Окислительно восстановительные реакции как определить степень окисления: Окислительно-восстановительные процессы — урок. Химия, 8 класс.

Содержание

Качественная характеристика окислительно-восстановительных реакций

Среди химических реакций, в том числе и в природе, окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными. К их числу относятся, например, фотосинтез, обмен веществ, биологические процессы, а также сжигание топлива, получение металлов и многие другие реакции.

Окислительно-восстановительные реакции издавна успешно использовались человечеством в различных целях, но сама электронная теория окислительно-восстановительных процессов появилась совсем недавно – в начале XX века.

Для того чтобы перейти к современной теории окисления-восстановления, необходимо ввести несколько понятий – это валентность, степень окисления и строение электронных оболочек атомов. Изучая такие разделы, как Периодический закон Д.И. Менделеева, основы строения атомов элементов и химическая связь и строение молекул, мы уже сталкивались с этими понятиями. Далее, рассмотрим их подробнее.

Валентность

Валентность – понятие сложное, которое возникло вместе с понятием химической связи и определяется, как свойство атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента, т.е. это способность атомов образовывать химические связи в соединениях. 

Первоначально валентность определяли по водороду (его валентность принимали равной 1) или кислороду (валентность равна 2).

Позднее стали различать положительную и отрицательную валентность. Количественно, положительная валентность характеризуется количеством отданных атомом электронов, а отрицательная валентность – числом электронов, которые необходимо присоединить атому для реализации правила октета (т.е. завершения внешнего энергетического уровня).

Позднее понятие валентности, стало сочетать в себе также и природу химических связей, возникающих между атомами в их соединении.

Как правило, высшая валентность элементов соответствует номеру группы в периодической системе.

Но, как и во всех правилах, есть исключения:

например, медь и золото находятся в первой группе периодической системы и их валентность должна быть равна номеру группы, т.е. 1, но в действительности же высшая валентность меди равна 2, а золота 3.

Степень окисления

Степень окисления иногда называют окислительным числом, электрохимической валентностью или состоянием окисления и является понятием условным.

Так, при вычислении степени окисления предполагается допущение, что молекулу составляют только ионы, хотя большинство соединений вовсе не являются ионными.

Количественно степень окисления атомов элемента в соединении определяется числом присоединенных к атому или смещенных от атома электронов.

Таким образом, при отсутствии смещения электронов степень окисления будет нулевая, при смещении электронов в сторону данного атома – отрицательная, при смещении от данного атома – положительная.

Как определить степень окисления атомов

Определяя степень окисления атомов необходимо следовать следующим правилам:

  1. В молекулах простых веществ и металлов степень окисления атомов равна 0.
  2. Водород почти во всех соединениях имеет степень окисления равную +1 (и только в гидридах активных металлов равную -1).
  3. Для атомов кислорода в его соединениях типична степень окисления -2 (исключения: OF2 и пероксиды металлов, степень окисления кислорода соответственно равна +2 и -1).
  4. Постоянную степень окисления имеют также атомы щелочных (+1) и щелочноземельных (+2) металлов, а также фтора (-1)
  5. В простых ионных соединениях, степень окисления равна по величине и знаку его электрическому заряду.
  6. Для ковалентного соединения, более электроотрицательный атом имеет степень окисления со знаком «-», а менее электроотрицательный – со знаком «+».
  7. Для комплексных соединений указывают степень окисления центрального атома.
  8. Сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.

Например, определим степень окисления селена Se в соединении H2SeO3

Так, степень окисления водорода равна +1, кислорода -2, а сумма всех степеней окисления равна 0, составим выражение, учитывая число атомов в соединении H2+SeхO3-2:

(+1)2+х+(-2)3=0, откуда

х=+4,

т.е. H2+Se+4O3-2

Окислитель и восстановитель

Зная какую величину имеет степень окисления элемента в соединении возможно предсказать его химические свойства и реакционную активность по отношению к другим соединениям, а также является ли данное соединение восстановителем или окислителем. Эти понятия в полной мере раскрываются в теории окисления-восстановления:

  • Окисление – это процесс потери электронов атомом, ионом или молекулой, что приводит к повышению степени окисления.

Al0 -3e = Al+3;

2O-2 -4e = O20;

2Cl -2e = Cl20

  • Восстановлениеэто процесс при котором атом, ион или молекула приобретают электроны, что приводит к понижению степени окисления.

Ca+2 +2e = Ca0;

2H+ +2e =H20

  • Окислители – соединения, принимающие электроны в ходе химической реакции, а восстановители – отдающие электроны соединения. Восстановители во время реакции окисляются, а окислители – восстанавливаются.
  • Сущность окислительно-восстановительных реакций – перемещение электронов (или смещение электронных пар) от одних веществ к другим, сопровождающихся изменением степеней окисления атомов или ионов. В таких реакциях один элемент не может окислиться без восстановления другого, т.к. передача электронов всегда вызывает и окисление и восстановление. Таким образом, общее число электронов, отнимаемое при окислении у одного элемента, совпадает с числом электронов, получаемых другим элементом при восстановлении.

Как определить является атом окислителем или восстановителем

  • Так, если элементы в соединениях находятся в своих высших степенях окисления, то они будут проявлять только окислительные свойства, в связи с тем, что отдавать электроны они уже больше не могут.
  • Напротив, если элементы в соединениях находятся в своих низших степенях окисления, то они проявляют только восстановительные свойства, т. к. присоединять электроны они больше не могут.
  • Атомы элементов в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий протекания  реакции, могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Приведем пример окислительно-восстановительные свойства серы:

Сера в своей высшей степени окисления +6 в соединении H2SO4, может проявлять только окислительные свойства, в соединении H2S – сера находится в своей низшей степени окисления -2 и будет проявлять только восстановительные свойства, а в соединении H2SO3 находясь в промежуточной степени окисления +4, сера может быть как окислителем, так и восстановителем.

На основании значений степеней окисления элементов можно предсказать вероятность реакции между веществами.

Понятно, что если оба элемента в своих соединениях находятся в высших или низших степенях окисления, то реакция между ними невозможна.

Реакция возможна, если одно из соединений может проявлять окислительные свойства, а другое – восстановительные. 

Например, в HI и H2S как йод, так и сера находятся в своих низших степенях окисления (-1 и -2) и могут быть только восстановителями, следовательно, реагировать друг с другом не будут.

Зато они прекрасно будут взаимодействовать с H2SO4, для которой характерны восстановительные свойства, т.к. сера здесь находится в своей высшей степени окисления.

Важнейшие восстановители и окислители

Важнейшие восстановители и окислители представлены в следующей таблице.

Восстановители

Общая схема окисления восстановителя:

M — ne → Mn+

Нейтральные атомы

Все металлы, а также водород и углерод.

Наиболее сильные восстановителищелочные и щелочно-земельные металлы, а также лантаноиды и актиноиды.

Слабые восстановители – благородные металлы – Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh.

В главных подгруппах периодической системы восстановительная способность нейтральных атомов, растет с увеличением порядкового номера.

Отрицательно заряженные ионы неметаллов

Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, в связи с тем, что они могут отдавать как избыточные электроны, так и свои внешние электроны.

Восстановительная способность, при одинаковом заряде, растет с увеличением радиуса атома.

Например, I более сильный восстановитель, чем Br и Cl.

Восстановителями также могут быть S2-, Se2-, Te2 и другие.

Положительно заряженные ионы металлов низшей степени окисления

Ионы металлов низшей степени окисления могут проявлять восстановительные свойства, если для них характерны состояния с более высокой степенью окисления. Например,

Sn2+-2e → Sn4+

Cr2+-e → Cr3+

Cu+-e → Cu2+

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления

Сложные или комплексные ионы, а также молекулы могут проявлять восстановительные свойства, если входящие в их состав атомы, находятся в промежуточной степени окисления. Например,

SO32-, NO2, AsO33-, [Fe(CN)6]4-, SO2, CO, NO и другие.

Важнейшие восстановители в технике и лабораторной практике

Углерод (С), Оксид углерода (II) O2), Железо (Fe), Цинк (Zn), Алюминий (Al), Олово (Sn), Сернистая кислота (H2SO3), Сульфит (Na2SO3) и бисульфит натрия (Na2HSO3), Сульфид натрия (Na2S), Тиосульфат натрия (Na2S2O3), Водород (H2), Электрический ток

Окислители

Общая схема восстановления окислителя

Э + ne- → Эn-

Нейтральные атомы

Окислителями являются атомы р – элементов.

Типичные неметаллы – фтор (F), кислород (O2), хлор (Cl2).

Самые сильные окислителигалогены и кислород.

В главных подгруппах 7, 6, 5 и 4 групп сверху вниз окислительная активность атомов понижается

Положительно заряженные ионы металлов

Все положительно заряженные ионы металлов в разной степени проявляют окислительные свойства.

Из них наиболее сильные окислители – это ионы в высокой степени окисления, например, Sn4+, Fe3+, Cu2+.

Ионы благородных металлов даже в низкой степени окисления являются сильными окислителями.

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления

Типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы металла в состоянии наивысшей степени окисления.

Например, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления

В основном это кислородсодержащие кислоты, а также соответствующие им оксиды и соли.

Например, SO3, H2SO4, HClO, HClO3, NaOBr и другие.

В ряду H2SO4 → H2SeO4 → H6TeO6 окислительная активность возрастает от серной к теллуровой кислоте.

В ряду HClO — HClO2 — HClO3 — HClO4

             HBrO    —     HBrO3     —  HBrO4

             HIO      —     HIO3   —   HIO4, H5IO6

окислительная активность увеличивается справа налево, а усиление кислотных свойств происходит слева направо.

Важнейшие восстановители в технике и лабораторной практике

Кислород (O2), Озон (O3), Перманганат калия (KMnO4), Хромовая (HCrO4) и Двухромовая кислоты (H2Cr2O7), Азотная кислота (HNO3), Азотистая кислота (HNO2), Серная кислота (конц) (H2SO4), Пероксид водорода (H2O2), Электрический ток, Хлорноватая кислота (HClO3), Диоксид марганца (MnO2), Диоксид свинца (PbO2), Хлорная известь (Ca(OCl)2), Растворы гипохлоритов калия (KOCl) и натрия (NaOCl), Гипобромид калия (KOBr), Гексацианоферрат (III) калия (K3[Fe(CN)6].

Окислительно-восстановительные реакции Степень окисления. Окислители и восстановители

    Баланс веществ, участвующих в окислительно-восстановительных процессах, определяется количеством электронов, теряемых частицей восстановителя и присоединяемых частицей окислителя. При этом степени окисления элементов изменяются в соответствии с числом потерянных (или присоединенных) атомом электронов. Поэтому эквивалентные массы окислителя и восстановителя зависят от изменения в результате реакции степеней окисления элементов, входящих в эти вещества, что учитывается фактором эквивалентности. [c.12]
    Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления. Окисление и восстановление. Окислители. Восстановители. Составление уравнений окислительно-восста-новительных реакций. Метод электронного баланса. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.
Типы окислительно-восстановительных реакций. [c.5]

    Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций легче провести в несколько стадий 1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции 2) определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции 3) определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем и коэффициентов при восстановителях и окислителях 4) определение коэффициентов, при всех исходных веществах и продуктах реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения. Например, составим уравнение реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде. [c.181]

    Межмолекулярные (межатомные) окислительно-восстановительные реакции характеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической природе атомных или молекулярных частицах. Другими словами, одни вещества (простые или сложные), вступающие в химические реакции, являются окислителями, а другие — восстановителями.

Межмолекулярные процессы составляют наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций. Примерами могут служить реакции с участием простых и сложных веществ, а также различных атомных и молекулярных частиц (радикалов, ионов и ион-радикалов)  [c.77]

    Во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не изменяют степень окисления. Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах часто играют роль среды нейтральной, щелочной и кислотной. Подкисление обычно осуществляется разбавленной серной кислотой, окислительная функция которой не проявляется в присутствии более сильных окислителей. В определенных условиях (наличие более сильного окислителя или восстановителя) такие вещества являются пассивными формами соединений. Ионы воды, щелочи и кислоты играют важную роль в регулировании числа атомов кислорода в продуктах окислительно-восстановительных реакций. Пассивными формами являются также О—, Р , К+, Са +, Mg +, А1 + и т.

д. [c.228]


    Атомам в соединениях и комплексных ионах приписывают степень окислении, чтобы иметь возможность описывать перенос электронов при химических реакциях. Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции основывается на требовании выполнения закона сохранения заряда (электронов). Высшая степень окисления атома, как правило, увеличивается с ростом порядкового номера элемента в пределах периода. Например, в третьем периоде наблюдаются такие степени окисления На + ( + 1), Мя» + ( + 2), А1 -» ( + 3), 81Си( + 4), РР5(5), 8Рв( + 6) и СЮЛ + 7). Степень окисления атома часто называется состоянием окисления атома (или элемента) в соединении. Реакции, в которых происходят изменения состояний окисления атомов, называются окислительно-восстановительными реакциями. В таких реакциях частицы, степень окисления которых возрастает, называются восстановителями, а частицы, степень окисления которых уменьшается, называются окислителями.
В окислительно-восстановительной реакции происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю. Частицы, подверженные самопроизвольному окислению — восстановлению, называются диспропорционирующими. В полном уравнении окислительно-восстановительной реакции суммарное число электронов, теряемых восстановителем, равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем. Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя равен отношению его молекулярной массы к изменению степени окисления в рассматриваемой реакции. Нормальность раствора окислителя или восстановителя определяется как число его эквивалентов в 1 л раствора. Следовательно, нормальность раствора окислителя или восстановителя зависит от того, в какой реакции участвует это вещество. 
[c.456]

    Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать химические формулы реагентов и продуктов реакции (они часто определяются на основании опыта). Сначала подбирают стехиометрические коэффициенты для соединений, атомы которых меняют степень окисления. При этом исходят из того, 410 число электронов, отданных восстановителем, должно быть равио числу электронов, полученных окислителем. [c.204]

    Окислительно-восстановительные реакции заключаются в изменении степеней окисления реагирующих веществ вследствие переноса электронов от одного реагирующего вещества (восстановителя) к другому реагирующему веществу (окислителю). Процесс отдачи электронов называют окислением, присоединение их другим веществом — восстановлением. При окислении степень окисления повышается, при восстановлении понижается. Окислительно-восстановительную реакцию можно разделить на полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления. Например, реакцию 

[c.73]

    Соединения высшей степени окисления, присущей данному элемент , могут в окислительно-восстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисления элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисления могут быть, наоборот, только восстановителями здесь степень окисления элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисления, то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. В первом случае степень окисления элемента будет понижаться, во втором — повышаться. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью — способностью вступать в реакции как с окис.пителями, так и с восстановителями. 

[c.267]

    В кислотно-основных реакциях растворитель, например вода, может проявлять кислотные и основные свойства, т. ё. отщеплять или присоединять протон точно так же вода в окислительно-восстановительных реакциях может терять электрон (быть восстановителем) или присоединять его (быть окислителем). Подобным же свойством обладают и такие ионы, которые могут существовать в нескольких степенях, окисления. Так, известны соединения ванадия в степенях окисления два — три—четыре — пять—В Э1ИХ соединениях V и находящиеся в промежуточных степенях окисления, способны как терять электроны (быть восстановителями), превращаясь в ионы с более высокой [c.

343]

    Все реакции можно разделить на две группы в одних степень окисления атомов остается постоянной — обменные реакции, в других — окислительно-восстановительные реакции — она меняется. Протекание окислительно-вос-становительных реакций в отличие от обменных связано со сдвигом или с полным переходом электронов от одних атомов (ионов) к другим — от восстановителя к окислителю. Пример обменной реакции  [c.83]

    Комплементарные и некомплементарные реакции. В комплементарной окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель изменяют свои степени окисления на одну и ту же величину, например  [c.104]


    При записи окислительно-восстановительных реакций обычно показывают, сколько электронов отдано окислителем и сколько приобретено восстановителем. Условно принято окисление отождествлять с отдачей электронов, а восстановление — с приобретением электронов, т.
е. не принимаются во внимание строение частиц, природа химической связи в них и механизм протекающего процесса. Ради упрощения записи обычно указывают степени окисления лишь тех атомов, у которых она меняется. Условным является и приписывание окислительно- [c.92]

    Окислительно-восстановительные реакции составляют особый класс химических процессов. Их характерной особенностью является изменение степени окисления (в настоящее время в химической литературе вместо термина степень окисления иногда используется термин окислительное число ), по крайней мере пары атомов окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (присоединение электронов). Окисление и восстановление, следовательно, такие два полупроцесса, самостоятельное существование каждого из которых невозможно, однако их одновременное протекание обеспечивает реализацию единого окислительно-восстановительного процесса. Хотя главную роль в последнем играют атомы, изменяющие свои степени окисления, окислителями и восстановителями при рассмотрении соответствующих реакций принято называть не отдельные атомы, а вещества, содержащие эти атомы.

[c.76]

    Можно было бы привести примеры различных окислительно-восстановительных реакций и не только ионных, но и многих других. Все они сопровождаются изменением степени окисления — ее увеличение является процессом окисления, уменьшение— процессом восстановления. К простейшей окислительно-восстановительной системе относится электролизер катод служит восстановителем, анод— окислителем (электролиз — универсальный и наиболее мощный окислительно-восстановительный метод). [c.91]

    Окислитель — в узком смысле — вещество, отдающее кислород, в более широком понимании — реагирующее вещество, степень окисления которого в процессе реакции уменьшается, В окислительно-восстановительных реакциях окислитель восстанавливается. Восстановитель — в узком смысле — вещество, принимающее кислород, в более широком понимании — реагирующее вещество, степень 

[c.76]

    Если же соединение или простое вещество содержит атомы элемента в промежуточной степени окисления, то оно может вести себя двояко оно может и приобретать и терять электроны. В первом случае оно ведет себя как окислитель, во втором — как восстановитель. Его поведение определяется химической природой партнера, с которым оно взаимодействует, условиями и характером среды, в которой протекает окислительно-восстановительная реакция. [c.123]

    В некомплементарной окислительно-восстановительной реакции степени окисления окислителя и восстановителя изменяются на разные величины, например  [c.104]

    При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции прежде всего необходимо определить восстановитель и окислитель, их степени окисления, найти коэффициенты для них и написать образующиеся продукты реакции. Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется изменением степени окисления атомов и ионов до и после реакции. [c.143]

    Известны и такие окислительно-восстановительные реакции, в которых восстановитель и окислитель также содержатся в одном веществе, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов. Такие реакции называются реакциями внутримолекулярного окисления — восстановления. Примеры — хорошо известная реакция разложения бертолетовой соли  [c.154]

    Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями. Процесс окисления сопровождается увеличением степени окисления, процесс восстановления — уменьщением степени окисления. Окислитель уменьшает свою степень окисления в процессе реакции восстановитель увеличивает свою степень окисления в процессе реакции. [c.168]

    Несмотря на несколько условный характер понятия степени окисления, оно очень полезно, так как позволяет понять химическую сущность превращений отдельных частиц в окислительно-восстановительных реакциях. С помощью этого понятия можно подсчитать число электронов, которое должен получить окислитель или отдать восстановитель в ходе химического превращения, что не сразу ясно в случае сложных частиц (например, при определении степени окисления марганца в перманганат-ионе). В частности, такой подсчет числа электронов широко используется для уравнивания коэффициентов в стехиометрических уравнениях окислительно-восстановительных реакций. [c.254]

    Особенно широко используется понятие степень окисления при изучении окислительно-восстановительных реакций —..весьма обширного класса химических процессов, в которых изменяются степени окисления элементов. Эти процессы подробно рассматриваются в курсе неорганической химии. Здесь отметим только, что в процессе окисления происходит увеличение степени окисления, а в процессе восстановления — уменьшение степени окисления. Поэтому вещества, в которых происходит увеличение степени окисления элемента, называются восстановителями, а вещества, в которых происходит уменьшение степени окисления элемента, называются окислителями. Ё высшей степени окисления атомы проявляют только окислительные свойства, в низшей степени окисления — только восстановительные свойства. В промежуточной степени окисления атом может быть и окислителем, и восстановителем.[c.79]

    Окисление всегда сопровождается восстановлением, и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. В этих реакция х число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов. С современной точки зрения изменение степени окисления связано с перераспределением электронной плотности между атомами реагирующих веществ. [c.320]

    Окислительно-восстановительные реакции. Любая окислитель-но-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление — это отдача электронов веществом, т. е. повышение степени окисления элемента. В качестве примера рассмотрим реакцию окисления цинка 2п° — 2е —Как видно, степень окисления цинка повышается от О до -f2. Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называют восста-новителями. В данной реакции восстановителем является цинк. В результате реакции степень окисления элемента возрастает. Это значит, что вещество из восстановленной формы превращается в окисленную. Для приведенной реакции восстановленной формой вещества будет металлический цинк, а окисленной формой — ионы Zп +. [c.186]

    При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций применяются метод электронного баланса и метод полу-реакций. Метод алектронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе обоих методов лежит фактически одно правило в окислительно-восстановительных реакциях общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем. [c.321]

    Вследствие разнообразия степени окисления для соединений d -элементов очень характерны окислительно-восстановительные реакции, в которых они могут быть и окислителями, и восстановителями [c. 92]

    Известно, что степень протекания реакции слева направо определяется константой (равновесия, так как переход электронов в окислительно-восстановительной реакции происходит лишь до тех пор, пока существует разность потенциалов. Реакция окисления-восстановления переходит в состояние равновесия, когда разность потенциалов становится равной нулю, т. е. в данном состоянии (в состоянии равновесия) потенциалы окислителя и восстановителя становятся одинаковыми, равными. Например, при равновесии для реакции восстановления перманганата калия ионом Ре2+ потенциал окислителя равен потенциалу восстановителя т. е. [c.348]

    Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, различные авторы прибегают к разной терминологии для обозначения степени окисления и ее изменения у окислителя и восстановителя. Мы будем пользоваться понятием окислительное число (гл. III, 9). В дальнейшем для обозначения окислительного числа будем использовать сокращение о. ч. Введение представления об окислительном числе предотвратит встречающееся еще в литературе неверное определение окислительно-восстановительных реакций как таких, при которых меняется валентность (ковалентность) элементов (гл. III, 9). Приведенные ниже уравнения двух окислительно-восстановительных реакций противоречат такому утверждению [c.180]

    Решение. Восстановитель в ходе окислительно-восстановительных реакций отдает электроны, повышая свою степень окисления. Окислитель — принимает электроны, понижая степень окисления. Поэтому необходимо определить, какие атомы в указанных уравнениях меняют степени окисления  [c.70]

    Таким образом, вопреки довольно распространенному мнению чисто ионных соединений с идеальной ионной связью на самом деле не существует . Между тем принято считать, что химическая связь у подавляющего большинства неорганических соединений имеет ионный характер. Объясняется это двумя исторически сложившимися причинами. Во-первых, почти все химические реакции исследовались в водной среде и представляли, по существу, ионные реакции. В то же время поведение вещества в водных растворах коренным образом отличает ся от его свойств в отсутствие воды. Так, соляная кислота относится к числу сильнейших электролитов растворенный в воде хлорид водорода полностью диссоциирует на ионы водорода и хлора. Основываясь на этом факте, можно было бы допустить ионную связь в молекуле НС1. Однако безводный хлорид водорода представляет собой почти неионное соединение, в котором эффективные заряды водорода и хлора соответственно равны +0,17 и -0,17. Во-вторых, в свете учения об ионной связи в неорганической химии укоренились представления о положительной и отрицательной валентности (электровалентности). Даже если невозможны отдача и присоединение электронов, нередко подразумевали электровалентность, т.е. ионную связь. Это усугублялось еще и тем, что в неорганической химии исключительно важную роль играет электронная теория окислительно-восстановительных реакций, постулирующая переход электронов от восстановителей к окислителям. При этом степень окисления полностью отождествлялась с элект-ровалентностью и для удобства подсчета числа отдаваемых и присоединяемых электронов заведомо неионные соединения рассматривались как вещества с ионной связью. Между тем понятие степени окисления не имеет ничего общего [c.64]

    В окислительно-восстановительных реакциях коэ( к )ициенты подбирают так определяют степени окисления у тех элементов, у которых они изменяются составляют электронный баланс, в котором общее количество электронов, отданных восстановителем, должно равняться общему количеству электронов, принятых окислителем. Для этого количество электронов, отданных восстановителем, ставят коэффициентом перед окислителем, а количество электронов, принятых окислителем,— коэффициентом перед восстановителем. Если коэффициенты имеют общий делитель, то их сокращают. После этого уравнивают количества атомов окислителя и восстановителя как в левой, так и в правой частях уравнения, а также количества атомов других элементбв, которые не изменили степеней окисления. Например  [c.24]

    Окислительно-восстановительные реакции катализируются преимзга1ественно ионами переходных элементов, характеризующихся большой склонностью к образованию комплексных соединений и способностью изменять степень окисления в растворе. Указанные две особенности имеют существенное значение для объяснения каталитического действия. Рассмотрим, например, медленную реакцию между окислителем 0К[ и восстановителем Вг  [c.447]


Разработка урока «Окислительно — восстановительные реакции»

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции. 11 класс

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления, используя дифференцированный подход в обучении.

Задачи:

Обучающие:

  1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

  2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

  3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.

  4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

  5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Воспитательные:

Развивающие:

  • содействовать развитию у учащихся таких мыслительных операций как анализ, сопоставление, обобщение, прогнозирование; создать условия для развития коммуникативных способностей учащихся, самостоятельности в овладении знаниями.

Ход урока

Вступительное слово учителя: Здравствуйте. Я напоминаю, что мы с вами находимся на этапе изучения большого блока тем «Химические реакции».

Сегодня мы с вами поподробнее поговорим об ОВР. Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны именно с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные теоретические основы темы ОВР, метод электронного баланса, мы будем составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выясним, от чего зависят продукты таких реакций (в этом вопросе нам предстоит углубить наши познания).

Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

На ваших столах лежат маршрутные листы с заданиями, которые вы будете выполнять по ходу урока, а так же необходимый справочный материал. В конце урока маршрутные листы сдаются и оцениваются.

Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.

/Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений./

Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие — переменные.

Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы — А1+3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.

Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.

В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н20,О20, F20, Cl20, Br20.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K2Cr2O7.

  1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.

  2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14

  3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.

  4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.

  5. + 6 – это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

Самостоятельная работа № 1 по маршрутному листу заданий:

Пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:

MnO2, H2SO4, KMnO4, (NH4)3PO4, Ва(НСО3)2.

Mn2O7, H2SO3, KClO3, Mg(H2PO4)2 (NH4)2SO4.

Что же представляют собой окислительно – восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»?

  1. Окислительно — восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

  2. Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

  3. Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

  4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
    Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

  5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.

  6. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Самостоятельная работа № 2 по маршрутному листу заданий:

В предложенных схемах укажите число отданных/принятых электронов, укажите процесс (окисление/восстановление) и укажите окислитель/восстановитель.

2H+1 —— h30

Fe0 ——- Fe+2

Mn+7 ——- Mn+2

S-2 ——— S+6

N+5 ——— N-3

2O-2 —— O20

Fe+3 ——- Fe0

Mn+7 ——- Mn+6

S+6 ——— S-2

N-3 ——— N+2

После того, как мы вспомнили основные понятия и навыки вопроса ОВР, давайте непосредственно к ним перейдём. Вы знаете, что коэффициенты в уравнениях ОВР мы находим при помощи МЭБ:

  • Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислителю.

  • Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.

  • Недостаток метода — при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

Давайте выполним задание: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O (2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 +2H2O)

Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.

Давайте рассмотрим правила определения функции соединения в окислительно-восстановительных реакциях.

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Рассматривается влияние среды на изменение степеней окисления реагентов и состав продуктов реакции на примере соединений хрома, марганца и пероксида водорода.

Выполняется задание. Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты МЭБ:

KMnO4 + K2SO3 + h3O →

Самостоятельная работа № 3 по маршрутному листу заданий: МЭБ найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

MnO2 + O2 + KOH = K2MnO4 + H2O

MnO2 + HCI = MnCI2 + CI2 + H2O

Самостоятельная работа № 3* по маршрутному листу заданий: Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты МЭБ:

KMnO4 + K2SO 3 + h3SO4 –

KMnO4 + K2SO3 + КOH →

Подведение итогов.

Оценки за работу по маршрутным листам заданий я сообщу на следующий урок. А сейчас, подводя итог урока, давайте скажем, какие моменты темы «ОВР» мы сегодня с вами обобщили и систематизировали, а какие моменты рассмотрели углублённо.

Значение окислительно – восстановительных реакций

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Мы продолжим знакомство с ними на занятии элективного курса: посмотрим классификацию ОВР. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.

Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.

С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.

Маршрутный лист заданий.

1 вариант.

I. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Самостоятельная работа № 1. Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO2, H2SO4, KMnO4, (NH4)3PO4, Ва(НСО3)2.

Самостоятельная работа № 2. В предложенных схемах укажите число отданных/принятых электронов, укажите процесс (окисление/восстановление) и укажите окислитель/восстановитель:

2H+1 —— h30

Fe0 ——- Fe+2

Mn+7 ——- Mn+2

S-2 ——— S+6

N+5 ——— N-3

Самостоятельная работа № 3. Используя МЭБ, расставьте коэффициенты в схеме:

MnO2 + O2 + KOH = K2MnO4 + H2O

II. Углубление и расширение знаний:

Самостоятельная работа № 3*.

Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты МЭБ:

KMnO4 + K2SO 3 + H2SO4

Маршрутный лист заданий.

2 вариант.

I. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Самостоятельная работа № 1. Пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: Mn2O7, H2SO3, KClO3, Mg(H2PO4)2 (NH4)2SO4.

Самостоятельная работа № 2. В предложенных схемах укажите число отданных/принятых электронов, укажите процесс (окисление/восстановление) и укажите окислитель/восстановитель:

2O-2 —— O20

Fe+3 ——- Fe0

Mn+7 ——- Mn+6

S+6 ——— S-2

N-3 ——— N+2

Самостоятельная работа № 3. Используя МЭБ, расставьте коэффициенты в схеме:

MnO2 + HCI = MnCI2 + CI2 + H2O

II. Углубление и расширение знаний:

Самостоятельная работа № 3*.

Допишите продукты реакции, расставьте коэффициенты МЭБ:

KMnO4 + K2SO3 + КOH →

ПРИЛОЖЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз.

добрый день сегодня мы начинаем с вами изучать окислительно-восстановительные реакции это тема у нас рассчитана на несколько уроков но сегодня мы познакомимся какие же реакции будут относиться как если тилль на восстановительные если перед вами ребята стоит схема химической реакции то определить будет ли она окислительно-восстановительной или нет мы сможем только после того как проставим степень окисления у алюминия так как это простое вещество мы с вами умеем это делать начиная с восьмого класса степень окисления равна нужен cerrad также простое вещество равна нулю а в сложном соединение элементов они будут проявлять с эти степени окисления которые для них характерны напоминаю что здесь вы начинаете определять то степень окисления которую знаете алюминий у него всегда степень окисления соединениях равна плюс 3 значит дальше плюс 3 умножить на 2 получается плюс 6 соответственно на серу должно прийти минус 6 и минус 6 делим на 3 получается что у серии -2 сравниваем степени окисления элементов до реакции и после реакции оля меня ноль становится плюс 3 усердно становится minus lo это дает нам право сказать что данная схемка будет относиться к окислительно-восстановительной реакции для чего именно проводятся окислительно-восстановительные реакции иногда бывает ребята при написании реакции невозможно уравнять поэтому составляя электронный баланс это позволит нам быстро и безболезненно уравнять химические реакции но и кроме того в мире химии очень много окислительно-восстановительных реакций не имеют очень большое значение поэтому на их останавливаемся сейчас мы с вами попробуем составить электронный баланс для составления электронного баланса выписываем сначала элементы которые поменяли степени окисления я выписываю это у меня алюминий степени окисления 0 оставляем небольшое место который превращается в алюминий + key далее выписывают до стрелочки эта сера 0 опять оставляем место сера превращается в минус счас тегов и он со степенью окисления минус 2 дальше должна понять кто из них отдает электроны кто принимает ну вот для того чтобы понять это я вам предлагаю воспользоваться вот этой схемкой значит смотрите ребята если у нас степень окисления будет повышаться то есть двигаемся вправо это будет означать минус электрон если степень окисления понижаются это будет означать плюс электроны давайте посмотрим на примере итак алим дня степень окисления 0 становимся на нуле алюминий приобретает степень окисления плюс 3 то есть мы двигаемся вправо значит знак ставим минус электроны сколько же конкретно электронов до от 0 до плюс 3 мы пройдем с вами три шага + 1 + 2 + 3 значит соответственно минус 3 электрона точно также попробуем определить серой 0 и так серо 0 становится минус 2 то есть двигаемся влево значит соответственно тогда это получается плюс и рон и сколько теперь и так от нуля до минус двух мы сделали два шага значит соответственно плюс 2 электрона следующим моментом составляем электронный баланс то есть проводим вертикальную черту и выписываем коэффициенты перед электронами 3 и здесь два дальше еще раз проводим электру эту вертикальную черту а теперь вот эти два числа мы просто переворачиваем то есть сюда я ставлю двоечку а троечка спускается сюда смотрю если ребят есть возможность сократить это требуется то сокращаем но в данном случае нам не нужно сокращать поэтому оставляем таким образом значит для чего мы с вами нашли эти цифры вот это ребята опорные коэффициенты которые помогут уравнять нам реакцию хотя это реакция довольно таки простояв и и самостоятельным методом подбора коэффициентов могли это сделать но повторюсь еще раз некоторые реакции мы не можем уравнять методом подбора значит так как у нас алюминий значит перед ним коэффициент должен стоять два это коэффициенты могут быть как левой так и от правой части в данном случае я смотрю что у меня в правой части уже как бы два алюминия имеется поэтому скорее всего что это коэффициент в левой части перед алюминием ставлю два ну соответственно тогда три это будет стоять перед серый в правой части я вижу что у меня уже есть сера три атома значит я поставлю в левую часть а теперь проверяющую раз все я уравняла и последний шаг который мне остался мне нужно будет определить процессы окисления восстановления кто из элементов окисляется восстанавливается и соответственно записать это все то есть оформить правильно запись на в тетради значит смотрите здесь алюминий отдаёт электроны обратите внимание два о отдает процесс называется окисления потом здесь под минусом я подпишу окисление сам алюминий при этом окисляются прописывать следует полностью все окончания потому что иначе может быть не совсем понятно ну тогда соответственно раз идет присоединение процесс восстановления а сера при этом восстанавливается двумя с осталось определить элементы и вещества окислители и восстановители элементы вот элементы которые вы выписывали в степенях окисления вы их выписываете точно так же с то есть алюминий 0 ниже серы 0 а теперь смотрим здесь алюминий окисляется значит он становится противоположно восстановителем если даже сокращенно будете писать то хотя бы прописываете окончания восстанови теме серы в таком случае окислитель осталось определить вещества и так вещества вещества смотрим также до стрелочки нам повезло элемент алюминий входит состав простого вещества люди не здесь уже без степени окисления а сера входит сера входит состав простого вещества всего за счет вот этих атомов алюминия алюминия восстановить я прописываю окончании ну а сера тогда соответственно как вещество окислитель на этом все продолжим на следующие руки всем привет

Окислительно-восстановительные реакции

Сравним две реакции: первая реакция – взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой.

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Расставим степени окисления у всех атомов. У натрия степень окисления +1, у кислорода -2, у водорода +1, в соляной кислоте у водорода степень окисления +1, а у хлора -1. В хлориде натрия у натрия степень окисления +1, у хлора -1, в  воде у водорода степень окисления +1, у кислорода -2. Как видно, атомы химических элементов не изменили свои степени окисления.    

Сравним вторую реакцию – взаимодействие магния с соляной кислотой

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑.

У магния степень окисления нуль, т.к. это простое вещество, у водорода в соляной кислоте +1, у хлора -1, в хлориде магния у магния степень окисления +2, у хлора -1, у водорода, как простого вещества степень окисления равна нулю. Следовательно, в данной реакции магний и водород изменили свои степени окисления: магний с нуля до +2, а водород с +1 до нуля. Т.е. каждый атом магния отдал два электрона, а каждый атом водорода принял по одному электрону.

Эти химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами называется восстановлением. Степень окисления при этом понижается.  В нашем случае атомы водорода присоединяют электроны и понижают свою степень окисления, т.е. этот процесс является восстановлением. Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны и превращаться при этом в отрицательные ионы, т.е. они восстанавливаются. Так атом серы может присоединить два электрона и превратиться в сульфид-ион, где степень окисления серы -2.

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в нейтральные атомы или положительные ионы, у которых степень окисления понижается.

Т.е. ион железа (III) и атом серы являются окислителями. Т.о., атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами называется окислением. При этом степень окисления повышается.  Атомы металлов отдают электроны, превращаются при этом в положительные ионы, т.е. они окисляются. Например, атом кальция отдает два электрона и превращается в ион кальция, со степенью окисления +2.

Отдавать электроны могут также и отрицательные, и положительные ионы. Например, сульфид ион отдает два электрона и превращается в атом серы, или ион железа (II) отдает один электрон и превращается в ион железа (III).

Атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны, называют восстановителями. В нашем случае, это сульфид-ион и ион железа (II).

Все окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

Рассмотрим реакцию взаимодействия алюминия с серой. В нашем случае атом алюминий отдает три электрона и становится ионом алюминия со степенью окисления +3. Т.е. он является восстановителем, при этом он повышает свою степень окисления, а сам он окисляется. Атом серы, напротив, принимает два электрона, понижает свою степень окисления и превращается в сульфид-ион, где степень окисления серы -2. Атом серы является окислителем, т.е. он восстанавливается.

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления. Например, при записи уравнения реакции алюминия и серы над каждым атомом и ионом ставят степени окисления.

А в электронных уравнениях указывают число отдаваемых и принимаемых электронов, указывают восстановитель и окислитель, процессы окисления и восстановления.

Молекулярное уравнение этой реакции записать несложно, т.к. коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений.

Так, перед алюминием будет стоять коэффициент 2, а перед серой – 3.

Попробуем расставить коэффициенты методом электронного баланса в более сложной реакции. Как вы помните, азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная кислота реагирует с металлами иначе, чем другие кислоты.  Запишем реакцию взаимодействия серебра с разбавленной азотной кислотой. В результате реакции образуется соль – нитрат серебра (I), оксид азота (II) и вода. Укажем степени окисления у атомов и ионов.

Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления. В нашем случае – это серебро и азот. Составим электронные уравнения, отразив процессы восстановления и окисления.

В реакциях между металлом и кислотой, коэффициенты ставят, как правило, сначала  перед продуктами реакции, а затем перед исходными веществами. Значит, перед формулой нитрата серебра (I) ставим коэффициент 3, а перед оксидом азота (II) коэффициент 1.

Следовательно, и перед формулой серебра в левой части уравнения нужно поставить коэффициент 3.  Считаем число атомов азота после реакции, 4 атома, до реакции один атом, значит, перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент 4. Считаем число атомов водорода в левой части уравнения, их – 4, в правой – 2, значит, перед формулой воды нужно поставить коэффициент 2. Считаем число атомов кислорода: в левой части 12, в правой тоже, теперь мы можем поставить знак равенства вместо стрелки.

Зная степень окисления атомов химических элементов нетрудно предсказать окислителем или восстановителем будет элемент или вещество. Например, в азотной кислоте (HNO3) степень окисления азота максимальная +5, следовательно, он «потерял» все электроны, поэтому азотная кислота будет проявлять только окислительные свойства. В аммиаке (NH3) степень окисления азота минимальная -3, т.е. он не может больше принимать электроны и может быть только восстановителем. В оксиде азота (II) степень окисления азота +2, т.е. является промежуточной, поэтому он может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Наиболее важными восстановителями являются активные металлы, водород (H2), уголь, оксид углерода (II) – CO, сероводород – H2S, аммиак (NH3) и др. Наиболее важными окислителями являются: кислород (O2), галогены, азотная кислота (HNO3), серная кислота (H2SO4), перманганат калия (KMnO4) и др.

4.4: Окислительно-восстановительные реакции — Химия LibreTexts

Цели обучения

  • Для определения окислительно-восстановительных реакций в растворе.

Термин «окисление» впервые был использован для описания реакций, в которых металлы реагируют с кислородом воздуха с образованием оксидов металлов. Например, когда железо подвергается воздействию воздуха в присутствии воды, оно превращается в ржавчину — оксид железа. При контакте с воздухом металлический алюминий образует на своей поверхности сплошной прозрачный слой оксида алюминия.В обоих случаях металл приобретает положительный заряд, передавая электроны нейтральным атомам кислорода молекулы кислорода. В результате атомы кислорода приобретают отрицательный заряд и образуют оксидные ионы (O 2− ). Поскольку металлы отдали электроны кислороду, они окислились; окисление, следовательно, потеря электронов. И наоборот, поскольку атомы кислорода получили электроны, они были восстановлены, поэтому восстановление — это приобретение электронов. Для каждого окисления должно быть соответствующее восстановление.Поэтому эти реакции известны как окислительно-восстановительные реакции или, для краткости, «окислительно-восстановительные» реакции.

Любое окисление ВСЕГДА должно сопровождаться восстановлением и наоборот.

Первоначально термин «восстановление» относился к уменьшению массы, наблюдаемому при нагревании оксида металла с монооксидом углерода, реакция, которая широко использовалась для извлечения металлов из их руд. Например, при нагревании твердого оксида меди(I) с водородом его масса уменьшается, так как образование чистой меди сопровождается потерей атомов кислорода как летучего продукта (водяного пара).Реакция выглядит следующим образом:

\[ \ce{Cu_2O (т) + H_2 (г) \rightarrow 2Cu (т) + H_2O (г)} \label{4.4.1}\]

Реакции окисления-восстановления в настоящее время определяются как реакции, демонстрирующие изменение степеней окисления одного или нескольких элементов в реагентах путем переноса электронов, что соответствует мнемонике «окисление — потеря, восстановление — усиление» или «масляная установка» . Степень окисления каждого атома в соединении — это заряд, который атом имел бы, если бы все его связывающие электроны были переданы атому с большим притяжением для электронов.Атомам в их элементарной форме, такой как O 2 или H 2 , присвоена нулевая степень окисления. Например, реакция алюминия с кислородом с образованием оксида алюминия составляет

.

\[\ce{ 4 Al (т) + 3O_2 \rightarrow 2Al_2O_3 (т)} \label{4.4.2} \]

Каждый нейтральный атом кислорода получает два электрона и становится отрицательно заряженным, образуя оксидный ион; таким образом, кислород имеет степень окисления -2 в продукте и был восстановлен. Каждый нейтральный атом алюминия теряет три электрона с образованием в продукте иона алюминия со степенью окисления +3, поэтому алюминий окислился.{2-} }\метка{4.4.3}\]

Уравнение \(\ref{4.4.1}\) и уравнение \(\ref{4.4.2}\) являются примерами окислительно-восстановительных (окислительно-восстановительных) реакций. — \, \text{lost} \label{4.- \, \text{получено} \label{4.4.4b}\end{align*} \]

Та же картина наблюдается во всех окислительно-восстановительных реакциях: количество потерянных электронов должно равняться количеству полученных электронов. Дополнительный пример окислительно-восстановительной реакции, реакция металлического натрия с хлором, показана на рисунке \(\PageIndex{1}\).

Во всех окислительно-восстановительных (окислительно-восстановительных) реакциях количество потерянных электронов равно количеству полученных электронов.

Назначение степеней окисления

Приписать степень окисления элементам в бинарных ионных соединениях несложно: степени окисления элементов идентичны зарядам одноатомных ионов.Ранее вы узнали, как предсказывать формулы простых ионных соединений на основе знака и величины заряда одноатомных ионов, образованных нейтральными элементами. Примерами таких соединений являются хлорид натрия (NaCl; рисунок \(\PageIndex{1}\)), оксид магния (MgO) и хлорид кальция (CaCl 2 ). В ковалентных соединениях, напротив, атомы имеют общие электроны. Однако мы все еще можем присвоить степени окисления участвующим элементам, считая их ионными (то есть, как если бы все связывающие электроны были переданы более притягивающему элементу).Степени окисления в ковалентных соединениях несколько произвольны, но они являются полезным инструментом учета, помогающим понять и предсказать многие реакции.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Реакция нейтрального атома натрия с нейтральным атомом хлора. В результате происходит перенос одного электрона от натрия к хлору с образованием ионного соединения NaCl.

Ниже приводится набор правил для присвоения степеней окисления атомам в химических соединениях.

Правила присвоения степеней окисления

  1. Степень окисления атома любого чистого элемента, одноатомного, двухатомного или многоатомного, равна нулю.
  2. Степень окисления одноатомного иона такая же, как и его заряд, например, Na + = +1, Cl = -1.
  3. Степень окисления фтора в химических соединениях всегда равна −1. Другие галогены обычно также имеют степень окисления -1, за исключением случаев, когда они объединены с кислородом или другими галогенами.
  4. Водороду присваивается степень окисления +1 в его соединениях с неметаллами и -1 в его соединениях с металлами.
  5. Кислороду обычно присваивается степень окисления -2 в соединениях, за двумя исключениями: в соединениях, содержащих связи кислород-фтор или кислород-кислород, степень окисления кислорода определяется степенями окисления других присутствующих элементов.
  6. Сумма степеней окисления всех атомов нейтральной молекулы или иона должна равняться заряду молекулы или иона.

    Иногда встречаются нецелые (дробные) степени окисления. Обычно они возникают из-за присутствия двух или более атомов одного и того же элемента с разными степенями окисления.

    В любой химической реакции должен сохраняться суммарный заряд; то есть в химической реакции общее число электронов постоянно, как и общее число атомов. В соответствии с этим правило 1 гласит, что сумма индивидуальных степеней окисления атомов в молекуле или ионе должна равняться суммарному заряду этой молекулы или иона. В NaCl, например, Na имеет степень окисления +1, а Cl равен -1. Чистый заряд равен нулю, как и должно быть для любого соединения.

    Правило 3 необходимо, потому что фтор притягивает электроны сильнее, чем любой другой элемент, по причинам, которые вы узнаете в главе 6. Следовательно, фтор служит эталоном для расчета степеней окисления других атомов в химических соединениях.Правило 4 отражает разницу в химическом составе соединений водорода с неметаллами (такими как хлор) и соединений водорода с металлами (таких как натрий). Например, NaH содержит ион H , тогда как HCl образует ионы H + и Cl при растворении в воде. Правило 5 необходимо, потому что фтор притягивает электроны сильнее, чем кислород; это правило также предотвращает нарушение правила 2. Таким образом, степень окисления кислорода +2 в OF 2 , но -½ в KO 2 . Обратите внимание, что степень окисления -½ для O в KO 2 вполне приемлема.

    Восстановление оксида меди(I), показанное в уравнении \(\ref{4.4.5}\), демонстрирует, как применять эти правила. Правило 1 гласит, что атомы в своей элементарной форме имеют нулевую степень окисления, что относится к H 2 и Cu. Согласно правилу 4 водород в H 2 O имеет степень окисления +1, а согласно правилу 5 кислород как в Cu 2 O, так и в H 2 O имеет степень окисления -2.Правило 6 гласит, что сумма степеней окисления в молекуле или формульной единице должна равняться суммарному заряду этого соединения. Это означает, что каждый атом Cu в Cu 2 O должен иметь заряд +1: 2(+1) + (-2) = 0. Таким образом, степени окисления следующие:

    \[ \overset {\color{ref}{+1}}{\ce{Cu_2}} \overset {\color{ref}-2}{\ce{O}} (s) + \overset {\color {ref}0}{\ce{H_2}} (g) \rightarrow 2 \overset {\color{ref}0}{\ce{Cu}} (s) + \overset {\color{ref}+1} {\ce{H}}_2 \overset {\color{ref}-2}{\ce{O}} (g) \label{4. — \, \text{получено} \label{4.4.6b}\]

    Помните, что степени окисления полезны для визуализации переноса электронов в реакциях окисления-восстановления, но степень окисления атома и его фактический заряд одинаковы только для простых ионных соединений. Степени окисления — это удобный способ приписать электроны атомам, и они полезны для предсказания типов реакций, в которых участвуют вещества.

    Пример \(\PageIndex{1}\): Степени окисления

    Присвойте степени окисления всем атомам в каждом соединении.

    1. гексафторид серы (SF 6 )
    2. метанол (СН 3 ОН)
    3. сульфат аммония [(NH 4 )2SO 4 ]
    4. магнетит (Fe 3 O 4 )
    5. этановая (уксусная) кислота (CH 3 CO 2 H)

    Дано : молекулярная или эмпирическая формула

    Запрашиваемый : степени окисления

    Стратегия :

    Начните с атомов, степени окисления которых можно однозначно определить по представленным правилам (например, фтор, другие галогены, кислород и одноатомные ионы). Затем определите степени окисления других присутствующих атомов по правилу 1.

    Решение :

    а. Из правила 3 ​​мы знаем, что фтор в своих соединениях всегда имеет степень окисления -1. Шесть атомов фтора в гексафториде серы дают общий отрицательный заряд -6. Поскольку правило 1 требует, чтобы сумма степеней окисления всех атомов была равна нулю в нейтральной молекуле (здесь SF 6 ), степень окисления серы должна быть +6:

    [(6 атомов F)(-1)] + [(1 атом S) (+6)] = 0

    б.Согласно правилам 4 и 5, водород и кислород имеют степени окисления +1 и -2 соответственно. Поскольку метанол не имеет чистого заряда, углерод должен иметь степень окисления -2:

    .

    [(4 атома H)(+1)] + [(1 атом O)(-2)] + [(1 атом C)(-2)] = 0

    в. Обратите внимание, что (NH 4 ) 2 SO 4 представляет собой ионное соединение, состоящее как из многоатомного катиона (NH 4 + ), так и из многоатомного аниона (SO 4 10− 9009 2 см. Таблицу 2.4 «Обычные многоатомные ионы и их названия»). Мы приписываем степени окисления атомам в каждом многоатомном ионе отдельно. Для NH 4 + водород имеет степень окисления +1 (правило 4), поэтому азот должен иметь степень окисления -3:

    .

    [(4 атома H)(+1)] + [(1 атом N)(−3)] = +1, заряд на NH 4 + ион

    Для SO42- кислород имеет степень окисления -2 (правило 5), поэтому сера должна иметь степень окисления +6:

    [(4 атома O) (-2)] + [(1 атом S)(+6)] = -2, заряд сульфат-иона

    д.Кислород имеет степень окисления -2 (правило 5), что дает общий заряд -8 на формульную единицу. Это должно быть уравновешено положительным зарядом трех атомов железа, что дает степень окисления +8/3 для железа:

    .

    [(4 атома O)(−2)]+[(3 атома Fe)\( \left (+{8 \over 3} \right )\)]= 0

    Дробные степени окисления разрешены, потому что степени окисления являются несколько произвольным способом отслеживания электронов. Фактически, Fe 3 O 4 можно рассматривать как содержащий два иона Fe 3 + и один ион Fe 2 + на формульную единицу, что дает чистый положительный заряд +8 на формульную единицу. .Fe 3 O 4 представляет собой магнитную железную руду, обычно называемую магнетитом. В древние времена магнетит был известен как магнит, потому что его можно было использовать для изготовления примитивных компасов, которые указывали на Полярную звезду (Полярную звезду), которую называли «путеводной звездой».

    эл. Первоначально мы присваиваем степени окисления компонентам CH 3 CO 2 H так же, как и любому другому соединению. Водород и кислород имеют степени окисления +1 и -2 (правила 4 и 5 соответственно), в результате чего общий заряд водорода и кислорода составляет

    .

    [(4 атома Н)(+1)] + [(2 атома О)(-2)] = 0

    Значит, степень окисления углерода тоже должна быть нулевой (правило 6). Однако это средняя степень окисления для двух присутствующих атомов углерода. Поскольку каждый атом углерода имеет различный набор связанных с ним атомов, они, вероятно, имеют разные степени окисления. Чтобы определить степени окисления отдельных атомов углерода, мы используем те же правила, что и раньше, но с дополнительным предположением, что связи между атомами одного и того же элемента не влияют на степени окисления этих атомов. Атом углерода метильной группы (-CH 3 ) связан с тремя атомами водорода и одним атомом углерода.Из правила 4 мы знаем, что водород имеет степень окисления +1, и мы только что сказали, что связь углерод-углерод можно не учитывать при расчете степени окисления атома углерода. Чтобы метильная группа была электрически нейтральной, ее атом углерода должен иметь степень окисления -3. Точно так же атом углерода группы карбоновой кислоты (-CO 2 H) связан с одним атомом углерода и двумя атомами кислорода. Снова игнорируя связанный атом углерода, мы приписываем степени окисления -2 и +1 атомам кислорода и водорода соответственно, что приводит к суммарному заряду

    .

    [(2 атома О)(-2)] + [(1 атом Н)(+1)] = -3

    Чтобы получить электрически нейтральную карбоксильную группу, заряд этого углерода должен быть +3.Таким образом, степени окисления отдельных атомов уксусной кислоты равны

    .

    \[ \underset {-3}{C} \overset {+1}{H_3} \overset {+3}{C} \underset {-2}{O_2} \overset {+1}{H} \]

    Таким образом, сумма степеней окисления двух атомов углерода действительно равна нулю.

    Упражнение \(\PageIndex{1}\): Степени окисления

    Присвойте степени окисления всем атомам в каждом соединении.

    1. фторид бария (BaF 2 )
    2. формальдегид (CH 2 O)
    3. дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 )
    4. оксид цезия (CsO 2 )
    5. этанол (СН 3 СН 2 ОН)
    Ответить на

    Ба, +2; F, −1

    Ответ б

    С, 0; Н, +1; О, −2

    Ответ c

    К, +1; Кр, +6; О, −2

    Ответ д

    цезий, +1; О, −½

    Ответ e

    С, -3; Н, +1; С, -1; Н, +1; О, -2; Н, +1

    Типы окислительно-восстановительных реакций

    Многие типы химических реакций относятся к окислительно-восстановительным реакциям, и запомнить их все было бы невозможно. Однако есть несколько важных типов окислительно-восстановительных реакций, с которыми вы, вероятно, столкнетесь и с которыми должны быть знакомы. К ним относятся:

    • Синтез реакции: Образование любого соединения непосредственно из элементов является окислительно-восстановительной реакцией, например образование воды из водорода и кислорода: \[\ce{ 2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O (г)} \]
    • Разложение реакции: И наоборот, разложение соединения на его элементы также является окислительно-восстановительной реакцией, как при электролизе воды: \[\ce{2H_2O(l) \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g)} \]
    • Горение реакции: Многие химические вещества сгорают (горят) с кислородом.В частности, органические химические вещества, такие как углеводороды, сгорают в присутствии кислорода с образованием углекислого газа и воды в виде продуктов: \[\ce{ CH_4(г) + 2O_2(г) \rightarrow CO_2(г) + 2H_2O(г)} \]

    В следующих разделах описывается другой важный класс окислительно-восстановительных реакций: реакции однократного замещения металлов в растворе.

    Окислительно-восстановительные реакции твердых металлов в водном растворе

    • Широко распространенным классом окислительно-восстановительных реакций является реакция водных растворов кислот или солей металлов с твердыми металлами.Примером может служить коррозия металлических предметов, например ржавчина автомобиля (рис. \(\PageIndex{2}\)). Ржавчина образуется в результате сложной окислительно-восстановительной реакции с участием разбавленных растворов кислот, содержащих ионы Cl (фактически, разбавленной HCl), металлического железа и кислорода. Когда объект ржавеет, металлическое железо вступает в реакцию с HCl (водным) с образованием хлорида железа (II) и газообразного водорода:

      \[\ce{ Fe(т) + 2HCl(водн.) \rightarrow FeCl_2(водн.) + H_2(г)} \label{4.4.81}\]

      На последующих стадиях \(\ce{FeCl2}\) подвергается окислению с образованием красновато-коричневого осадка \(\ce{Fe(OH)3}\).

      Рисунок \(\PageIndex{2}\): Образование ржавчины. Процесс коррозии включает окислительно-восстановительную реакцию, в которой металлическое железо превращается в Fe(OH) 3 , красновато-коричневое твердое вещество.

      Многие металлы растворяются в реакциях этого типа, которые имеют общий вид

      \[\text{металл} + \text{кислота} \rightarrow \text{соль} + \text{водород} \label{4.4.82}\]

      Некоторые из этих реакций имеют важные последствия. Например, было высказано предположение, что одним из факторов, способствовавших падению Римской империи, было широкое использование свинца в кухонной утвари и водопроводных трубах.{2+}(водн.) + H_2(г)} \label{4.4.83}\]

      Следовательно, было высказано предположение, что и вода, и пища, потребляемые римлянами, содержали токсичные уровни свинца, что привело к широко распространенному отравлению свинцом и, в конечном итоге, к безумию. Возможно, это объясняет, почему римский император Калигула назначил своего любимого коня консулом!

    • Реакции с одним смещением

      Некоторые металлы окисляются водной кислотой, тогда как другие окисляются водными растворами различных солей металлов. {2+}(водн.) + 2Ag(s)} \label{4.4.85}\]

      Реакция в уравнении \(\ref{4.4.84}\) широко используется для предотвращения (или, по крайней мере, отсрочки) коррозии железных или стальных предметов, таких как гвозди и листовой металл. Процесс «гальванизации» состоит в нанесении тонкого слоя цинка на железо или сталь, таким образом защищая его от окисления до тех пор, пока цинк остается на объекте.

      Рисунок использован с разрешения (CC BY-SA 3.0; Тоби Хадсон).
    • Серия действий

      Наблюдая за тем, что происходит, когда образцы различных металлов контактируют с растворами других металлов, химики расположили металлы в соответствии с относительной легкостью или трудностью их окисления в реакции с одним замещением.{2+}(водн.) + Zn(s)} \label{4.4.11}\]

      Магний имеет большую склонность к окислению, чем цинк.

      Парные реакции такого типа лежат в основе ряда активности (рис. \(\PageIndex{4}\)), в котором металлы и водород перечислены в порядке их относительной склонности к окислению. Металлы в верхней части ряда, которые имеют наибольшую склонность к потере электронов, — это щелочные металлы (группа 1), щелочноземельные металлы (группа 2) и Al (группа 13). Напротив, металлы в нижней части ряда, которые имеют наименьшую склонность к окислению, представляют собой драгоценные металлы или металлы для чеканки — платину, золото, серебро и медь, а также ртуть, которые расположены в нижней правой части ряда. металлов в периодической таблице.Вы должны знать, какие виды металлов являются активными металлами, которые имеют наибольшую склонность к окислению. (находятся в верхней части ряда) и которые являются инертными металлами, имеющими наименьшую склонность к окислению. (в конце ряда).

      Рисунок \(\PageIndex{4}\): Ряд действий

      При использовании ряда действий для предсказания результата реакции имейте в виду, что любой элемент будет восстанавливать соединения элементов, находящихся ниже него в ряду .Поскольку на рисунке \(\PageIndex{4}\) магний находится выше цинка, металлический магний будет восстанавливать соли цинка, но не наоборот. Точно так же драгоценные металлы находятся в нижней части ряда активности, поэтому практически любой другой металл будет восстанавливать соли драгоценных металлов до чистых драгоценных металлов. В ряд включен водород, а на склонность металла к реакции с кислотой указывает его положение относительно водорода в ряду активности. Только те металлы, которые находятся выше водорода в ряду активности, растворяются в кислотах с образованием H 2 . Поскольку драгоценные металлы лежат ниже уровня водорода, они не растворяются в разбавленной кислоте и, следовательно, не подвержены быстрой коррозии. Пример \(\PageIndex{2}\) демонстрирует, как знакомство с рядом активности позволяет прогнозировать продукты многих реакций с одним смещением.

      Пример \(\PageIndex{2}\): действие

      Используя ряд действий, предскажите, что произойдет в каждой ситуации. Если происходит реакция, напишите краткое ионное уравнение.

      1. Полоску алюминиевой фольги помещают в водный раствор нитрата серебра.
      2. К водному раствору ацетата свинца(II) добавляют несколько капель жидкой ртути.
      3. Некоторое количество серной кислоты из автомобильного аккумулятора случайно пролилось на клеммы свинцового кабеля.

      Дано: реагента

      Запрашиваемый вопрос: общая реакция и результирующее ионное уравнение

      Стратегия:

      1. Найдите реагенты в ряду активности на рисунке \(\PageIndex{4}\) и по их взаимному расположению предскажите, произойдет ли реакция.Если реакция происходит, определите, какой металл окисляется, а какой восстанавливается.
      2. Напишите суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

      Решение:

      1. A Алюминий является активным металлом, который находится выше серебра в ряду активности, поэтому мы ожидаем, что произойдет реакция. {3+}(aq) + 3Ag(s)} \nonumber \]

        Вспомните из нашего обсуждения растворимости, что большинство нитратных солей растворимы.В этом случае нитрат-ионы являются ионами-спектаторами и не участвуют в реакции.

      2. A Ртуть находится ниже уровня свинца в ряду активности, поэтому реакции не произойдет.
      3. A Свинец находится выше водорода в ряду активности, поэтому свинцовые окончания будут окисляться, а кислота восстанавливаться с образованием H 2 . B Из нашего обсуждения растворимости следует вспомнить, что Pb 2 + и SO 4 2− образуют нерастворимый сульфат свинца (II).{2-}(водн.) \rightarrow PbSO_4(т) + H_2(г) } \номер \]

        Сульфат свинца(II) представляет собой белое твердое вещество, которое образуется на проржавевших клеммах аккумуляторной батареи.

      Коррозия клемм аккумуляторной батареи. -(водн.) + 3H_2(г)\

      Резюме

      Реакции окисления-восстановления уравновешиваются путем разделения общего химического уравнения на уравнение окисления и уравнение восстановления.В окислительно-восстановительных реакциях происходит перенос электронов от одного вещества или атома к другому. Мы можем сбалансировать реакции окисления-восстановления в растворе, используя метод степени окисления (таблица \(\PageIndex{1}\)), в котором общая реакция разделена на уравнение окисления и уравнение восстановления. Существует много типов окислительно-восстановительных реакций. Реакции с одним замещением — это реакции металлов либо с кислотами, либо с другой солью металла, которые приводят к растворению первого металла и осаждению второго (или выделению газообразного водорода).Исход этих реакций можно предсказать, используя ряд активности (рис. \(\PageIndex{4}\)), в котором металлы и H 2 располагаются в порядке убывания их склонности к окислению. Любой металл будет восстанавливать ионы металлов ниже его в ряду активности. Активные металлы находятся в верхней части ряда активности, тогда как инертные металлы находятся в нижней части ряда активности.

    Баланс окислительно-восстановительных реакций и идентификация окислителей и восстановителей — видео и расшифровка урока

    Имя Номер окисления Изменение в электронах
    Окисление увеличивает электрона потеряно
    Переходник убывает электрона присоединены к
    Окислитель убывает электрона присоединены к
    Восстановитель увеличивает электрона потеряно

    Уравновешивание окислительно-восстановительной реакции

    Уравновешивание окислительно-восстановительной реакции может быть немного сложным. Вы можете использовать шаги, которые вы использовали ранее, чтобы сбалансировать другие уравнения для начала, но тогда вы должны принять во внимание ключевые ионы и степени окисления. Вот список шагов, которые помогут вам сбалансировать окислительно-восстановительное уравнение.

    1. Определите реагенты и продукты.
      1. Напишите уравнение несбалансированности в ионной форме и исключите все ионы-спектаторы.
      2. Присвойте каждому атому степень окисления и определите каждый атом, который изменяет свою степень окисления. Игнорируйте любой атом, который не изменяется.
    2. Напишите и уравновесьте полуреакции.
      1. Разделите уравнение на его полуреакции.
      2. Сбалансируйте атомы, кроме водорода и кислорода.
      3. Сбалансируйте атомы кислорода, добавив молекулы воды.
      4. Сбалансируйте атомы водорода, добавив ион гидроксония на каждый атом водорода и добавив равное количество молекул воды к другой стороне уравнения.
      5. Сбалансируйте заряд, при необходимости добавив электроны.
    3. Уравняйте электроны и объедините полуреакции.

    Примеры

    Сбалансируйте уравнение реакции сероводорода в воздухе с образованием диоксида серы и воды.

    h3 S + O2 = SO2 + h3 O

    1. Определите реагенты и продукты и присвойте степени окисления.

    2. Напишите и уравновесьте полуреакции.

    Обратите внимание, что степень окисления серы меняется с -2 на степень окисления +4, поэтому ей пришлось потерять шесть электронов.-2 + (-4) = -6.

    Кислород меняет степень окисления с нулевой на -2, приобретая два электрона. 0 + (-2) = -2. Поскольку свободные атомы кислорода перемещаются парами, фактическое число полученных электронов равно -4.

    3. Две полуреакции должны быть уравновешены таким образом, чтобы электронов, потерянных серой, было столько же, сколько электронов, полученных кислородом.

    Итак, из этих полуреакций вы знаете, что 2 должна идти перед h3 S, а 3 должна идти перед O2 на стороне реакции.Со стороны продукта шесть атомов кислорода, необходимых для баланса, делятся между SO2 и h3O.

    Окончательное уравнение:

    Вот еще один пример. Сбалансируйте окислительно-восстановительную реакцию между диоксидом марганца и соляной кислотой, которая образует воду, хлорид марганца (II) и газообразный хлор.

    MnO2 + HCl = h3 O + MnCl2+ Cl2

    1. Определите реагенты и продукты и присвойте степени окисления.

    2.Напишите и уравновесьте полуреакции.

    Обратите внимание, что Mn4+ восстанавливается до Mn2+, а Cl- окисляется до Cl.

    Водород и кислород являются зрителями, поэтому не включайте их на этом шаге.

    Полуреакции:

    Два электрона получены и два электрона потеряны, поэтому эта часть уравновешена. Все уравнение выглядит так.

    MnO2 + 2HCl = h3 O+ MnCl2 + Cl2

    Однако, перепроверив, мы получаем два атома кислорода в левой части уравнения и только один в правой.Все уравнение должно быть сбалансировано. Для этого добавьте 4 перед реагирующей HCl и 2 перед продуктом h3 O.

    Окончательное сбалансированное уравнение примет следующий вид: Числа должны быть добавлены, чтобы сбалансировать уравнение реакции.

    Сила агентов

    Чем активнее элемент, тем больше вероятность того, что он потеряет электроны и станет восстановителем.Чем крепче и сильнее атом держится за свои электроны, тем слабее он как восстановитель. Фтор, например, обожает свои электроны и никогда не хочет их отпускать, поэтому он является слабым восстановителем. С другой стороны, это очень сильный окислитель, потому что он легко и радостно отбирает электроны.

    Краткое содержание урока

    Окислительно-восстановительная реакция — это реакция, в которой одно вещество отдает электрон, а другое вещество принимает этот электрон. Окислитель — это вещество, вызывающее окисление в другом веществе.Восстановитель — это то, что вызывает восстановление другого вещества. Если у продукта степень окисления больше, чем у реагента, то вещество потеряло электроны и вещество окислилось. Если степень окисления меньше, то оно приобрело электроны и вещество восстановилось. Вещество, которое восстанавливается в реакции, является окислителем, потому что оно приобретает электроны. Вещество, которое окисляется в реакции, является восстановителем, потому что оно потеряло электроны.

    Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций осуществляется в три этапа:

    1. Определите продукты и реагенты.
    2. Напишите и сопоставьте полууравнения.
    3. Уравняйте электроны и объедините полуреакции.

    Результат урока

    После просмотра видео учащиеся должны уметь:

    • Объяснять, что такое окислительно-восстановительная реакция
    • Дайте определение окислителю и восстановителю
    • Продемонстрировать и написать сбалансированное окислительно-восстановительное уравнение

    Окислительно-восстановительные реакции – обзор

    Жидкий аммиак как растворитель

    (64–67)

    Жидкий аммиак является наиболее известным и наиболее широко изученным неводным ионизирующим растворителем. Его наиболее заметным свойством является способность растворять щелочные металлы с образованием ярко окрашенных электропроводящих растворов, содержащих сольватированные электроны, а интригующие физические свойства и синтетическая полезность этих растворов уже обсуждались (стр. 77). Помимо этих замечательных растворов, большая часть химии жидкого аммиака может быть классифицирована по аналогии с соответствующими реакциями в водных растворах. Соответственно, мы кратко рассмотрим, в свою очередь, отношения растворимости, реакции метатезиса, кислотно-основные реакции, амфотеризм, сольваты и сольволиз, окислительно-восстановительные реакции и получение соединений в необычных степенях окисления.Сравнение физических свойств жидкости NH 3 (стр. 423) с таковыми воды (стр. 623) показывает, что NH 3 имеет более низкие т.пл., кип, плотность, вязкость, диэлектрическую проницаемость и электропроводность; это связано, по крайней мере частично, с более слабой связью H в NH 3 и тем фактом, что такая связь не может образовывать сшитые сети, поскольку каждая молекула NH 3 имеет только 1 неподеленную пару электронов по сравнению с 2 для каждого H 2 Молекула О. Ионная константа самодиссоциации жидкого NH 3 при -50°С составляет ~ 10 -33 моль 2 1 -2 .

    Большинство солей аммония легко растворимы в жидком NH 3 , как и многие нитраты, нитриты, цианиды и тиоцианаты. Растворимость галогенидов имеет тенденцию к увеличению от фторида к йодиду; растворимость солей многовалентных ионов обычно низкая, что позволяет предположить, что (как и в водных системах) эффекты энергии решетки и энтропии перевешивают энергию сольватации. Возможность образования Н-связи также влияет на растворимость, и в случае NH 4 I рентгеноструктурный анализ монокристалла моносольвата показывает наличие Н-связанного катиона N 2 H 7 + с расстоянием N–H ··· N 269 ± 5 пм. (68) Некоторые типичные значения растворимости при 25°C, выраженные в г на 100 г растворителя: NH 4 OAc 253,2, NH 4 NO 3 389,6, LiNO 3 6 2, 24902, NaNO 9002 KNO 3 10,4, NaF 0,35, NaCl 3,0, NaBr 138,0, NaI 161,9, NaSCN 205,5. Некоторые из этих растворимостей поразительно высоки, особенно если выразить их как количество молей растворенного вещества на 10 моль NH 3 , например: NH 4 NO 3 8,3, LiNO 3 6.1, НаСКН 4.3. Дополнительные данные при 25° и других температурах см. 69.

    Реакции метатезиса иногда обратны реакциям в водных системах из-за различных соотношений растворимости. Например, поскольку AgBr образует комплексный ион [Ag(NH 3 ) 2 ] + в жидком NH 3 , он легко растворим, тогда как BaBr 2 нет и может быть осажден:

    Ba (NO3) 2 + 2AGBR → Liq NH4BAB2 ↓ + 2agno3

    Реакции, аналогичные осаждению углом и нерастворимых оксидов из водного раствора:

    AGNO3 + KNH3 → Liq NH4AGNH3 ↓ + KNO33HGI2 + 6KNH3 → Liq NH4H43N2 ↓ 6KI + 4NH4

    Кислотно-основные реакции во многих системах растворителей можно рассматривать с точки зрения характерных катионов и анионов растворителя (см. 831)

    Solvent⇌Caracteristic Cation (кислота) + характерный анион (база) 2H3O⇌H4O + + OH-2NH3⇌NH5 + + OH3-

    на этом основании NH 4 + солей можно рассматривать как сольвокислоты в жидкий NH 3 и амиды в качестве сольвооснов. Необходимо следовать реакции нейтрализации, потенциометрически или даже с цветными индикаторами, такими как фенолфталеин:

    NH5NO3 + KNH3 → Liq NH4 KNO3 + 2nH4solvo-your Solvo-базовый солевой растворитель

    аналогично, может наблюдаться амфотерное поведение.Например, Zn(NH 2 ) 2 нерастворим в жидком NH 3 (как и Zn(OH) 2 в H 2 O), но растворяется при добавлении сольвоосновы KNH . 2 за счет образования K 2 [Zn(NH 2 ) 4 ]; это, в свою очередь, разлагается солями NH 4 + (сольвокислотами) с переосаждением амида:

    Сольваты, возможно, менее распространены в соединениях, полученных из жидких растворов аммиака, чем гидраты, осажденные из водных систем, но известно большое количество амминов, и их изучение легло в основу теории координационных соединений Вернера (1891–1895). Однако часто происходит сольволиз (аммонолиз) (ср. гидролиз). (65) Примеры:

    MIH + NH4 → MNH3 + H3M2IO + NH4 → MNH3 + MOHSICI4 → Templow [Si (NH3) 4] → 0∘ Si (NH) (NH3) 2 → 1200∘SI3N4

    амиды являются одним из наиболее плодовитых классов лигандов, и тема амидов металлов и металлоидов широко обсуждалась. (70)

    Особенно поучительны окислительно-восстановительные реакции. Если бы все термодинамически допустимые реакции в жидком NH 3 были кинетически быстрыми, то в этом растворителе не могло бы существовать более сильного окислителя, чем N 2 , и восстановителя, более сильного, чем H 2 .Используя данные для решений при 25 °: (64)

    4

    Кислотные растворы (1 м NH 4 + )

    NH5 + + E- = NH4 + 12H3 E ° = 0,0 В3НГ5 + + 12n2 + 3e- = 4NH4E ° = — 0,04V

    Основные решения (1 м NH 2 )

    NH4 + E- = NH3- + 12H3 E ° = 1,592Н4 + + 12n2 + 3E- = 3Nh3-E° = 1,55 В

    Очевидно, что при доступном диапазоне всего 0,04 В очень немногие виды термодинамически стабильны. Однако и пара водорода, и пара азота обычно демонстрируют «перенапряжения» ~1 В, так что в кислых растворах практический диапазон потенциалов для растворенных веществ составляет от +1,0 до -1,0 В. Точно так же в основных растворах практический диапазон простирается от от 2,6 до 0,6 В. Таким образом, можно работать в жидком аммиаке с частицами, которые являются чрезвычайно сильными восстановителями (например, щелочными металлами), а также с чрезвычайно сильными окислителями (например, перманганаты, супероксиды и озониды; стр. 609). По аналогичным причинам ион NO 3 эффективно инертен по отношению к NH 3 в кислом растворе, но в щелочных растворах N 2 медленно выделяется: − + Nh4

    Примером использования жидкого NH 3 для получения соединений элементов в необычных (низких) степенях окисления является последовательное восстановление K 2 [Ni(CN) 4 ] Na/Hg в наличие избытка CN : сначала образуется темно-красный димерный комплекс Ni 1 K 4 [Ni 2 (CN) 6 ], который в дальнейшем может быть восстановлен до желтого Ni 0 комплекс К 4 [Ni(CN) 4 ]. Соответствующие комплексы [Pd(CN) 4 ] 4– и [Pt(CN) 4 ] 4– могут быть получены аналогичным образом, хотя в этих последних системах нет признаков образования М I димер. Также был получен дитретарифосфиновый комплекс Pd 0 :

    [Pd{l,2-(PEt2) 2C6h5} 2]Br2→Na/Nh4[Pd{l,2-(PEt2) 2C6h5}2] + 2NaBr

    [Co III (CN) 6 ] 3– дает палево-желтый комплекс [Co I (CN) 4 ] 3– и 2 (CN) 8 ] 8− (см.димерный карбонил [Co 2 (CO) 8 ]).

    Жидкость NH 3 также широко используется в качестве препаративной среды для соединений, которые нестабильны в водных растворах, например:

    2PH4GENA + BR (CH3), BR → Liq NH4PH4GE (CH3) XGEPH4 + 2nabrme3SNX + Napet2 → Liq NH4ME3SNPET2 + 2NaX

    Ацетилиды щелочных металлов M 2 C 2 , MCCH и MCCR могут быть легко получены пропусканием C 2 H 2 или C 2 HR 2 жидкости HR в растворы щелочных металлов в O02 , и их можно использовать для синтеза широкого спектра ацетилидов переходных элементов, (71) e. G.:

    Ni (SCN) 2.6NH4 + 5KC2PH → Liq NH4K2 [Ni (C2PH) 4] .2NH4 + 2kscn + 4NH4K2 [Ni (C2Ph) 4] .2NH4 → Vack2 [NIII (C2PH) 4] + 2NH4 желтый

    Другие образцы: оранжево-красный K 3 [Cr III (C 2 H) 6 ], розово-розовый Na 2 [Mn II (C 2) 2 5 Me)4090 6 Me ], темно-зеленый Na 4− [Co II (C 2 Me) 6 ], оранжевый K 4 [Ni 0 (C 2 H)], 2 H) желтый K 6 [Ni I 2 (C 2 Ph) 6 ].Такие соединения часто являются взрывоопасными, хотя аналоги Cu I и Zn II не являются взрывоопасными, т.е. желтый Na[Cu(C 2 Me) 2 ], бесцветный K 2 [Cu(C 2 H) 3 ] и бесцветный K 2 [Zn(C

    5 2 ) 4 ].

    Галогениды аммония использовались в качестве универсальных реагентов в низкотемпературных твердофазных окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакциях. (72) Например, прямая реакция с соответствующим металлом при 270–300° дает аммонийные соли ZnCl 4 2– , LaCl 5 2– , YCl 3 , YBr 6 3- , CuCl 3 2- и др., тогда как Y 2 O 3 дает либо (NH 4 ) 3 YBr 6 , либо YOBr в зависимости от стехиометрического соотношения реагентов. Изучены также твердофазные реакции сульфата, нитрата, фосфатов и карбоната аммония.

    Окислительно-восстановительные реакции; Номера окисления и определение (обзор) — Справочник по Chem 103/104

    • Определение степени окисления элементов в соединениях и ионов.
    • Определите окислитель и восстановитель в окислительно-восстановительной реакции.

    | Основные понятия и резюме | Глоссарий | Упражнения в конце раздела |

    Рисунок 1: В электромобилях для движения используются электродвигатели, работающие от аккумуляторов, которые перезаряжаются и используются снова и снова. (кредит: модификация работы Роберта Коуз-Бейкера)

    Электрохимия — это изучение химических реакций, в результате которых вырабатывается электричество, и изменений, связанных с прохождением электрического тока через материю. Реакции включают перенос электрона и классифицируются как окислительно-восстановительные (или окислительно-восстановительные) реакции.

    Окислительно-восстановительные реакции

    В окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от одного вида реагентов к другому.

    • Окисление — это процесс, при котором реагент теряет электроны. После потери электронов реагент считается окисленным.
    • Восстановление — это процесс, при котором электроны присоединяются к реагенту. После приобретения электронов реагент считается восстановленным .
    • Окисляемый реагент обеспечивает электроны для реакции восстановления и называется восстановителем .
    • Восстанавливаемый реагент принимает электроны от реакции окисления и называется окислителем .

    Давайте рассмотрим реакцию между натрием и хлором с образованием хлорида натрия, чтобы проиллюстрировать эту концепцию и то, как применяются термины:

    2 Na(т) + Cl 2 (г)   →   2 NaCl(т)

    Может быть полезно рассматривать процесс в отношении каждого отдельного реагента в виде уравнения, называемого полуреакцией, где окислительная и восстановительная части реакции разделены и включает обмен электронами:

    Полуреакция Что происходит Тип реакции Условия
    2 Na → 2 Na + + 2 e Электроны теряются (электроны находятся в произведении уравнения) Окисление Na окисляется.Na — восстановитель
    Класс 2 + 2 e   →  2 Класс Получение электронов (электроны в реагентной части уравнения) Переходник Cl восстанавливается. Cl 2 является окислителем.

    Эти уравнения показывают, что атомы Na теряют электроны , тогда как атомы Cl (в молекуле Cl 2 ) приобретают электроны . Половина реакции Na была умножена на два, так что во время процесса приобретается и теряется равное количество электронов.

    Номера окисления

    Чтобы отслеживать обмен электронами во время реакции, ученые используют систему учета степеней окисления (или степеней окисления. ). Следующие рекомендации используются для присвоения степеней окисления каждому элементу в молекуле или ионе.

    1. Степень окисления атома в элементарном веществе равна нулю.
    2. Степень окисления одноатомного иона равна заряду иона.
    3. Числа окисления для обычных неметаллов обычно присваиваются следующим образом:
      • Галогены: -1 для F всегда, -1 для других галогенов, за исключением соединений с кислородом или другими более электроотрицательными галогенами.
      • Водород: +1 в сочетании с неметаллами, -1 в сочетании с металлами
      • Кислород: -2 в большинстве соединений, иногда -1 (так называемые пероксиды, O 2 2− ), очень редко -½ (так называемые супероксиды, O 2 ), положительные значения при в сочетании с F (значения различаются)
    4. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле или многоатомном ионе равна заряду молекулы или иона.

    Правильное соглашение для сообщения о расходах заключается в том, чтобы сначала написать число, а затем знак (например,г., 2+), а степень окисления записывается в обратной последовательности: за знаком следует цифра (например, +2). Это соглашение направлено на то, чтобы подчеркнуть различие между этими двумя связанными свойствами.

    Дополнительную информацию или практические задания по этой теме можно найти по адресу: Окислительно-восстановительные реакции (M3Q5-6)

    Пример 1

    Присвоение номеров окисления
    Следуйте инструкциям в этом разделе, чтобы присвоить номера окисления всем элементам следующих видов:

    1. В 2 Ю
    2. СО 3 2−
    3. Нет 2 SO 4

    Раствор

    1. В соответствии с директивой 3 степень окисления H равна +1. Поскольку есть два атома водорода, дающие в сумме +2, а сумма степеней окисления должна равняться нулю, сера должна иметь степень окисления -2.
    2. В соответствии с директивой 3 степень окисления O равна -2. Поскольку есть три атома кислорода, дающие в сумме -6, а степени окисления в сумме должны быть равны -2, сера должна иметь степень окисления +4.
    3. Для ионных соединений удобно присваивать степени окисления для катиона и аниона отдельно. Согласно директиве 2 степень окисления натрия равна +1.Предполагая обычную степень окисления для кислорода (-2 в соответствии с директивой 3), четыре атома кислорода дают в сумме -8, а степени окисления сульфата в сумме должны быть равны -2, сера должна иметь степень окисления +6.

    Check Your Learning
    Присвойте степени окисления элементам, атомы которых подчеркнуты в каждом из следующих соединений или ионов:

    1. К Н О 3
    2. Алюминий Н 3
    3. Н В 4 +
    4. H 2 P O 4

    Ответ:

    (а) с. ш., +5; (б) Al, +3; (в) N, −3; (г) П, +5

    Используя концепцию степени окисления, было установлено другое определение окислительно-восстановительной реакции.Окислительно-восстановительные (окислительно-восстановительные) реакции — это реакции, в которых один или несколько элементов претерпевают изменение степени окисления. Окисление происходит, когда степень окисления элемента увеличивается от реагента к продукту. Восстановление происходит при уменьшении степени окисления от реагента к продукту.

    Демонстрация: окислительно-восстановительный потенциал с медью и водородом

    Настройка. Кусок медного металла нагревают до очень высокой температуры, пока пламя не станет зеленым, а цвет меди не изменится с оранжево-медного на почти тусклый черный.Затем пламя выключают и H 2 (g) обдувают металлическую медь с помощью гигантского конуса. H 2 (g) удаляется и заменяется воздухом. Этот процесс повторяется несколько раз.

    Прогноз. Какая реакция приводит к тому, что цвет меди из металлического оранжевого становится тускнеющим черным? Какую роль играет H 2 (g)?

    Объяснение:  Когда медь нагревается, чистая металлическая медь вступает в реакцию с кислородом воздуха с образованием слоя оксида меди CuO.Степень окисления меди изменяется от нуля в чистой металлической меди до +2 в оксиде меди.

    2 Cu(s) + O 2 (g)  ⇌   2 CuO(s)

    Водород служит восстановителем, реагируя с CuO следующим образом:

    CuO(тв) + H 2 (ж) ⇌   H 2 O(ж) + Cu(тв)

    Водород окисляется со степени окисления от 0 до +1, а медь восстанавливается со степени окисления +2 до 0.

    Посмотрите короткое видео, показывающее испытательный запуск прототипа небольшого гибридного ракетного двигателя, который планируется использовать в новой системе космического запуска, разрабатываемой НАСА.Первые двигатели, загорающиеся в течение 3 секунд (зеленое пламя), используют смесь жидкого топлива и окислителя, а вторые, более мощные двигатели, загорающиеся в течение 4 секунд (желтое пламя), используют твердую смесь.

    Пример 2

    Описание окислительно-восстановительных реакций
    Определите, какие уравнения представляют окислительно-восстановительные реакции. Для всех окислительно-восстановительных реакций назовите элемент, который окисляется, и элемент, который восстанавливается.

    1. ZnCO 3 (т)   →   ZnO(т) +  CO 2 (г)
    2. 2 Ga(ж) + 3 Br 2 (ж)  →   2 GaBr 3 (с)
    3. 2 H 2 O 2 (водн.)   →   2 H 2 O(л)  +  O 2 (г)
    4. BaCl 2 (водн.)  + K 2 SO 4 (водн.)   →   BaSO 4 (тв.)  +  2 KCl (водн.)
    5. C 2 H 4 (ж) + 3 O 2 (ж)   →   2 CO 2 (ж) +  2 H 2 O(л)

    Раствор

    1. Это не окислительно-восстановительная реакция, так как степени окисления остаются неизменными для всех элементов.
    2. Это окислительно-восстановительная реакция. Галлий окисляется, его степень окисления увеличивается от 0 в Ga(ж) до +3 в GaBr 3 (т). Восстанавливающим агентом является Ga(ж). Бром восстанавливается, его степень окисления уменьшается от 0 в Br 2 (л) до -1 в GaBr 3 (с). Окислитель – Br 2 (л).
    3. Это окислительно-восстановительная реакция. Это особенно интересный процесс, так как в нем участвует один и тот же элемент, кислород, подвергающийся как окислению, так и восстановлению (так называемая реакция диспропорционирования ).Кислород окисляется, его степень окисления увеличивается от -1 в H 2 O 2 (водн.) до 0 в O 2 (г). Кислород также восстанавливается, его степень окисления уменьшается с -1 в H 2 O 2 (водн.) до -2 в H 2 O(ж). В реакциях диспропорционирования одно и то же вещество действует как окислитель и восстановитель.
    4. Это не окислительно-восстановительная реакция, так как степени окисления остаются неизменными для всех элементов.
    5. Это окислительно-восстановительная реакция (горение).Углерод окисляется, его степень окисления увеличивается от -2 в C 2 H 4 (ж) до +4 в СО 2 (ж). Восстановитель (топливо) C 2 H 4 (г). Кислород восстанавливается, его степень окисления уменьшается от 0 в O 2 (ж) до -2 в H 2 O(ж). Окислитель О 2 (г).

    Проверьте свои знания
    Это уравнение описывает производство хлорида олова (II):

    Sn(т) + 2 HCl(г)  →   SnCl 2 (т) + H 2 (г)

    Это окислительно-восстановительная реакция? Если да, укажите более конкретное название реакции, если это необходимо, и укажите окислители и восстановители.

    Ответ:

    Да, это окислительно-восстановительная реакция, так как степень окисления Sn изменяется от 0 до +2, а H изменяется от +1 до 0. Sn( s ) является восстановителем, HCl(г) является окислителем.

    Ключевые понятия и резюме

    Электрохимия — это изучение реакций, которые производят электричество и включают перенос электронов между реагентами, часто называемые окислительно-восстановительными реакциями. Реагент, потерявший электроны, окисляется и называется восстановителем.Реагент, который получает электроны, восстанавливается и называется окислителем. Окислительно-восстановительные реакции часто включают элементы в их стандартных состояниях и/или переходные металлы, но присвоение степеней окисления всем элементам в химической реакции поможет вам определить, является ли реакция окислительно-восстановительной реакцией и какие химические соединения восстанавливаются, а какие окисляются.

    Глоссарий

    электрохимия
    изучение химических реакций, в результате которых образуется электричество, и изменений, связанных с прохождением электрического тока через вещество.Реакции включают перенос электрона и классифицируются как окислительно-восстановительные реакции.

    полуреакция
    уравнение, в котором окислительная и восстановительная части реакции разделены и происходит обмен электронами

    окисление
    процесс, при котором реагент теряет электроны

    степени окисления (или степени)
    система учета для отслеживания обмена электронами во время реакции

    окислитель
    реагент, который восстанавливается и принимает электроны в результате реакции окисления

    восстановитель
    реагент, который окисляется и обеспечивает электроны для реакции восстановления

    восстановление
    процесс, при котором электроны присоединяются к реагенту

    1. Рассмотрим возможные степени окисления углерода.Заполните следующую таблицу степенями окисления для каждого элемента:
      Соединение С Х О
      C графит
      C 60 (бакминстерфуллерен)
      CO 2
      CH 4 (метан)
      CH 3 OH (метанол)
      H 2 CO (метаналь)
      HCOOH (метановая кислота)
      C 6 H 12 O 6 (глюкоза)
    2. Рассмотрим возможные степени окисления азота. Заполните следующую таблицу степенями окисления для каждого элемента:
      Соединение Н Х О
      Н 2
      HNO 3
      НЕТ 2
      НЕТ
      НХ 3
      НХ 4 +
    3. Укажите степени окисления каждого элемента в следующих соединениях:
      1. H 2 SO 4
      2. HClO 4
      3. Fe 2 О 3
      4. Pb 3 (ПО 4 ) 4
      5. Cu(№ 3 ) 2
      6. Н 2 О 2
      7. NaH
      8. KO 2 («супероксид», используемый в ребризерах для пожаротушения и горноспасательных работ для создания газа O 2 из газа CO 2 )
    4. Для каждой из следующих полуреакций определите, происходит ли окисление или восстановление.
      1. Fe 3+ (водн.) + 3 e → Fe(s)
      2. Cr(s) → Cr 3+ (водный) + 3 e
      3. MnO 4 2- (водн.) → MnO 4 (водн.) + e
      4. Li + (водн.) + e → Li(s)
    5. Для каждой из следующих несбалансированных полуреакций определите, происходит ли окисление или восстановление.
      1. 2 Класс (водн.) → Класс 2 (г)
      2. Mn 2+ (водн.) → MnO 2 (т)
      3. H 2 (г) → 2 H + (водн.)
      4. НЕТ 3 (водный) → НЕТ (г)
    1. Соединение С Х О
      C графит 0
      C 60 (бакминстерфуллерен) 0
      CO 2 +4 -2
      CH 4 (метан) -4 +1
      CH 3 OH (метанол) -2 +1 -2
      НСОН (метаналь) 0 +1 -2
      HCOOH (метановая кислота) +2 +1 -2
      C 6 H 12 O 6 (глюкоза) 0 +1 -2
    2. Соединение Н Х О
      Н 2 0
      HNO 3 +5 +1 -2
      НЕТ 2 +4 -2
      НЕТ +2 -2
      НХ 3 -3 +1
      НХ 4 + -3 +1
      1. Ч: +1; С: +6; О: -2
      2. Ч: +1; Кл: +7; О: -2
      3. Fe: +3; О: -2
      4. Пб: +4; П: +5; O: -2 (Подсказка: начните с разделения этого ионного соединения на катион и анион (Pb 4+ и PO 4 3-) и начните присваивать степени окисления)
      5. Cu: +2; Н: +5; О: -2
      6. Ч: +1; О: -1
      7. На: +1; Ч: -1
      8. К: +1; О: -½
      1. переходник
      2. окисление
      3. окисление
      4. сокращение
      1. окисление
      2. окисление
      3. окисление
      4. сокращение
    Комментарии
    Пожалуйста, используйте эту форму, чтобы сообщить о любых несоответствиях, ошибках или других вещах, которые вы хотели бы изменить на этой странице. Мы ценим ваши комментарии. 🙂

    Объяснение урока: Окислительно-восстановительные реакции | Nagwa

    В этом объяснителе мы научимся определять окислительно-восстановительные реакции и писать ионные уравнения для описания переноса электронов между окислителями и восстановителями.

    Окислительно-восстановительная реакция представляет собой комбинацию восстановления и окисления.

    Определение: окислительно-восстановительная реакция

    Окислительно-восстановительная реакция — это химическая реакция, включающая перенос электронов между химическими соединениями.

    При восстановлении электроны приобретаются, а при окислении электроны теряются.В окислительно-восстановительной реакции электроны переходят от одного вида к другому. Один вид окисляется и теряет электроны, которые затем принимаются другим видом, который восстанавливается.

    Определение: Восстановление

    Восстановление – это любая химическая реакция, в которой химическое соединение приобретает электроны.

    Определение: Окисление

    Окисление – это любая химическая реакция, в которой химическое соединение теряет электроны.

    Слово «окисление» происходит от слова «кислород», но не во всех реакциях окисления участвует кислород.Антуан Лавуазье впервые обнаружил реакции потребления кислорода, которые он назвал «окислениями». Позже химики поняли, что потребление кислорода для образования оксида связано с потерей электронов. поэтому термин «окисление» был расширен и теперь включает любую реакцию, связанную с потерей электронов.

    Примером реакции окисления, включающей кислород, является образование оксида кальция, также известного как негашеная известь, при контакте металлического кальция с кислородом: 2Ca()+O()2CaO()sgs2

    Продукт, оксид кальция, представляет собой ионное соединение, состоящее из иона Ca2+ и иона O2–.

    Во время этой реакции нейтральный твердый кальций становится ионом 2+, что означает, что он потерял электроны, чтобы сделать свой заряд более положительным. С другой стороны, каждый атом кислорода в газообразном кислороде превращается в ион 2-, а это означает, что каждый из них получил по два электрона, чтобы сделать их заряды более отрицательными. С кальций теряет электроны, он окисляется, а поскольку кислород приобретает электроны, он восстанавливается.

    С точки зрения получения или потери кислорода мы можем видеть, что атом кальция получает атом кислорода с образованием оксида кальция, и поэтому он окисляется.Атомы кислорода начинают связываться друг с другом, но каждый из них теряет другой кислород, чтобы связать его с атомом кальция, и поэтому они восстанавливаются.

    Когда кислород участвует в окислительно-восстановительной реакции, часто именно элемент восстанавливается, а атом, присоединивший кислород, окисляется. Однако, поскольку не все в окислительно-восстановительных реакциях участвует кислород, мы не можем полагаться только на это определение.

    Пример 1. Определение того, окисляется или восстанавливается соединение во время реакции

    Кусок оксида магния нагревают с водородом до тех пор, пока магний не будет извлечен. Оксид магния окисляется или восстанавливается?

    Ответ

    Этот вопрос задает нам определить, окисляется или восстанавливается оксид магния при нагревании с водородом. Другими словами, ион магния в оксиде магния, теряющем или приобретающем электроны с образованием твердого магния?

    Мы можем написать химическое уравнение реакции оксида магния с водородом: MgO+HMg+HO22

    Оксид магния представляет собой ионное соединение, состоящее из иона Mg2+ и иона O2–.Продукт, твердый элементарный магний, представляет собой нейтральный атом.

    Мы видим, что заряд атома кислорода как в MgO, так и в HO2 остается равным 2–.

    Заряд атома магния увеличивается с 2+ в MgO до 0 в Mg. Чтобы перейти от заряда 2+ к 0, магний должен по пути получить два электрона.

    Восстановление связано с приобретением электронов, поэтому магний был восстановлен.

    Мы могли бы также использовать определение восстановления как потерю кислорода, чтобы определить, что магний восстанавливается.

    Для того, чтобы узнать о сокращении и окисления в отсутствие кислорода, давайте рассмотрим реакцию между хлоридом цинка и магния: ZnCl () + Mg () MgCl () + Zn () 22aqsaqs

    В этой реакции, полоса металлического магния погружают в раствор хлорида цинка. Образование темного цвета слоя на полосе магния, в дополнение к образованию пузырьков, свидетельствует о том, что реакция имеет место. Теперь рассмотрим ионное уравнение этой реакции: Zn () + 2Cl () + Mg (), Mg () + 2Cl () + Zn () 2 + -2 + -aqaqsaqaqs

    В водном растворе, цинк существует в виде иона 2+.Тем не менее, продукт реакции твердого цинка, с зарядом 0. Для перехода от 2+ ион нейтрального атома, то он должен получить два электрона в процессе реакции. Так как он набирает электроны, цинк сокращается.

    Обратное верно для магния. В качестве реагента, магний находится в твердой, элементарной форме с зарядом 0. Однако, продукт реакции представляет собой водный раствор, содержащий ионы магния с зарядом 2+. Чтобы перейти от заряда 0 до заряда 2+ требует потери два электрона.Так как он теряет электроны, магний окисляется.

    Ионы хлора остаются неизменными от начала до конца реакции. Ионы, не изменяющиеся в ходе реакции, называются ионами-спектаторами. Поскольку их заряд не меняется, они не окисляются и не восстанавливаются. Полное ионное уравнение, приведенное выше, включает ионы-спектаторы, но мы также можем записать чистое ионное уравнение этой реакции, в котором они опущены: Zn()+Mg()Mg()+Zn()2+2+aqsaqs

    Чтобы помочь нам отличить окисление от восстановления, мы можем использовать пару мнемонических приемов.Следует запомнить одну фразу: «НЕФТЯНАЯ ВЫШКА» или «Окисление связано с потерей (электронов), восстановление связано с приобретением (электронов)».

    Другой вариант — фраза «Лев LEO говорит GER» или «Потерять электроны при окислении, получить электроны при восстановлении».

    Когда атом или ион получает электроны, его заряд становится более отрицательным. Когда нейтральный атом превращается в отрицательный ион, он приобретает электроны и восстанавливается. Кроме того, когда заряд положительного иона уменьшается, например, с 2+ до 1+ или с 1+ до 0, приобретая электроны и восстанавливаясь.

    Когда атом или ион теряет электроны, его заряд становится более положительным. Когда нейтральный атом превращается в положительный ион, он теряет электроны и окисляется. Кроме того, когда заряд отрицательного иона увеличивается, например, с 2- до 1- или до нуля, он теряет электроны и становится меньше. окисленный.

    Пример 2. Идентификация реакции восстановления в химическом уравнении

    Рассмотрим уравнение

    1. Какая стрелка показывает восстановление?
    2. Какая стрелка связана с потерей электронов?
    3. Какая стрелка указывает на прирост электронов?

    Ответ

    Часть 1

    Восстановление – это процесс, при котором вещество приобретает электроны.Когда вещество приобретает электроны, его заряд уменьшается или становится более отрицательным.

    Чтобы ответить на этот вопрос, нам нужно определить заряды реагентов и продуктов. Помещение этой информации в таблицу может быть полезной визуализацией. Напомним, что заряд нейтрального атома или молекулы равен нулю.

    Реагент Заряд
    Стрелка Виды продукта заряда Изменение заряда
    хлору 0 1 -1
    Б Бром 1− 0 +1

    Из химического уравнения и приведенной выше таблицы видно, что для стрелки B заряд брома изменяется от 1− до 0 в течение Реакция.Это изменение представляет собой увеличение заряда в результате потери электронов. Потеря электронов означает, что бром окислился.

    С другой стороны, в таблице показано, что стрелка A соответствует превращению хлора из нейтрального иона в отрицательную молекулу. Его заряд изменяется от 0 до 1−. Это изменение представляет собой уменьшение заряда из-за приобретения электронов. Прирост электронов означает, что хлор был восстановлен.

    Стрелка, показывающая уменьшение, когда электроны присоединяются, а заряд уменьшается, — это стрелка A.

    Часть 2

    Если атом или элемент теряет отрицательно заряженные электроны, он окисляется, и его заряд становится более положительным или увеличивается.

    Стрелка А показывает уменьшение заряда хлора от 0 до 1−. Это соответствует приросту электронов, поэтому стрелка А неверна.

    Стрелка B показывает увеличение заряда брома от 1− до 0. Увеличение заряда происходит в результате потери электронов, и, следовательно, стрелка В — правильный ответ.

    Часть 3

    Когда ион или атом приобретают отрицательно заряженные электроны, его заряд уменьшается.

    Стрелка B показывает увеличение заряда брома от 1− до 0. Увеличение заряда происходит в результате потери электронов, и, следовательно, стрелка B неверна.

    Стрелка А показывает уменьшение заряда хлора от 0 до 1−. Это соответствует приросту электронов, поэтому стрелка А является правильным ответом.

    Хлорид натрия представляет собой ионное соединение, состоящее из ионов натрия и хлорида.Поскольку атомы натрия теряют электроны, чтобы перейти от нейтрального атома к иону 1+, они окисляются. И наоборот, атомы хлора получают электроны, чтобы перейти от нейтрального атома к иону 1-, и поэтому они восстанавливаются.

    До сих пор мы определяли окисление как потерю электронов. Другой взгляд на этот процесс состоит в том, что окисление включает передачу электрона другому химическому веществу. разновидность. В приведенном выше примере натрий отдает электрон хлору, образуя ионную связь. Из-за этого натрий вызывает восстановление хлора, давая ему дополнительную электрон.Таким образом, мы можем назвать натрий «восстановителем», поскольку он вызывает восстановление хлора. При этом сам восстановитель окисляется, так как теряет электроны, которые он отдает другим видам.

    И наоборот, хлор принимает электрон от натрия, вызывая окисление натрия. Мы называем хлор «окислителем». Сам окислитель уменьшается, поскольку он получает электроны, пожертвованные другими видами.

    Определение: Восстановитель

    Восстановитель – это химическое вещество, которое восстанавливает другое химическое вещество, окисляясь при этом само.

    Определение: Окислитель

    Окислитель – это химическое вещество, которое окисляет другое химическое вещество, восстанавливаясь при этом само.

    Если еще раз посмотреть на образование негашеной извести, то можно определить окислитель и восстановитель: 2Ca()+O()2CaO()sgs2

    Оксид кальция представляет собой ионное соединение, состоящее из ионов Ca2+ и ионов O2–. Кальций начинается как нейтральный атом и заканчивается ионом 2+. Заряд кальция увеличивается, поэтому он окисляется.

    Кислород начинается с нейтрального атома и заканчивается ионом 2−. Заряд кислорода уменьшается, и поэтому он уменьшается.

    В ходе реакции атом кальция отдает свой электрон атому кислорода. Поскольку атом кислорода восстанавливается, восстановителем является кальций. То атом кальция при этом сам окисляется.

    Атом кислорода получает электроны от атома кальция, что позволяет кальцию окисляться. Это делает кислород окислителем, который затем восстанавливается.

    Пример 3: Идентификация характеристик окисленных частиц

    Что из следующего является окисляемым субстратом?

    1. Катионные соединения
    2. Анионные соединения
    3. Нейтральные соединения
    4. Восстановитель
    5. Окислитель

    Ответ

    Поскольку окисление относится к потере электронов, субстрат, который окисляется может терять электроны в ходе реакции.

    Поскольку окисленный субстрат будет отдавать электроны другим частицам для его восстановления, мы также можем называть окисленные частицы «восстановителями». агент». Восстановитель — это химическое вещество, которое восстанавливает другое химическое вещество, окисляясь при этом само. Это соответствует приведенному описанию в выборе D.

    Таким образом, правильный ответ: выбор D, восстановитель.

    Пример 4. Определение того, является ли вещество окислителем или восстановителем по химическому уравнению

    Рассмотрим следующее уравнение: Ni()+PbCl()Pb()+NiCl()saqsaq22

    Заполните пропуск: Никель может быть описан как .

    1. восстановитель, потому что ионы свинца присоединяют электроны
    2. окислитель, потому что атомы никеля присоединяют электроны
    3. окислитель, потому что ионы свинца присоединяют электроны
    4. восстановитель, потому что атомы никеля присоединяют электроны

    Ответ

    2 2
  1. 9 вопрос заключается в том, чтобы определить, является ли никель окислителем или восстановителем в данной реакции и почему.

    В окислительно-восстановительной реакции восстановителем является химическое вещество, которое восстанавливает другое химическое соединение, окисляясь при этом само. Окислитель – это химический вид, который окисляет другой химический вид, а сам восстанавливается. Таким образом, ключом к ответу на этот вопрос является определение того, как заряд на никель изменяется в ходе реакции.

    В качестве реагента никель находится в своей элементарной твердой форме без заряда. К концу реакции никель образует ионное соединение хлорида никеля в водный раствор. В этом растворе есть ионы хлорида 1- и ионы никеля 2+.

    Мы видим, что заряд никеля увеличился с 0 до 2+. Увеличение заряда свидетельствует о том, что никель потерял электроны во время реакция. Таким образом, никель окислился. Таким образом, окисляясь, никель, вероятно, является восстановителем, поэтому правильный ответ должен быть «выбор». A или вариант D.

    Чтобы различить эти два варианта, мы должны определить, приобретают ли электроны во время реакции ионы свинца или атомы никеля.

    Мы уже определили, что заряд никеля становится более положительным и, следовательно, теряет электроны. С другой стороны, свинец начинается как 2+ в растворе и превращается в нейтральное твердое вещество с зарядом 0,

    Уменьшение заряда свинца предполагает, что он был восстановлен и, следовательно, получил электроны.

    Правильный ответ — выбор А.

    Ключевые моменты

    • «Окислительно-восстановительная» реакция — это реакция, которая включает перенос электронов от одной молекулы, элемента или иона к другой.
    • В окислительно-восстановительной реакции одно вещество окисляется, а другое восстанавливается.
    • Окисление включает потерю электронов. Восстановление включает в себя приобретение электронов. Мы можем запомнить эти определения по аббревиатуре «OIL RIG».
    • Мы можем наблюдать изменение заряда молекулы, атома или иона от реагентов к продуктам, чтобы определить, приобрели они или потеряли электроны.
    • Вещество, восстанавливающее другие виды, известно как восстановитель. Восстановитель сам окисляется.
    • Вещество, которое окисляет другое вещество, известно как окислитель. Окислитель сам восстанавливается.

    Составление ионных уравнений для окислительно-восстановительных реакций

     

    Разработка электронных полууравнений и их использование для построения ионных уравнений

    В приведенном выше примере мы получили электронные полууравнения, начав с ионного уравнения и извлекая из него отдельные полуреакции. Это делает все совершенно неправильно!

    В действительности вы почти всегда начинаете с электронных полууравнений и используете их для построения ионного уравнения.

    Пример 1: Реакция между хлором и ионами железа(II)

    Газообразный хлор окисляет ионы железа(II) до ионов железа(III). В процессе хлор восстанавливается до ионов хлора.

    Вы должны знать это или вам должен сказать экзаменатор. При построении уравнений довольно многое можно решить по мере продвижения, но вам нужно с чего-то начинать!

    Вы начинаете с того, что записываете то, что знаете о каждой из полуреакций. В случае с хлором вы знаете, что хлор (в виде молекул) превращается в ионы хлора:

    Класс 2      Кл

    Первое, что нужно сделать, это сбалансировать атомы, которые у вас есть, насколько это возможно:

    Класс 2      2Кл

    ВСЕГДА проверяйте баланс существующих атомов, прежде чем делать что-либо еще. Если вы забудете это сделать, все остальное, что вы будете делать потом, будет пустой тратой времени!

    Теперь вам нужно что-то добавить в полууравнение, чтобы оно полностью сбалансировалось.

    Все, что вам разрешено добавлять:

    В случае с хлором единственное, что неверно в существующем уравнении, которое мы создали до сих пор, это то, что заряды не уравновешиваются. Левая часть уравнения не имеет заряда, а правая несет 2 отрицательных заряда.

    Это легко исправить, добавив два электрона в левую часть. Финальная версия полуреакции:

    Класс 2 + 2e    2Кл

    Теперь повторите это для ионов железа(II). Вы знаете (или вам говорят), что они окисляются до ионов железа (III). Запишите это:

    Fe 2+    Fe 3+

    Атомы уравновешиваются, а заряды нет. С правой стороны 3 положительных заряда, а с левой только 2.

    Вам нужно уменьшить количество положительных зарядов в правой части. Это легко сделать, добавив электрон с этой стороны:

    .

    Fe 2+    Fe 3+  +  e

    Объединение полуреакций для составления ионного уравнения реакции

    На данный момент у нас есть это:

    Очевидно, что реакция железа должна произойти дважды на каждую вступившую в реакцию молекулу хлора.Учтите это, а затем сложите два полууравнения вместе.

    Но не останавливайтесь на достигнутом!! Убедитесь, что все уравновешено — атомы и заряды. Очень легко сделать небольшие ошибки, особенно если вы пытаетесь умножить и сложить более сложные уравнения.

    Итак, окончательное ионное уравнение:

    Cl 2  +  2Fe 2+    2Cl  +  2Fe 3+

    Вы заметите, что я не удосужился включить электроны в дополненную версию.Если подумать, в каждой части окончательного уравнения обязательно должно быть одно и то же число, и поэтому они сокращаются. Если вас это не устраивает, запишите их, а потом вычеркните!

     

    Пример 2. Реакция пероксида водорода с ионами манганата(VII)

    Первым примером был простой пример химии, с которым вы, возможно, уже сталкивались. Этот метод работает так же хорошо для более сложной (и, возможно, незнакомой) химии.

    Ионы манганата(VII), MnO 4 , окисляют пероксид водорода, H 2 O 2 , до газообразного кислорода. Реакцию проводят с раствором манганата калия(VII) и раствором перекиси водорода, подкисленным разбавленной серной кислотой.

    В ходе реакции ионы манганата(VII) восстанавливаются до ионов марганца(II).

    Начнем с полууравнения перекиси водорода. Что мы знаем:

    Н 2 О 2    О 2

    Кислород уже сбалансирован.Что с водородом?

    В это уравнение можно добавить только воду, ионы водорода и электроны. Если вы добавите воду, чтобы получить дополнительные атомы водорода, необходимые в правой части, вы снова испортите кислород — это явно неправильно!

    Добавьте два иона водорода в правую часть.

    H 2 O 2    O 2  +  2H +

    Теперь все, что вам нужно сделать, это сбалансировать расходы.Вы должны были бы добавить 2 электрона к правой стороне, чтобы сделать общий заряд с обеих сторон равным нулю.

    H 2 O 2    O 2  +  2H +  +  2e

     

    Теперь полууравнение манганата(VII):

    Вы знаете (или вам сказали), что ионы манганата(VII) превращаются в ионы марганца(II). Запишите это.

    MnO 4    Mn 2+

    Баланс марганца, но вам нужно четыре кислорода с правой стороны.Они могут появиться только из воды — это единственная кислородсодержащая вещь, которую вам разрешено вписывать в одно из этих уравнений в кислотных условиях.

    MnO 4    Mn 2+  +  4H 2 O

    Сделав это, мы добавили немного водорода. Чтобы сбалансировать их, вам понадобится 8 ионов водорода с левой стороны.

    MnO 4  +  8H +    Mn 2+  +  4H 2 O

    Теперь, когда все атомы сбалансированы, все, что вам нужно сделать, это сбалансировать заряды.На данный момент в левой части 7+ сборов (1- и 8+), но только 2+ в правой. Добавьте 5 электронов в левую часть, чтобы уменьшить 7+ до 2+.

    MnO 4 + 8H +  + 5e    Mn 2+  +  4H 2 O

    Это типичное полууравнение, которое вам нужно будет решить. Последовательность обычно такая:

    • Сбалансируйте атомы, кроме кислорода и водорода.

    • Сбалансируйте кислород, добавив молекулы воды.

    • Сбалансируйте водород, добавив ионы водорода.

    • Уравновешивайте заряды, добавляя электроны.

    Объединение полуреакций для составления ионного уравнения реакции

    Мы получили два полууравнения:

    Вы должны перемножить уравнения так, чтобы в обоих участвовало одинаковое количество электронов.В этом случае все получилось бы хорошо, если бы вы перенесли 10 электронов.

    Но на этот раз ты еще не закончил. При проверке балансировки вы должны заметить, что в обеих частях уравнения присутствуют ионы водорода:

    Вы можете упростить это, вычитая 10 ионов водорода с обеих сторон, чтобы оставить окончательную версию ионного уравнения, но не забудьте проверить баланс атомов и зарядов!

    2MNO 4 + 6H + + 5H 2 O 2 2MN 2+ + 8H 2 O + 5O 2

    Вы часто обнаружите, что ионы водорода или молекулы воды появляются по обе стороны ионного уравнения в сложных случаях, построенных таким образом. Всегда проверяйте, а затем упрощайте, где это возможно.

     

    Пример 3: Окисление этанола подкисленным дихроматом калия(VI)

    Этот метод можно также использовать в примерах, связанных с органическими химическими веществами. Раствор дихромата(VI) калия, подкисленный разбавленной серной кислотой, используют для окисления этанола CH 3 CH 2 OH до этановой кислоты CH 3 COOH.

    Окислителем является ион дихромата(VI), Cr 2 O 7 2- .Он восстанавливается до ионов хрома (III), Cr 3+ .

    Сначала мы составим полууравнение этанола и этановой кислоты. Используя те же этапы, что и раньше, начните с записи того, что вы знаете:

    .

    CH 3 CH 2 OH      CH 3 COOH

    Сбалансируйте кислород, добавив молекулу воды в левую часть:

    CH 3 CH 2 OH + H 2 O     CH 3 COOH

    Добавьте ионы водорода в правую часть, чтобы сбалансировать водороды:

    CH 3 CH 2 OH  + H 2 O     CH 3 COOH  +  4H +

    И, наконец, сбалансируйте заряды, добавив 4 электрона с правой стороны, чтобы получить общий нулевой заряд с каждой стороны:

    CH 3 CH 2 OH  + H 2 O     CH 3 COOH  +  4H +  +  4e

    Полууравнение дихромата(VI) содержит ловушку, в которую попадается множество людей!

    Начните с записи того, что вы знаете:

    Cr 2 O 7 2-    Cr 3+

    Что люди часто забывают сделать на этом этапе, так это сбалансировать хромы. Если вы этого не сделаете, вы обречены на получение неправильного ответа в конце процесса! Когда вы придете к уравновешиванию зарядов, вам придется записать неправильное число электронов, а это значит, что ваши коэффициенты умножения будут неправильными, когда вы придете к сложению полууравнений. . . Полная трата времени!

    Cr 2 O 7 2-    2Cr 3+

    Теперь сбалансируйте кислород, добавив молекулы воды. . .

    Cr 2 O 7 2-    2Cr 3+  +  7H 2 O

    .. . и водороды путем добавления ионов водорода:

    Cr 2 O 7 2-  +  14H +    2Cr 3+  +  7H 2 O

    Теперь все, что нужно сбалансировать, это заряды. Добавьте 6 электронов к левой стороне, чтобы получить 6+ с каждой стороны.

    Cr 2 O 7 2- + 14H +  + 6e    2Cr 3+ 3 + 9 7H 2

    5

    Объединение полуреакций для составления ионного уравнения реакции

    На данный момент у нас есть:

    CH 3 CH 2 OH  + H 2 O     CH 3 COOH  +  4H +  +  4e

    Cr 2 O 7 2- + 14H +  + 6e    2Cr 3+ 3 + 9 7H 2

    5

    Какие множители для уравнений на этот раз? Самый простой способ выяснить это — найти наименьшее количество электронов, на которое будут делиться как 4, так и 6 — в данном случае на 12.Это означает, что вы можете умножить одно уравнение на 3, а другое на 2.

    Как определить окислительно-восстановительную реакцию

    Прежде чем научиться определять окислительно-восстановительную реакцию, необходимо понять, что подразумевается под окислительно-восстановительной реакцией. Окислительно-восстановительные реакции рассматриваются как реакции переноса электрона. Он включен как в органическую химию, так и в неорганическую химию. Он получил свое название «окислительно-восстановительный», потому что окислительно-восстановительная реакция состоит из реакции окисления и реакции восстановления. Определение степени окисления является ключевым моментом в идентификации окислительно-восстановительной реакции.В этой статье обсуждаются типы окислительно-восстановительных реакций, приводятся примеры для каждой окислительно-восстановительной реакции, полуреакции в окислительно-восстановительной реакции, а также объясняются правила определения степеней окисления и вариации степеней окисления.

    Что такое окислительно-восстановительная реакция

    Кислотно-основные реакции характеризуются процессом переноса протона, аналогично окислительно-восстановительные или окислительно-восстановительные реакции включают процесс переноса электрона. Окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций, а именно реакции окисления и реакции восстановления. Реакция окисления включает потерю электронов, а реакция восстановления включает принятие электронов. Следовательно, окислительно-восстановительная реакция состоит из двух компонентов: окислитель подвергается полуреакции окисления, а восстановитель подвергается полуреакции восстановления. Степень восстановления в окислительно-восстановительной реакции равна степени окисления; это означает, что количество электронов, потерянных окислителем, равно количеству электронов, принятых восстановителем. Это сбалансированный процесс с точки зрения электронного обмена.

    Как определить окислительно-восстановительную реакцию

    Найти номер окисления:

    Чтобы идентифицировать окислительно-восстановительную реакцию, сначала нам нужно знать степень окисления каждого элемента в реакции. Мы используем следующие правила для присвоения степеней окисления.

    • Свободные элементы, которые не соединяются с другими, имеют нулевую степень окисления. Так, атомы в H 2 , Br 2 , Na, Be, Ca, K, O 2 и P 4 имеют одинаковую нулевую степень окисления.

    • Для ионов, состоящих только из одного атома (одноатомные ионы), степень окисления равна заряду иона. Например:

    Na + , Li + и K + имеют степень окисления +1.
    F , I , Cl и Br имеют степень окисления -1.
    Ba 2+ , Ca 2+ , Fe 2+ и Ni 2+ имеют степень окисления +2.
    O 2- и S 2- имеют степень окисления -2.
    Al 3+ и Fe 3+ имеют степень окисления +3.

    • Наиболее распространенная степень окисления кислорода равна -2 (O 2- : MgO, H 2 O), но у перекиси водорода она равна -1 (O2 2- : H 2 O 2 ).

    • Наиболее распространенная степень окисления водорода +1. Однако, когда он связан с металлами группы I и группы II, степень окисления равна -1 (LiH, NaH, CaH 2 ).
    • Фтор (F) показывает степень окисления только -1 во всех своих соединениях, другие галогены (Cl , Br и I ) имеют как отрицательные, так и положительные степени окисления.

    • В нейтральной молекуле сумма всех степеней окисления равна нулю.

    • В многоатомном ионе сумма всех степеней окисления равна заряду иона.

    • Числа окисления должны быть не только целыми числами.

    Пример: Ион супероксида (O2 2-) – Кислород имеет степень окисления -1/2.

    Определите реакцию окисления и реакцию восстановления:

    Рассмотрим следующую реакцию.

    2Ca + O2(г) -> 2CaO(т)

    Этап 1: Определите окислитель и восстановитель.Для этого нам нужно определить их степени окисления.

    2Ca + O 2 (ж) —> 2CaO(т)
    0           0                (+2) (-2)

    Оба реагента имеют нулевую степень окисления. Кальций увеличивает свою степень окисления от (0) -> (+2). Следовательно, это окислитель. И наоборот, в кислороде степень окисления уменьшается с (0) -> (-2). Следовательно, кислород является восстановителем.

    Этап 2: Напишите полуреакции окисления и восстановления. Мы используем электроны, чтобы сбалансировать заряды с обеих сторон.

    Окисление: Ca(s)     —>   Ca 2+ + 2e ——(1)
    Восстановление: O 2 + 4e —>  2O 2-         ——(2)

    Этап 3: Получение окислительно-восстановительной реакции. Добавляя (1) и (2), мы можем получить окислительно-восстановительную реакцию. Электроны в полуреакциях не должны появляться в сбалансированной окислительно-восстановительной реакции. Для этого нужно умножить реакцию (1) на 2, а затем сложить с реакцией (2).

    (1) * 2 + (2):
    2CA (S) -> 2CA 2+ + 4E — (1)
    O 2 + 4E -> 2O 2- — (2)
    —————————————————————————-
    2Ca + O2(г)                   —> 2CaO(s)

    Выявление окислительно-восстановительных реакций

    Пример: Рассмотрим следующие реакции.Какая из них похожа на окислительно-восстановительную реакцию?

    Zn(s) + CuSO 4 (водн.)     —> ZnSO 4 (водн. ) + Cu(s)

    HCl(водн.) + NaOH(водн.) -> NaCl(водн.) + H 2 O(л)

    В окислительно-восстановительной реакции изменяются степени окисления реагентов и продуктов. Должны быть окислители и восстановители. Если степени окисления элементов в продуктах не изменяются, то это нельзя считать окислительно-восстановительной реакцией.

    Zn (S) + CUSO 4 (AQ) -> ZNSO 4 (AQ) + Cu (S)
    Zn (0) Cu (+2) Zn (+2) CU (0)
    S (+ 6)                                   S (+6)
                      O (-2)                     O (-2)

    Это окислительно-восстановительная реакция.Потому что цинк является окислителем (0 -> (+2), а медь является восстановителем (+2) -> (0).

    HCl(вод)         +   NaOH(вод)                —>   NaCl(вод)         +   H 2 O(l)
    H(+1),Cl (-1)      Na(+1), O(-2), H (+1)           Na(+1) , Cl (-1)      H(+1), O(-2)

    Это не окислительно-восстановительная реакция. Потому что реагенты и продукты имеют одинаковые степени окисления. H (+1), Cl (-1), Na (+1) и O (-2)

    Типы окислительно-восстановительных реакций

    Существует четыре различных типа окислительно-восстановительных реакций: реакции сочетания, реакции разложения, реакции замещения и реакции диспропорционирования.

    Комбинированные реакции:

    Реакции сочетания – это реакции, в которых два или более веществ объединяются с образованием одного продукта.
    A          + B             —> C
    S(s)     + O 2 (g)     —> SO

    3 Mg(т) + N 2 (г) —> Mg 3 N 2 (т)
    Mg(0)       N(0)           Mg(+2), N(-3)

    Реакции разложения:

    В реакциях разложения соединение распадается на два или более компонентов.Это противоположно комбинированным реакциям.

    C -> A + B
    2HGO (S) -> 2HG (L) + O 2 (G)
    Hg (+2), O (-2) Hg (0) O (0)

     

    2 NaH (т)         —->  2 Na (т) + H 2 (г)
    Na(+1), H(-1)               Na(0)      H(0)

    2 KClO 3 (т)      —>  2KCl(т) + 3O 2 (г)

    Реакции смещения:

    В реакции замещения ион или атом в соединении заменяется ионом или атомом другого соединения. Реакции замещения имеют широкий спектр применения в промышленности.

    А + ВС —> АС + В

    Водородный водоизмещение

    :

    Все щелочные металлы и некоторые щелочные металлы (Ca, Sr и Ba) замещаются водородом из холодной воды.

    2Na(т) + 2H 2 O (ж) -> 2NaOH (водн.) + H 2 (г)
    Ca(т) + 2H 2 O (ж)   —> Ca(OH) 2 (водн.) + H 2 (г)

    Объем металла:

    Некоторые металлы в элементарном состоянии могут вытеснять металл в соединении.Например, цинк заменяет ионы меди, а медь может заменять ионы серебра. Реакция замещения зависит от места активности ряда (или электрохимического ряда).

    Zn(s) + CuSO 4 (водн.) -> Cu(s) + ZnSO 4 (водн.)

    Галоген с рабочим объемом:

    Ряд активности для реакций замещения галогена: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 . По мере продвижения по ряду галогенов сила окислительной способности снижается.

    Cl 2 (г) + 2KBr (водн.)  —> 2KCl (водн.)  + Br 2 (л)
    Cl 2 (г) + 2KI (водн.)    —> 2KCl (водн.) +  I (к)
    Br 2 (л) +  2I (водн.)      —> 2Br (водн.)    +  I 2 (к)

    Реакции диспропорционирования:

    Это особый тип окислительно-восстановительной реакции. Элемент в одной степени окисления одновременно окисляется и восстанавливается. В реакции диспропорционирования один реагент всегда должен содержать элемент, который может иметь не менее трех степеней окисления.

    2H 2 O 2 (водн.) —>  2H 2 O (л) + O 2 (г)

    Здесь степень окисления в реагенте равна (-1), она увеличивается до нуля в O 2 и уменьшается до (-2) в H 2 O. Степень окисления в водороде в реакции не изменяется.

    КАК ОПРЕДЕЛИТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНУЮ РЕАКЦИЮ – Резюме

    Окислительно-восстановительные реакции считаются реакцией переноса электрона.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск