ОВР 1 часть: Часть 1

Видео

Конспект

Лекция 10.1: "Окислительно-восстановительные реакции. Часть 1"

Сегодня мы откроем для себя увлекательный мир окислительно-восстановительных реакций – фундаментальных процессов, встречающихся во всех разделах химии. Что же это за реакции? Как следует из названия, ключевыми участниками являются окислитель и восстановитель.

Перед тем, как дать понятие окислителю и восстановителю, сначала дадим определение степени окисления элемента. Степень окисления – это формальный заряд, который мы можем рассчитать для атома из предположения, что электроны полностью переходят от менее электроотрицательных атомов к более электроотрицательным. В простом веществе степень окисления атома равна нулю.

В молекуле фтороводорода ( HF ) водород, как менее электроотрицательный элемент, отдает свой единственный электрон фтору и приобретает степень окисления +1 . Фтор, как более электроотрицательный элемент, приобретает степень окисления -1 (соответствует его положению в VIIА группе).

В пероксиде водорода ( H_2O_2 ) водород также проявляет степень окисления +1 , поскольку связан с более электроотрицательным кислородом. Два водорода отдают по электрону, т.е. суммарно отдано два электрона двум атомам кислорода. У каждого кислорода получается степень окисления -1 , атомы принимают по 1 электрону. Следует обратить внимание, что у кислорода чаще в соединениях встречается низшая степень окисления -2 . Однако, в пероксидах кислород демонстрирует промежуточную степень окисления -1 .

В серной кислоте ( H_2SO_4 ) водород, связанный с кислородом и серой, имеет степень окисления +1 , кислород – -2 . Чтобы суммарный заряд молекулы был равен нулю, сера должна иметь степень окисления +6 .

Например, в соединении NaF более электроотрицательный атом фтор, он находится в низшей степени окисления, равной -1 , а натрий, менее электроотрицательный элемент – в высшей степени окисления, равной +1 .

В молекуле HNO_3 степень окисления атома водорода +1 , атомы кислорода в степени окисления -2 , а для атомов азота мы можем рассчитать степень окисления по уравнению: +1 + С.О.(N) + (-2)\cdot 3 = 0 . Решение этого уравнения позволяет определить степень окисления азота, она будет равна +5 .

Необходимо уметь рассчитывать степень окисления, чтобы корректно составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций. Теперь перейдем к определению окислителя и восстановителя.

Окислитель – это частица, принимающая электроны от другой частицы. В этом процессе может участвовать как один, так и несколько электронов, определяя изменение степени окисления окислителя.

Чтобы лучше понять, обратимся к шкале степеней окисления. В ее правой части – положительные значения, в левой – отрицательные, с нулем в качестве точки отсчета. Когда окислитель присоединяет электроны (отрицательно заряженные частицы), его степень окисления изменяется в сторону меньших положительных значений или даже приобретает отрицательный заряд.

Наряду с окислителем, в реакции присутствует восстановитель. Его роль противоположна: он отдает один или несколько электронов. При этом, теряя отрицательно заряженные частицы, восстановитель повышает свою степень окисления, переходя из отрицательного или слабоположительного состояния в форму с более высокой степенью окисления.

Важно помнить: электроны не существуют сами по себе. Они не могут быть просто отданы в никуда или взяты из неоткуда. Фактически, электроны, отданные восстановителем, присоединяются окислителем. Следовательно, в каждой окислительно-восстановительной реакции обязательно присутствуют, как минимум, один окислитель и один восстановитель. Реакция, в которой у всех элементов степень окисления либо только повышается, либо только понижается, невозможна.

Надо помнить, что в любой реакции необходимо наличие участников, у которых степень окисления увеличивается, и участников, у которых она уменьшается. Если в записанной вами реакции наблюдается изменение степени окисления только в одну сторону, это явный признак ошибки.

В общем виде окислительно-восстановительный процесс выглядит следующим образом: окислитель ( Ox_1 ) принимает электроны от восстановителя и восстанавливается, переходя в восстановленную форму ( Red_1 ). Обозначим число принятых электронов как n .

Ox_1 + ne\rightarrow Red_1 Эти электроны не возникают из ниоткуда. Необходима другая частица, готовая их отдать. Окислитель всегда взаимодействует с восстановителем.

Восстановитель ( Red_2 ) отдает m электронов и переходит в окисленную форму, способную впоследствии принять электроны. Другими словами, он превращается в сопряженную окисленную форму.

Red_2 - me \rightarrow Ox_2 Таким образом, реакция всегда включает процесс перехода окислителя в восстановленную форму (восстановление окислителя) и процесс отдачи электронов восстановителем (окисление восстановителя).

Ox_1 + ne \rightarrow Red_1 Red_2 - me \rightarrow Ox_2 Обратите внимание: эти записи называются полуреакциями.

Почему полуреакциями? Потому что они не существуют изолированно. Они всегда протекают в паре. Для окислителя всегда нужен восстановитель, для восстановителя – окислитель. Невозможен процесс, в котором одна частица просто отдает электроны, а другая – просто принимает их. Всегда необходимы как минимум один окислитель и один восстановитель и должны параллельно протекать процессы восстановления и окисления.

Возможно наличие нескольких окислителей и одного восстановителя или наоборот, но обязательным является наличие процессов как повышения, так и понижения степени окисления.

Для уравнивания реакции необходимо соблюдать баланс электронов: количество отданных электронов должно быть равно количеству принятых. Для этого первую полуреакцию умножаем на m , а вторую – на n .

Ox_1 + ne \rightarrow Red_1 \times m Red_2 - me \rightarrow Ox_2 \times n После умножения в обеих полуреакциях будет участвовать одинаковое число электронов. Сложив эти полуреакции, мы получим уравнение окислительно-восстановительной реакции, в которой электроны как участники процесса не фигурируют, т.к. число отданных электронов будет равно числу принятых электронов.

mOx_1 + nRed_2 \rightarrow mRed_1 + nOx_2 А теперь давайте вспомним или познакомимся с соединениями, простыми и сложными веществами, которые являются классическими окислителями, восстановителями или могут проявлять двойственные свойства в зависимости от партнера по реакции. Начнем с окислителей.

Первым в списке простых веществ, безусловно, стоит фтор F_2 . Фтор – самый электроотрицательный элемент. В реакциях он всегда проявляет свойства окислителя, в соединениях всегда проявляет степень окисления -1 .

Далее – две аллотропные модификации кислорода: озон O_3 и кислород O_2 . Они отличаются по устойчивости и, соответственно, по реакционной и окислительной способности. Озон – более сильный окислитель. В соединениях, образованных атомами кислорода и фтора, фтор, как более электроотрицательный элемент, проявляет отрицательную степень окисления, а кислород – положительную. Например, в O_2F_2 у фтора с.о. -1 , а у кислорода с.о. +1 .

Но следует отметить, что практически во всех реакциях кислород и озон выступают в роли окислителей.

Перейдем к сложным веществам – классическим окислителям. Азотная кислота HNO_3 любой концентрации. Ее окислительные свойства обусловлены присутствием азота в высшей степени окисления в составе нитрат-иона. Азотная кислота является окислителем при любых концентрациях. Ее окислительные свойства связаны именно с атомом азота и проявляются анионом. Она относится к кислотам-окислителям.

Следующий пример – концентрированная серная кислота H_2SO_4 , с массовой долей кислоты в водном растворе более 70%. В этом случае окислительные свойства также связаны с анионом, содержащим серу в высшей степени окисления и концентрированная серная кислота также относится к кислотам-окислителям.

К классическим окислителям также относятся: перманганат калия KMnO_4 , в котором марганец находится в высшей степени окисления +7 ; дихромат калия K_2Cr_2O_7 , где хром находится в высшей степени окисления +6 .

Мы перечислили несколько классических примеров окислителей, широко используемых в практике. Является ли этот список исчерпывающим? Разумеется, нет. В дальнейшем вы будете изучать различные соединения, углубляясь в их химические свойства, чтобы определить, какое соединение проявляет те или иные характеристики в большей степени: является ли оно сильным окислителем, часто ли проявляет окислительные свойства, либо же, наоборот, является хорошим восстановителем.

Необходимо понимать, что если элемент находится в высшей степени окисления, то он может проявлять только окислительные свойства. Поясним: если элемент находится в высшей степени окисления, это означает, что он отдал все свои валентные электроны, и, следовательно, ему нечего отдавать в химической реакции. В этом случае он может вступать в реакцию только как окислитель, принимая чужие электроны. Однако не всегда элемент в высшей степени окисления активно проявляет окислительные свойства и является сильным окислителем. Например, фосфат-ион, где фосфор находится в высшей степени окисления, можно восстановить, но сам он не стремится проявлять окислительные свойства. Другой пример – бромная кислота HBrO_4 , в которой бром находится в высшей степени окисления. В этом соединении бром проявляет окислительные свойства и активно стремится понизить свою степень окисления.

Мы перечислили наиболее распространённые и часто используемые окислители. Теперь рассмотрим восстановители: прежде всего, это простые вещества-металлы. Металлы, взаимодействуя с другими веществами, окисляются, отдавая электроны и переходя в катионную форму. Исходная степень окисления металла в простом веществе равна нулю, а в сложных веществах с.о. приобретает положительное значение. Также следует понимать, что элементы в низшей степени окисления могут проявлять только восстановительные свойства. Элемент в низшей степени окисления принял максимально возможное число электронов и может в ходе окислительно-восстановительной химической реакции только отдавать их, выступая в роли восстановителя. Не всегда соединение элемента в низшей степени окисления обладает выраженными восстановительными свойствами. Сравним, например, аммиак NH_3 и фосфин PH_3 – водородные соединения с очень близким строением. Фосфин проявляет значительно более сильные восстановительные свойства, чем аммиак, который также может проявлять восстановительные свойства, но не столь активно. Другие примеры соединений, проявляющих восстановительные свойства: водородные соединения кремния, различные углеводороды, включая алканы, алкены, алкины, ароматические соединения и другие. Восстановительные свойства этих соединений различаются. Восстановительные свойства проявляют и другие гетеросоединения, относящиеся к органическим соединениям, такие как спирты и альдегиды. Таким образом, существует множество примеров восстановителей.

Если в составе соединения элемент находится в промежуточной степени окисления, то эти соединения могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Примером являются простые вещества галогены: хлор Cl_2 , бром Br_2 , иод I_2 , сложные вещества азотистая кислота HNO_2 , сернистый газ SO_2 и другие.

Хлор, бром и иод, с одной стороны, похожи на фтор F_2 – все эти простые вещества галогенов являются очень сильными окислителями. Атомы галогена стремятся приобрести наиболее устойчивую для себя степень окисления -1 , так как находятся в VIIA группе и им не хватает только одного электрона до устойчивой конфигурации последующего благородного газа ns^2np^6 . В зависимости от элемента валентные электроны находятся на разных уровнях, но все они стремятся приобрести конфигурацию ns^2np^6 , присоединив всего один электрон для достижения устойчивой конфигурации. Поэтому галогены являются сильными окислителями, но при образовании кислородсодержащих кислот или соединений между собой они могут проявлять и восстановительные свойства. Таким образом, в зависимости от второго реагента в реакции, эти вещества могут выступать как в роли окислителей, так и в роли восстановителей.

Другой пример – перекись водорода H_2O_2 , в этом соединении кислород находится в промежуточной степени окисления. В зависимости от концентрации и реакции среды (кислой или щелочной), перекись водорода может проявлять свойства как хорошего окислителя, так и восстановителя. Подобные реакции будут рассмотрены позднее. Ещё один пример – азотистая кислота HNO_2 , неустойчивая в растворах, существующая при низких концентрациях и легко разлагающаяся, тем не менее может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. То же самое относится и к сернистому газу SO_2 , где сера находится в промежуточной степени окисления, что обусловливает возможность как окисления, так и восстановления. Существует множество других подобных примеров.

Если рассмотреть соединения d-металлов, то можно привести пример гидроксида хрома(III) Cr(OH)_3 . Степень окисления +3 является наиболее устойчивой для хрома, поэтому хром не стремится проявлять ни свойства окислителя, ни свойства восстановителя. Однако мы можем подобрать условия и перевести хром в степень окисления +6 , то есть окислить его. Следовательно, хром( +3 ) может быть восстановителем. С другой стороны, мы можем заставить хром( +3 ) восстановиться до степени окисления +2 или до металла, то есть мы можем заставить соединение хрома( +3 ) проявлять окислительные свойства или выступать в реакции, как окислитель. Промежуточные степени окисления позволяют переводить соединения элементов в состояния с более высокими или более низкими степенями окисления. Таким образом, такие соединения способны проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.