислителей и восстановителей выступают простые вещества, названия реаген­тов совпадают с названиями атомов, изменяющих свои степени окисления. Так, в реакции

2Na + Cl2 = 2NaCl

окислителем является простое вещество — хлор, поскольку оно со­держит атомы хлора, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — металлический натрий, содержащий атомы натрия, которые отдают электроны.

В реакции

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2 (SО4) 3 + 4K2SO4 + 4H2O

окислителем является дихромат калия, в который входят атомы хрома, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — сульфит калия, в который входят атомы серы, отдающие электроны.

okislenie-i-vosstanovlenie

okisliteli-i-vosstanoviteli

Существуют несколько типов окислительно-восстановительных ре­акций.

  1. Межмолекулярные окислительно-восстанови­тельные реакции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической приро­де атомных или молекулярных частицах. Меж­молекулярные процессы составляют наибольшую часть окислительно-восстановительных реакций.
  2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реак­ции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице:

2KNO3 = 2KNO2 + О2

В этом случае атомы азота, изменяющие степень окисления от +5 до +3, принимают электроны, а атомы кислорода, степень окис­ления которых меняется от -2 до 0, их отдают.

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных ре­акций выделяют реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Они сопровождаются одновременным увели­чением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента, первоначально находящихся в одном определенном сос­тоянии. Например, атомы хлора из степени окисления 0 переходят как в степень окисления –1 (KCl), так и в состояние +5 (KClO3):

Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

В реакциях усреднения происходит изменение сте­пени окисления одного и того же элемента с образовани­ем одной и той же молекулы:

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Составление окислительно-восстановительных реакций сводится к подбору коэффициентов при окислителе и восстановителе. Главная закономерность — в окислитель­но-восстановительных процессах общее число электронов, присоединяемых окислителем, равно общему числу элек­тронов, отдаваемых восстановителем. Следует пользоваться примерно таким алгоритмом подбора коэффициентов (метод электронного баланса).

  1. Написать схему уравнения без коэффициентов, то есть указать исход­ные вещества и продукты реакций.
  2. Найти элементы, изменяющие степень окисления, и цифрами над символами этих элементов указать степень окисления.
  3. Указать процессы окисления и восстановления с учетом количества атомов элементов, участвую­щих в этих процессах
  4. Определить основные коэффициенты при окисли­теле и восстановителе. Вводят дополнительные множители, устанавливающие электронный баланс. Их подбирают по правилу нахождения наименьшего общего кратного и получают стехиометрические коэффициенты при окислителе и восстано­вителе.
  5. Расстав­ляют коэффициенты перед прочими реагентами.
  6. Проверяют число атомов водорода и кислорода в левой и правой частях уравнения и определяют число участвующих в реакции молекул воды.

 

Например:

+2         +5         +3                      +6       +4

FeS2 + HNO3 = Fe(NO3) 3 + H2SO4 + NO2 + H2O

Записываем полуреакции окисления и восстановления:

+2           +3                           -1              +6

Fe – e = Fe ,                        2S – 14e = 2S,  и далее:

+3      +6          +5         +4

FeS2 – 15e = Fe + 2S,          N + e = N

 

Общее кратное 15, ставим его перед NOв левой части уравнения, подбираем прочие коэффициенты:

FeS2 + 18HNO3 = Fe(NO3) 3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O

metod-balansa-i-polureakcijИ несколько примеров расстановки коэффициентов методом электронного баланса из заданий ЕГЭ и ЦТ:

Поделиться в соц. сетях

Опубликовать в Одноклассники

Комментарии: