Окислительно-восстановительные реакции

СаСО3 = СаО + СО2
Химические реакции:
- без изменения степени окисления:
- С изменением степени окисления:
2Ag2O = 4Ag + O2
+1
-2
0
0

Степень окисления – это условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной элеткроотрицательностью (ОЭО) и что все связи между атомами в молекуле ионные.
Принимает положительные, отрицательные и нулевое значения.

Валентность характеризует способность атомов образовывать химические связи с атомами других элементов.
Имеет всегда положительное значение и изображается чертой (одна электронная пара).

HNO3
H
N
O
O
O
+1
-2
-2
-2
+5
c.о. N = +5 В = V
Валентность совпадает со степенью окисления

S
H
H
O
O
O
S
+1
+1
-2
-2
-2
-2
+6
с.о. S = +6 В=6
= -2 В=2
Σс.о.(S) = +2
Валентность не совпадает с суммарной степенью окисления серы.

Постоянную степень окисления имеют:
- атомы щелочных металлов +1;
- атомы щелочноземельных металлов +2;
водород +1;
водород в гидридах –1;
кислород –2 ;
кислород в перикисях (–О–О–) –1;
- галогены в бинарных соединениях с металлами и водородом –1.

Окисление:
Cr+3 - 3e→ Cr+6; Al0 - 3e→ Al+3;
Cl–- 6e→Cl+5
Окислением называется процесс отдачи электронов атомами, ионами, молекулами. Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями

Восстановление:
Clo + 1e → Cl–; So + 2e→ S–2;
No + 3e→ N–3
Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, ионами, молекулами. Частицы, присоединяющие электроны, называются окислителями.

Число электронов, отданных восстановителем, = числу электронов, принятых окислителем.

Основные окислители и восстановители
Элементы в высших с.о. являются окислителями
(могут только принимать электроны)
H2SO4
+6
S
0
2s2 2p4
S
+6
2s0 2p0
Примеры: HNO3, K2Cr2O7, KMnO4, Fe(OH)3

Элементы в низших с.о. являются
восстановителями
(могут только отдавать электроны)
H2S
-2
S
0
2s2 2p4
S
-2
2s2 2p6
Примеры: NH3, KCl, NaBr, PH3
Металлы - Ca, Zn, Al, Fe

Элементы в промежуточных с.о. являются
проявляют окислительно-восстановительную
двойственность
(могут и отдавать и принимать электроны)
H2SО3
+4
S
0
2s2 2p4
S
+4
2s2 2p0
Примеры: НNО2, K2SO3, HClO3, Fe(OH)2
H2, S, N2, Cl2

Основные окислители и восстановители

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Метод электронного баланса
NaNO2+H2SO4+KMnO4→NaNO3+MnSO4+K2SO4+ H2O
1) определяют элементы, меняющие степень окисления в левой и правой частях
Na N+3O2+H2SO4+KMn+7O4 → NaN+5O3+ Mn+2SO4 +
+K2SO4 + H2O
2) составляют электронные уравнения
N+3 – 2 → N+5
Mn+7 + 5 → Mn+2

3) находят дополнительные множители и указывают характер процессов
N+3 – 2 → N+5 5 восст-ль, ок-е
Mn+7 + 5 → Mn+2 2 ок-ль, восст-е
4) полученные множители переносят в общее уравнение
5Na N+3O2 + H2SO4 + 2KMn+7O4 → 5NaN+5O3 +
+2Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

5) остальные коэффициенты подбираются в последовательности:
уравнивается число атомов металлов (кроме окислителя и восстановителя);
- уравнивается число атомов неметаллов (кроме окислителя и восстановителя);
- уравнивается число атомов водорода;
- проверка по кислороду – число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым.

5Na N+3O2 + 3H2SO4 + 2KMn+7O4 → 5NaN+5O3+
+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 3H2O
30 [O] = 30[O]

Типы ОВР
1) Межмолекулярная ОВР – реакция, в которой в качестве окислителя и восстановителя выступают частицы разных веществ.
Mn+4O2 + 4HBr –1 =Mn+2Br2 + Br2 + 2H2O
ок-ль в-ль

2) Реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – ОВР, в которой в качестве окисления и восстановления выступают атомы одного и того же элемента, входящие в состав разных молекул одного и того же вещества
N+4O2 + H2O → HN+3O2 + HN+5O3
N+4 + 1
= N+3 (ок-ль)
N+4 – 1
= N+5 (в-ль)

3) Внутримолекулярная ОВР – реакция, в которой в качестве окислителя и восстановителя выступают атомы разных элементов одной и той же молекулы вещества.
2KCl+5O
=2KCl–1 + O
ок-ль в-ль

ОВР с участием
Азотная кислота HNO3

Серная кислота H2SO4
Разбавленная серная кислота
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

Концентрированная серная кислота