Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод электронного баланса

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов реагирующих веществ вследствие перехода (или перераспределения) электронов.

Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный из предположения, что все полярные ковалентные связи полностью смещены к более электроотрицательному атому (т.е. вещество состоит только из ионов).

Правила определения степеней окисления:

1. В простых веществах степень окисления атомов ВСЕГДА равна нулю: H₂⁰, Fe⁰, O₂⁰, P₄⁰, S₈⁰.

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле строго равна 0, а в сложном ионе — заряду этого иона.

3. Постоянные степени окисления: фтор F всегда -1; щелочные металлы всегда +1; щелочноземельные металлы всегда +2; кислород O почти всегда -2 (кроме пероксидов -1 и OF₂ +2); водород H почти всегда +1 (кроме гидридов металлов NaH, CaH₂: -1).

В любой ОВР неразрывно связаны два противоположных процесса:

1. Окисление — процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления: Fe⁰ - 2e⁻ → Fe²⁺; 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂⁰.

Вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем (в ходе реакции восстановитель окисляется).

2. Восстановление — процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления: S⁰ + 2e⁻ → S²⁻; Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn²⁺.

Вещество, атомы которого принимают электроны, называется окислителем (в ходе реакции окислитель восстанавливается).

Важнейшие окислители: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄(конц), газы галогены (F₂, Cl₂, Br₂), O₂, H₂O₂.

Важнейшие восстановители: простые вещества металлы (Zn, Fe, Al, Na), углерод C, водород H₂, оксид углерода CO, иодиды I⁻, сероводород H₂S.

Метод электронного баланса основан на правиле: общее число отданных электронов должно быть равно общему числу принятых электронов.

Алгоритм метода электронного баланса:

1. Записать схему реакции и расставить степени окисления всех элементов.

2. Подчеркнуть элементы, изменившие степень окисления.

3. Записать схему электронного баланса (полуреакции окисления и восстановления).

4. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и принятых электронов.

5. Разделить НОК на число электронов каждой полуреакции и получить основные стехиометрические коэффициенты.

6. Перенести коэффициенты в молекулярное уравнение: коэффициент восстановителя поставить перед окислителем и наоборот.

7. Уравнять остальные атомы (металлы -> неметаллы -> H -> проверить по O).

Пошаговый баланс электронов:

Типовые сложные ОВР на ЕНТ:

1. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление):

Один и тот же элемент выступает и окислителем, и восстановителем!

Пример: Cl₂⁰ + 2KOH —(холод)→ KCl⁻¹ + KClO⁺¹ + H₂O.

Атом хлора понижает с.о. до -1 (окислитель) и повышает до +1 (восстановитель)!

При нагревании: 3Cl₂⁰ + 6KOH —(t)→ 5KCl⁻¹ + KClO₃⁺⁵ + 3H₂O.

2. Пероксид водорода H₂O₂ (кислород в промежуточной с.о. -1):

• С сильными окислителями (KMnO₄) — восстановитель: O₂²⁻ - 2e⁻ → O₂⁰↑;

• С восстановителями (KI) — окислитель: O₂²⁻ + 2e⁻ → 2O²⁻ (H₂O).