Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительные реакции -
это химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.
Степень окисления
В молекулах с ионной связью она совпадает с зарядом иона, напр. в соединении NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1.
В ковалентных соединениях за степень окисления принимают условный заряд, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов
0 0 +4 -2
S + O2 = S O2

Степень окисления
Степень окисления указывается над символом элемента арабской цифрой со знаком ( +, -, 0) и может быть:
отрицательной – у атомов, которые приняли электроны от других атомов (Cl-);
положительной - у атомов, которые отдали свои электроны другим атомам (Na+). В основном это у металлов.
нулевой - у атомов простых веществ (Н2, О2).

Необходимо знать, что:
высшая степень окисления, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в П.С. В ее образовании принимают участие все валентные электроны атома.
низшая степень окисления металлов равна нулю, у неметаллов она рассчитывается: от числа 8 надо отнять номер группы, в которой находится элемент.
значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными.

Необходимо знать, что:
металлы во всех сложных соединениях имеют положительные степени окисления.
неметаллы могут иметь и положительные, и отрицательные степени окисления. В соединениях с металлами и водородом степени окисления неметаллов всегда отрицательные.
Знание степеней окисления элементов позволяет делать выводы о химических свойствах веществ, в состав которых входят эти элементы.

Постоянные степени окисления:
К контр.работе знать наизусть степени окисления, выделенные красным цветом
1. щелочные металлы +1;
2. щелочно-земельные металлы +2;
3. алюминий +3;
4. фтор -1;
5. кислород -2 (искл. -1 в пероксидах Н2О2, Na2О2 и +2 в OF2);
6. водород +1 (искл. -1 в гидридах активных металлов КН, СaН2);
7. простые вещества 0 (напр. Н2, О2, S).

ПРАВИЛО (знать наизусть)
При расчете степеней окисления следует обязательно учитывать правило, что любая молекула электронейтральна, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.
-2
В сложном ионе (SO4) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна заряду этого иона.
Условно степень окисления будем писать С.О.

Задание: Найти степени окисления хлора по образцу (ребята, очень важно потренироваться. В конспекте прислать решение этих примеров) :
HClO4, HClO3, HClO2, HClO, Cl2O7

Задание: найти С.О. марганца
K+1 Mnх O4-2
сначала попробуйте найти сами, потом смотрите решение
1+х+4(-2)=0
х=+7
Получается:
K+1 Mn+7 O4-2

ОВР состоят из двух противоположных процессов:
Процесс отдачи электронов, при котором степень окисления атомов увеличивается, называется окислением (знать наизусть!).
Например, Zn0 – 2e → Zn2+
Частицы, которые в ходе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями. Во время реакции восстановители окисляются. Это металлы 1-3 групп.

2 процесс:
2) Процесс присоединения (взятия) электронов, при котором степень окисления атомов уменьшается, называется восстановлением (знать наизусть!), например:
Mn+7 + 5e → Mn+2
Частицы, которые принимают электроны, называются окислителями. Во время реакции окислители восстанавливаются. Это как правило неметаллы 5-7 групп.

В любой окислительно-восстановительной реакции
есть вещества, которые отдают и принимают электроны, т. е. процессы окисления и восстановления всегда сопутствуют друг другу.
Восстановитель - е ↔ окислитель
Окислитель + е ↔ восстановитель

Атом, находящийся в минимальной степени окисления, может быть только восстановителем.
S-2 -2е = S0 S-2- 6е = S+4 S-2-8е = S+6
Атом, находящийся в максимальной степени окисления, может быть только окислителем.
S+6 +2е = S+4 S+6+ 6е = S0
Атом, находящийся в промежуточной степени окисления может быть как восстановителем, так и окислителем.
S0 +2е = S-2 S0 - 4е = S+4

Восстановители
Простые вещества металлы могут быть только восстановителями.
В периодах с возрастанием атомного номера восстановительные свойства элементов ослабевают.
В главных подгруппах с увеличением атомного номера восстановительные свойства возрастают.
Сложные вещества являются восстановителями, если в их составе содержатся атомы элемента в минимальной степени окисления.
N -3H 3 H2 S -2 HBr -1

Окислители
Простые вещества являющиеся только окислителями – это фтор и кислород (кроме реакции со фтором).
В периодах с возрастанием атомного номера окислительные свойства усиливаются.
В главных подгруппах с возрастанием атомного номера окислительные свойства ослабевают.
Сложные вещества являются окислителями, если в их состав входят атомы элементов в высшей степени окисления.
S+6O3 HN+5O3 KMn+7O4

Составление уравнений ОВР
Для cocтaвлeния урaвнeний ОВР нaибoлee чaстo испoльзуют метод электронного баланса:
Общee числo элeктрoнoв, oтдaнныx вocстанoвитeлeм дoлжнo рaвнятьcя oбщему числу элeктрoнoв, принятыx oкислитeлeм.
Пoдсчeт числa пeрeшeдших элeктрoнoв лeжит в oснoвe cocтавления уравнений ОВР.

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса (тщательно изучить и уметь самим составлять такие балансы)
Al + S = Al2S3
1) Расставляем степени окисления всех химических элементов

1) Получается:
Al0 + S0 = Al2+3S3-2
Когда Al и S выступают в реакции как простые вещества, то их степень окисления равна нулю, в сложных веществах требуется рассчитывать степени окисления по постоянным степеням ( в данном случае постоянная степень окисления у алюминия)
2) Выписываем знаки элементов, степень которых изменилась (в левой части одна С.О., а в правой – другая)
Al0 → Al+3
S0 → S-2

3) Определяем окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления (по ОПРЕДЕЛЕНИЮ – на 10 и 11 слайдах):
восстановитель Al0 → Al+3 окисление (т.к. С.О. повышается от 0 до +3)
окислитель S0 → S-2 восстановление (т.к. С.О. понижается от 0 до -2

4) Определяем число принятых и отданных электронов (по разнице степеней окисления в левой и правой части) и составляем электронные уравнения:
восстановитель Al0 - 3 е → Al+3 окисление (ставим «минус» в уравнении, т.к. это процесс окисления, т.е. отдачи электронов)
окислитель S0 + 2 е → S-2 восстановление (ставим «плюс» в уравнении, т.к. это процесс восстановления, т.е. принятия электронов)
Число отданных и принятых электронов должно быть одинаковым.
Если это не так, то надо составить электронный баланс:

5) Определяем наименьшее общее кратное (НОК) числа отданных и принятых электронов (у нас 3 и 2):
НОК
Делением НОК на число отданных и принятых
электронов получаем коэффициенты для каждого уравнения и умножаем на них каждое уравнение (первое уравнение умножаем на коэффициент 2, второе – на 3). Получается:
2Al0 - 6е → 2Al+3
3S0 + 6 е → 3S-2

6) Расставляем коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя в основном уравнении. Получается: 2Al + 3S = Al2S3
7) При необходимости подбираем остальные коэффициенты и устно проверяем правильность составленного уравнения.