Что такое ОВР в современной химии?

Перейти к: навигация, поиск

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ — химические реакции переноса электронов от донора электронов (восстановителя) к акцептору электронов (окислителю), в результате чего происходит изменение степени окисленности элементов. Окислением называют увеличение степени окисленности элемента, сопровождающееся обычно отдачей электронов, а восстановлением — уменьшение степени окисленности, сопровождающееся присоединением электронов.Вещества, в состав которых входит окисляющийся элемент, называют восстановителями (донорами электронов), а вещества, содержащие восстанавливающийся элемент — окислителями (акцепторами электронов).

В живых организмах О.-в. р., играющие решающую роль в обмене веществ и энергии (см.), катализируются ферментами, объединенными в класс оксидоредуктаз (см.).

Простейшим примером О.-в. р. является изменение валентности катиона одного и того же металла:

или взаимный переход двух видов комплексных анионов, содержащих металл разной валентности:

Окислители и восстановители всегда функционируют как сопряженные окислительно-восстановительные пары и уравнение О.-в. р. в общем виде может быть представлено следующим образом:

Способность восстановителя отдавать электроны окислителю, зависящая от природы окислительно-восстановительной системы и от соотношения окисленной и восстановленной форм, количественно выражается величиной окислительно-восстановительного потенциала (см.).

Нек-рые О.-в. р. осуществляются путем передачи от донора к акцептору атома водорода (см.). Т. о., дегидрогенизация (см. Гидрогенизация) и окисление по существу представляют собой два эквивалентных процесса. Во многих биологически важных окислительно-восстановительных системах О.-в. р. осуществляются посредством переноса от восстановленной формы к окисленной не только электронов, но и равного им числа протонов, напр.:

См. также Окисление биологическое.

Библиография: Кантере В. М., Казаков А. В. и Кулаков М. В. Потенциометрические и титрометрические приборы, М., 1970; Мешкова Н. П. Физико-химические методы исследования в биологии, с. 131, М., 1975; White А. а. о. Principles of biochemistry, p. 271, N. Y. а. о., 1978.

И. С. Северина.

Категория: Источник: Большая Медицинская Энциклопедия (БМЭ), под редакцией Петровского Б.В., 3-е издание

Рекомендуемые статьи

Содержание:

Среди тысяч химических превращений, которыми овладел человек, особое и самое большое место занимают окислительные и восстановительные процессы.

Они – суть самой жизни. В круговороте веществ на нашей планете, в осуществлении фотосинтеза, дыхания и метаболизма живыми организмами – всюду протекают взаимосвязанные реакции окисления и восстановления (ОВР).

Понятие о степени окисления (С.О.)

С.О. – основная характеристика состояния химических элементов.

Она условно обозначает заряд атома в химическом веществе, приобретенный этим атомом в процессе отдачи или принятия электронов от других элементов.

У элемента, отдавшего электрон, появляется положительная С.О., у принявшего электрон – отрицательная.

Важно помнить. В веществах молекулы электронейтральны, и сумма С.О. всех входящих в эти молекулы атомов будет всегда нулевой.

Это позволяет находить С.О. по формулам соединений.

Сущность окислительно-восстановительных реакций

Взаимодействия веществ с изменением С.О. атомов составляющих их элементов называют окислительно-восстановительными реакциями. 

В этой трансформации заключается их главный и характерный признак

Ещё одно определение ОВ-реакций – это химическое преобразование, протекающее с переносом электронов от одних частиц (восстановителей) к другим (окислителям).

2Na + Cl₂ = 2Na⁺Cl^–

Приведенный пример ОВР умозрительно можно представить состоящим из двух полуреакций:

2Na – 2e^– = 2Na⁺  – здесь идёт отдача электроотрицательных частиц (электронов) от атома натрия, являющимся в данном случае восстановителем. Происходит окисление. 

Во втором полупроцессе Cl₂ + 2e^– = 2Cl^– – окислитель хлор, принимая электрон, участвует в восстановлении.

Усвоению этих процессов и обозначающих их терминов может помочь схема:

Советы для избежания путаницы в этих понятиях:

1. Составить аббревиатуру по первым буквам терминов:

   Окислитель – взял е^– – восстановился → ОВВ  Восстановитель – отдал е^– – окислился → ВОО 

2. Выучить стихотворение:

   Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Сам отдает грабителю, злодею-окислителю. Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

Типичные окислители 

• Сильными окислителями являются неметаллы в свободном состоянии: фтор F₂, хлор Cl₂, бром Br₂, йод I₂, кислород O₂, озон O₃, сера S и другие.
• группа кислородсодержащих кислот, в их числе: азотная HNO_3, концентрированная серная Н₂SO₄, хромовая H₂CrO₄, а также соответствующие им оксиды N₂O₅, Mn₂O₇, CrO_3.
• к менее сильным окислителям относятся соли вышеназванных кислородосодержащих кислот, например,  KMnO₄ (Mn⁺⁷), K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁷).
• Положительно заряженные частицы металлов в самой высокой степени окисления меди Cu²⁺, олова Sn⁴⁺, железа Fe³⁺, ртути Hg²⁺, свинца Pb⁴⁺.

Типичные восстановители

• Положительно заряженные частицы металлов в самой низкой С.О., например, олова Sn²⁺, железа Fe²⁺, свинца Pb²⁺ и др.
• кислородсодержащие кислоты со своими окислами, в которых кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к примеру, сернистая кислота H₂SO₃, азотистая кислота HNO₂ и т.д.
• группа бескислородных кислот и их солей: иодистовородная кислота НI, иодид калия KI, сероводород Н₂S, сульфид натрия Na₂S и т.д.

У веществ, содержащих атомы элементов с промежуточной С.О., может возникать окислительно-восстановительная двойственность. Так, азотистокислый натрий будет восстановителем относительно сильных окислителей (K₂Cr₂O₇) и окислителем относительно типичного восстановителя KI.

Разновидности ОВР

1. Межмолекулярные. К ним относят ОВ-реакции, в которых С.О. меняются у атомов разных соединений.

   C + O₂ = C⁺⁴CO₂^-2; N₂ + 3H₂ = 2N^-3H₃⁺¹.

2. Внутримолекулярные. В этом случае и окислитель, и восстановитель являются атомами одного элемента:

   2H₂O₂^-1 = 2H₂O^-2 + O₂; 2H₂⁺¹O₂^-2 = 2H₂ +O₂; 

3. Диспропорционирование. Другое название ОВ-реакция самоокисления-самовосстановления. В процессе её один и тот же элемент в одном и том же веществе выступает и как окислитель, и как восстановитель:

   Cl₂ + H₂⁺O^-2 = H⁺Cl^– + H⁺Cl⁺O^-2 

Хлор Cl₂ здесь и окисляющий и восстанавливающий элемент.

Составление ОВР методом электронного баланса

При написании ОВ-реакций важно соблюдать не только закон сохранения масс веществ до и после взаимодействия, но и равенство (баланс) электрических зарядов исходных реагентов и полученных продуктов.

При способе электронного баланса производится сравнение С.О.в левой и правой части уравнения. При этом необходимо знать формулы получаемых веществ.

Правило.В уравнении ОВР слева сначала записывается восстановитель, отдающий электроны, потом окислитель, их принимающий. Справа, в первую очередь пишут продукт окисления, потом восстановления, после все остальные вещества.

Пример составления уравнения ОВР углерода (С) с алюминием (Al).

Al + C → Al₄C₃

• Сначала следует определить элементы, изменившие свои С.О.

Al⁰ + C → Al₄⁺³C₃^-4

• Алюминий, отдав три электрона, сменил С.О. с 0 до +3

Al → Al⁺³ 1Al- 3e^– → 1Al⁺³

• Углерод, приняв четыре электрона, сменил свою С.О. с 0 на – 4

C → C⁺⁴ 1C⁰ + 4e^– → 1C^-4

• Далее уравнение нужно сбалансировать, подбирая множители. Число отданных Al электронов подставить в полуреакцию углерода C, а число принятых углеродом электронов записать в схему полуреакции алюминия:

4| 1Al-3e^– → 1Al⁺³

3| 1C+4e^– → 1C^-4

В результате алюминий лишился 4×3 = 12 электронов, а углерод принял 3×4 = 12 электронов.

Окончательно уравнение выглядит так:

4Al+3C = Al₄⁺³C₃^-4

ОКИСЛИТЕЛИ
MnO4–   в кислой среде до      Mn+2 MnO4–   в щелочной среде до   MnO4-2 MnO4–  в нейтральной среде до    MnO2 MnO2  в  кислой среде до   Mn+2     Сr2O7–2   в кислой среде  доCr+3	Н+  до Н2 NO2– в кислой среде до NO NO3–  в кислой среде до NO2 SO4-2 в кислой среде до SO2

Коррозия металлов 

Разрушение металла от воздействий окружающей среды называется коррозией. По сути коррозия – химический окислительно-восстановительный процесс, зависящий от места, где он происходит.

Следует различать химическую (Х.К.) и электрохимическую (Э.Х.К.) коррозию.

1. При химической коррозии металлы подвергаются деструкции от вредных влияний газов, жидкостей, не способных проводить электричество. Например, появление окалины на железе от контакта с кислородом при повышенных температурах. Или разрушение металлического оборудования, трубопроводов от воздействия сернистых соединений, содержащихся в нефтяных фракциях.
2. Электрохимическая коррозия непосредственно связана с деструкцией металла в электролитном растворе под действием возникающего в нем электрического тока. Для возникновения разрушительных электрических токов необходим контакт металлов разной активности или наличие неоднородных участков на поверхности корродирующего металла. Таким электрохимическим разрушениям часто подвергаются морские корабли, котельное оборудование, заглублённые в почву металлические сооружения.

Справка. В мире ежегодно из-за коррозии теряется 25% произведённого человечеством железа!

Защита от коррозии 

1. Создание щадящих условий эксплуатации металлоконструкций и аппаратов. Размещение их в помещениях с пониженной влажностью, под навесами, защищающими от атмосферных воздействий.
2. Нанесение защищающих неметаллических покрытий: красок, лаков, эмалей, полимерных плёнок (ПЭ, ПВХ).
3. Обработка металлических изделий химическим способом для создания на них изолирующих оксидных, нитридных, фосфатных покрытий.
4. Нанесение гальваническими технологиями защитных металлопокрытий: никелевых, хромовых, цинковых, кадмиевых.
5. Оцинковывание железных листов термическим способом.
6. Антикоррозионная защита электрохимическим методом:
   • катодной защитой при подключении металлосооружения проводниками к катодному полюсу источника электротока или к куску более активного металла (протектору). 
7. Легирование металлов при их выплавке специальными добавками хрома, никеля, цинка (пример нержавеющей стали).
8. Воздействие на агрессивную среду, в которой эксплуатируется металлический объект, например, добавлением в неё ингибиторов (замедлителей) коррозии или дегазацией – удаление газов, вызывающих разрушение.

Значение ОВР

В начале статьи говорилось о значении ОВ – процессов для жизни на Земле.

Люди научились применять их для своих нужд. Используют для получения металлов, необозримого количества веществ и материалов, для очистки окружающей среды от загрязняющих её продуктов своей жизнедеятельности.

Но познание глубин и тайн этих сложнейших явлений природы продолжается…

Смотри также:

База знанийЕГЭХимияДобавлено: 29-07-2017, 04:05

Видеоурок: Окислительно-восстановительные реакции

Лекция: Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от неё

Реакции окислительно-восстановительные

Наиболее распространенными среди химических реакций являются окислительно – восстановительные. Без них не была бы возможна сама жизнь, поскольку дыхание, обмен веществ, нервная деятельность и многие другие процессы являются окислительно – восстановительными. Важнейшие процессы на планете, а именно круговороты веществ сопровождаются данным типом реакций. В быту мы часто пользуемся данными реакциями, к примеру, для отбеливания и дезинфекции. Важнейшее значение окислительно – восстановительные реакции играют в промышленности, в частности металлургии. Как вам известно, металлы в природе встречаются в виде руды. И восстановление металлов из руды происходит как раз с помощью данных реакций.  Также с помощью них получают лекарственные препараты. Значение окислительно – восстановительных реакций очень велико.

Прежде чем перейти к изучению сущности окислительно – восстановительных реакций вспомните, что такое степень окисления. Окислительно – восстановительные реакции в обязательном порядке протекают с изменением степени окисления элементов. К данному типу реакции можно отнести все химические реакции замещения, а также реакции соединения, разложения, в которых обязательно принимает участие одно какое – либо простое вещество. Все химические реакции обмена протекают без изменения степени окисления.

Окисление – это определенный процесс отдачи электронов, приводящий к повышению степени окисления. 

Химические вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, именуют восстановителями. При отдаче электронов они окисляются, а их степень окисления повышается.

Например: H₂ – 2ē → 2H⁺;   Fe⁺² – ē → Fe⁺³.  

Типичные окислители:

Галогены
Перманганат калия	KMnO4
Манганат калия	K2MnO4
Оксид марганца (IV)	MnO2
Дихромат калия	K2Cr2O7
Хромат калия	K2CrO4
Азотная кислота	HNO3
Серная кислота	H2SO4 (конц)
Оксид меди(II)	CuO
Оксид свинца(IV)	PbO2
Оксид серебра	Ag2O
Пероксид водорода	H2O2
Хлорид железа(III)	FeCl3
Бертоллетова соль	KClO3
Анод при электролизе

Восстановление – это такой химический процесс, при котором присоединяются электроны.

Данный процесс всегда приводит к понижению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны, именуют окислителями. Окислитель, при присоединении электронов, восстанавливается. Количество электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, которые принял окислитель.

Например: S + 2ē → S^-2;    Mn⁺⁴ + 2ē → Mn⁺².

Типичные восстановители:

Металлы
Водород	Н
Уголь	С
Оксид углерода (II)	CO
Сероводород	H2S
Оксид серы (IV)	SO2
Сернистая кислота и ее соли	H2SO3
Катионы металлов в низших степенях окисления	SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3
Азотистая кислота	HNO2
Аммиак	NH3
Оксид азота(II)	NO
Катод при электролизе

В каких случаях вещество проявит себя окислителем, а в каких восстановителем? Для того, чтобы понять это, необходимо обратиться к Периодической таблице. При движении по таблице слева направо окислительные свойства веществ увеличиваются, а восстановительные уменьшаются и наоборот. А при движении сверху вниз увеличиваются восстановительные и уменьшаются окислительные свойства.

Есть и другой способ определения свойств вещества. Обращайте внимание на количество электронов внешнего энергетического уровня. Если в нем 1,2,3 или 4 электрона, то это восстановитель, он отдает свои электроны, а если 5,6,7 электронов – окислитель, который принимает чужие электроны.  

По – разному ведут себя элементы в разных степенях окисления. Только окислителями являются элементы с высшей степенью окисления. Только восстановителями, элементы в низшей степени окисления. Возьмём, к примеру, соединения азота: HN⁺⁵O₃ – окислитель; N^-3Н₃ – восстановитель.

Вещества, содержащие атомы в промежуточных положительных степенях окисления, могут и отдавать, и принимать электроны. Поэтому они являются восстановителями при действии более сильного окислителя, а окислителями становятся при действии более активного восстановителя. Сюда можно отнести KNO₂, SO₂, H₂O₂, Na₂SO₃.

Таким образом, вещества по окислительно-восстановительным свойствам подразделяются на:

• окислители;
• восстановители;
• окислители – восстановители.

Коррозия металлов и способы защиты от неёКоррозия – это разрушение металлов и сплавов, впоследствии воздействия на них окружающей среды.

Коррозия – процесс окислительно – восстановительный. По механизму протекания различают два типа коррозии:

• химическую,

• электрохимическую.

Химическая обусловлена взаимодействием металлов с газами или жидкостями при высокой t. Наиболее сильный газовый окислитель – это кислород. Рассмотрим химическую коррозию железа. При взаимодействии кислорода с поверхностью железа образуется оксидная пленка – ржавчина:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (FeO•Fe₂O₃)

Образовавшаяся рыхлая оксидная пленка легко пропускает газы и влагу, что способствует дальнейшей коррозии. Уравнение реакции коррозии железа в присутствии влаги выглядит так:

4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃

Электрохимическая коррозия – это разрушение металла в среде электролита с возникновением электрического тока. Начинается данный процесс с образованием гальванических (коррозийных) элементов при соприкосновении двух металлов, один из которых анод, а второй катод.

Данный тип коррозии отличен тем, что проходит в токопроводящей среде, под воздействием таких компонентов окружающей среды, как Н⁺, ОН^–, О_2, Cl^–, Na⁺. Электрохимической коррозии подвергаются металлы в грунте, подводные части судов, трубопроводы и др. В результате образуется ржавчина различной окраски. Какие именно окисли металла образуются зависит от давления, температуры, влажности, длительности процесса.

Рассмотрим пример электрохимической коррозии на паре железо – медь. В любой паре разрушается металл, находящийся левее в ряду напряженности металлов.  В названной паре левее расположено железо, оно и разрушается. А медь в данном случае не корродирует.  А в паре железо – цинк, разрушается цинк, поскольку он имеет больший отрицательный потенциал. Поэтому цинк может защитить железо от коррозии.

Коррозия приносит существенный вред человеку. И он всегда боролся с ней. Существует несколько методов, для защиты металлов от воздействия коррозии:

• Использование специальных защитных покрытий – изделие сверху покрывают другим металлом. То есть производят никелирование, хромирование или лужение. Металлические изделия обрабатывают лаками, красками, или эмалями.

• Использование легированных сплавов, обладающих стойкостью к коррозии.

• Применение электрохимической защиты металлических предметов. Это использование заклёпок, изготовленных из активного металла; прикрепление специальных пластин, изготовленных из более активного металла; нейтрализация тока, который возникает при коррозии, пропускаемый в обратном направлении.

• Так же можно изменить состав среды (например, добавить ингибиторы).

• Заменить коррозирующий металл, на какие – либо другие материалы. Например, на керамику, или пластмассу.

• Отшлифовать поверхности изделия, поддающегося коррозии.

Предыдущий урок

Следующий урок

РЕЙТИНГ АВТОР ПРОСМОТРЫ–>

Когда элемент образует простое вещество, распределе­ние электронов вокруг атомов является равномерным. В сложных веществах, где, как правило, связи полярные швалентные, распределение электронов является нерав­номерным. При образовании веществ с ионной связью неравномерность распределения электронов максимальна.

Заряд атома, возникающий вследствие смещения электронов ik атому другого элемента, называется степенью окисления элемента. Элемент, электроны которого сме­щаются к атому другого элемента, проявляет положи­тельную степень окисления. Элемент, к ато­мам которого смещаются электроны, проявляет отри­цательную  степень окисления.

В простых веществах степень окисления элемента равна нулю. Многие элементы проявляют различную сте­пень окисления в различных соединениях, однако есть элементы, проявляющие всегда одну и ту же степень окисления (например, степень окисления щелочных ме­таллов всегда +1).

Многие химические реакции протекают таким обра­зом, что при этом изменяется степень окисления одного или нескольких элементов. Например, в реакции:

CuS0₄ + Fe = Си + FeS0₄

степень окисления меди изменилась от +2 до 0, а сте­пень окисления железа — от 0 до +2:

Cu+² + 2_fc–            » Cu°,

Fe° —2е~ .        *■ Fe²+.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восста­новительными.

Химический процесс, при котором атомы или ионы теряют электроны, называется окислением. В приведен­ном примере атомы железа окислились в ионы Fe²⁺. Химические процессы, при которых электроны приобре­таются, называются восстановлением. В приведенном выше примере ионы меди Си²⁺ восстановились до метал­лической меди.

Окисляющиеся атомы или ионы теряют электроны, что влечет за собой увеличение положительных и умень­шение отрицательных зарядов. При окислении повы­шается положительная степень окисления. При восста­новлении — процессе, обратном окислению, происходит возрастание отрицательных и уменьшение положитель­ных зарядов.

Электроны при реакции окисления — восстановления переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому окисление одних веществ сопровождается (восстановле­нием других. Вещество, которое вызывает окисление ка­кого-либо другого вещества, само восстанавливаясь при этом, называется окислителем. Вещество, окисляющееся при реакции, называется восстановителем.

Окислитель присоединяет электроны, отнимая их у окисляющегося вещества. Восстановитель отдает элек­троны. Число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окисли­телем.

Очень часто можно наблюдать, как один окислитель легко окисляет данное вещество, а другой окислитель осуществить это неспособен. Ясно, что у различных окис­лителей и восстановителей разная химическая актив­ность. Чем легче какой-либо атом или ион теряет элек­троны, тем более активным окислителем он является.

При всяком окислительно-восстановительном процес­се из взятых до реакции окислителя и восстановителя получаются новые окислитель и восстановитель, которые являются более слабыми, чем исходные, т. е. реакции окисления — восстановления всегда идут в сторону об­разования более слабых окислителя и восстановителя из более сильных.

В качестве примера мы можем привести способность одних металлов вытеснять (восстанавливать) другие ме­таллы из их солей. Все металлы располагаются в так называемый ряд напряжения: Li, К, Ва, Sr, Са, Na, Mg, Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Чем левее в ряду напряжения расположен металл, тем более сильным восстановителем он является. Поэтому в реакции между железом и сульфатом меди

CuS0₄ + Fe = Си + FeS0₄

железо вытесняет медь из ее соли, а обратная реакция идти не может.

Если в растворе имеется окислитель и несколько вос­становителей, с которыми он может реагировать, то в первую очередь он реагирует с наиболее сильным восста­новителем. То же можно сказать о нескольких окислите­лях и одном восстановителе. Последний (будет вначале реагировать с наиболее сильным окислителем.

Соединения, в которых данный элемент находится ^в высшей степени окисления, могут проявлять только свой­ства окислителей. Если в соединении элемент проявляет низшую степень окисления, такое соединение может быть только восстановителем. Если же элемент находится в промежуточной степени окисления, его атомы могут

в зависимости от условий, как принимать, так и отда­вать электроны. Поэтому соединения, содержащие эле­менты в промежуточных степенях окисления, могут про­являть как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от условий реакции. Например, пероксид водорода Н₂₂ при реакции с солями хро­ма (III) проявляет свойства окислителя, а при реак­ции с перманганатом калия КМ.п0₄ — свойства восста­новителя. Подобным же свойством обладает азотистая кислота.

Очень часто окислительно-восстановительные реак­ции идут в кислой или щелочной среде. Реакцию ведут в кислой среде, если при реакции потребуются ионы Н+. Если, наоборот, ионы Н⁺ образуются в результате реак­ции, то ее надо вести в щелочной среде.

Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение в биологии. Фотосинтез, дыхание, пи­щеварение — все это окислительно-восстановительные процессы.

Широко применяются окислительно-восстановитель­ные реакции как в качественном, так и в количествен­ном анализе. В качественном анализе открытие многих элементов, проявляющих различную степень окисления (Мп²+, Cr³+, I^–, Br^–), проводится при помощи окисли­тельно-восстановительных реакций. В количественном анализе в основе целого ряда тетраметрических методов лежат окислительно-восстановительные реакции, напри­мер пермантанатометрйя, йодометрия, броматометрия.

Реакции, которые называют окислительно-восстановительными (ОВР), происходят с изменением степеней окисления атомов, находящихся в составе молекул реагентов. Эти изменения происходят в связи с переходом электронов от атомов одного элемента к другому.

Процессы, протекающие в природе и осуществляемые человеком, в большинстве своём представляют ОВР. Такие важнейшие процессы, как дыхание, обмен веществ, фотосинтез (6CO2+H2O = C6H12O6 + 6O2), — всё это ОВР.

В промышленности с помощью ОВР получают аммиак, серную, соляную кислоты и многое другое.

Восстановление металлов из руд — фактически основа всей металлургической промышленности — тоже окислительно-восстановительные процессы. Например, реакция получения железа из гематита: 2Fe2O3 + 3С = 4Fe+3CO2.

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

Типичные окислители	Типичные восстановители
Простые вещества, состоящие из элементов с высокой электроотрицательностью (неметаллы): йод, фтор, хлор, бром, кислород, озон, сера и т. п.	Простые вещества, состоящие из атомов элементов с низкой электроотрицательностью (металлы или неметаллы): водород H2, углерод C (графит), цинк Zn, алюминий Al, кальций Ca, барий Ba, железо Fe, хром Cr и так далее.
Молекулы или ионы, содержащие в составе атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления: оксиды (SO3, CrO3, CuO, Ag2O и др.), кислоты (HClO4, HNO3, HMnO4 и др.), соли (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 и др.).	Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления: водородные соединения (HBr, HI, HF, NH3 и т. д.), соли (бескислородных кислот — K2S, NaI, соли сернистой кислоты, MnSO4 и др.), оксиды (CO, NO и др.), кислоты (HNO2, H2SO3, H3PO3 и др.).
Ионные соединения, содержащие катионы некоторых металлов с высокими СО: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ и другие.	Органические соединения: спирты, кислоты, альдегиды, сахара.

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

• восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем,

SO2 + H2O2 = H2SO4

О-1 +1е = О-2

• окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O

2О-1 -2е = О20

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул),
• внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель),
• диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента),
• репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

• Внутримолекулярные ОВР — это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Межмолекулярные ОВР:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

N2 + 3H2 = 2NH3

• Реакции диспропорционирования:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Реакции репропорционирования:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай — это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах, приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов. Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других. В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

1. Записывается уравнение реакции.
2. Определяются СО элементов.
3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

• Уравнение: Al + O2 = Al2О3
• СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al0 + O20 = Al+32O-23

• Составим полуреакции:

Al0 -3е = Al+3,

O20 +4e = 2O-2

• Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al0 -3е = Al+3 коэффициент 4,

O20 +4e = 2O-2 коэффициент 3.

• Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4Al + 3O2 = Al2O3

• Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

• Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K+1Cl-1 + K+1Mn+7O4-2 + H2+1S+6O4-2 = Cl20 + Mn+2S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + H2+1O-2

Электронный баланс:

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn+7 +5е = Mn+2 множитель два,

2Cl-1 -2е = Cl20 множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10K+1Cl-1 + 2K+1Mn+7O4-2 +H2SO4 = 5Cl20 + 2Mn+2S+6O4-2 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

• Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц.) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

СО :

Cu0 + H+1N+5O3-2 = N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Электронный баланс :

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4

Cu0 -2е = Cu+2 множитель один,

N+5 +1е = N+4 множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu0 + 4H+1N+5O3-2 = 2N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Уравниваем остальные элементы:

Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2H2O

• Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2+1Сr2+6О7-2 + Н2+1S-2 + Н2+1S+6O4-2 = S0 + Сr2+3(S+6O4-2)3 + K2+1S+6O4-2 + H2O

S-2 –2e = S0 коэффициент 3,

2Cr+6 +6e = 2Cr+3 коэффициент 1.

Подставляем:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH &lt,7 кислая среда),
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH =7 нейтральная среда),
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH &gt,7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O72- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:

в кислой среде продуктом будет Cr3+,

в щелочной — CrO2, CrO33+,

в нейтральной — Cr2O3.