УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. См. № 13, 18, 23/2007;
6, 8, 10/2008

Глава 7.
Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

При изучении строения атома, описании свойств некоторых элементов, химической связи неоднократно упоминалось о том, что атомы принимают или отдают электроны. Очевидно, существуют химические реакции, в ходе которых одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.

Процесс отдачи электронов называется окислением, а процесс приема электронов – восстановлением. Оба процесса происходят одновременно. Процессы окисления и восстановления, протекающие одновременно, называются окислительно-восстановительными реакциями. При этом атом, отдающий электроны, называется восстановителем, а атом, принимающий электроны, – окислителем. (Такие атомы могут быть нейтральными, в виде радикалов или ионов.)

Что же происходит с такими атомами? Пусть атом меди в каком-то процессе отдаст два электрона:

Если эта реакция происходит в растворе, то можно увидеть, как желто-красный металл медь уменьшится в размерах, а раствор приобретает голубую окраску, характерную для ионов меди. Очевидно, что свойства исходного простого вещества, состоящего из атомов, и полученных ионов – различны.

Этот же процесс может происходить и при окислении меди кислородом:

Но ионов здесь не образуется, хотя признак реакции (изменение цвета) налицо. В таких случаях изменение состояния окисленности обозначают при помощи степени окисления. Так, атому кислорода, который для завершения внешнего энергетического (электронного) уровня должен присоединить 2 электрона, почти во всех соединениях приписывают степень окисления –2. Поскольку молекула СuО электронейтральна – атом меди приобретает степень окисления +2:

З а м е т ь т е ! Заряд иона записывается cбоку; сначала число, потом заряд (причем цифра 1 не пишется):

Сu²⁺.

Степень окисления записывают над символом элемента; сначала заряд, потом число (причем пишется не только цифра 1, но может быть даже дробное число):

Такой формой записи подчеркивают различие этих понятий.

Заряд иона – реальный заряд реальной, устойчивой частицы, которая входит в состав твердых веществ, определяет свойства некоторых растворов и т.д.

Степень окисления – условный заряд воображаемого иона; этот заряд рассчитывается исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов (а это чаще всего не так). Степень окисления можно определить исходя из строения атома данного химического элемента.

Рассчитаем, например, степени окисления элементов в химической формуле серной кислоты. Степень окисления кислорода равна –2, а водорода +1 (т.к. он может отдать только один электрон):

Суммарный заряд двух атомов водорода равен +2, а четырех атомов кислорода: 4•(–2) = –8.

Для того чтобы молекула была электронейтральна, не хватает положительных зарядов, следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. (Такого иона серы вообще не существует!)

При расчете степеней окисления следует руководствоваться следующими п р а в и л а м и:

1. Степень окисления атомов химических элементов в простом веществе равна нулю:

2. Степени окисления атомов металлов в соединениях всегда положительны и равны их валентности:

3. Степени окисления постоянны у F – –1, у Н – +1 (кроме гидридов – ), у О – –2 (кроме ).

4. Степени окисления химических элементов в кислотном остатке соли такие же, как в соответствующей кислоте:

5. Алгебраическая сумма степеней окисления в любом соединении равна нулю.

Задание 7.1. Расставьте степени окисления химических элементов в соединениях:

N₂O, HNO₃, N₂, Cu(NO₃)₂, NH₃, NH₄OH.

Если вы испытываете затруднения при расстановке степеней окисления, рекомендуется составлять простейшие математические уравнения. Например, требуется установить степени окисления химических элементов в соединении K₂Cr₂O₇.

В соответствии с приведенными выше правилами расставляем известные степени окисления, а неизвестные обозначены х:

Суммируя степени окисления, получаем математическое уравнение, которое решается относительно «х»:

+2 + 2х – 14 = 0,

2х = 12,

х = 6.

Таким образом, степень окисления атома хрома в этом соединении равна +6.

Определив степени окисления элементов в уравнении реакции, можно определить, какой атом является окислителем, какой – восстановителем:

Задание 7.2. Определите окислитель и восстановитель в схеме реакций:

Al + H₂SO₄ —> Al₂(SO₄)₃ + S + H₂O,

NH₃ + O₂ —> NO + H₂O.

Из приведенных примеров видно, что число электронов, принятых окислителем, может отличаться от числа электронов, отданных восстановителем. Но этого быть не должно (!), т.к. при этом нарушается закон сохранения материи. Число отданных электронов должно равняться числу принятых электронов. А для этого следует изменить число атомов окислителя и восстановителя, поставив соответствующие коэффициенты. Например, в случае взаимодействия меди с азотной кислотой:

Коэффициенты 3 и 2 означают, что три атома меди отдают шесть электронов, а два атома азота принимают шесть электронов:

Или в краткой форме:

Теперь осуществлен баланс (равенство) электронов, поэтому именно эти коэффициенты из электронного баланса (3 и 2) должны быть в уравнении реакции:

Но теперь не осуществляется баланс по азоту! Где же допущена ошибка? Дело в том, что в электронном балансе учитываются только электронные процессы окисления и восстановления, т.е. учитываются только те атомы, которые меняют степени окисления, а часть атомов не изменила ее:

Отсюда правило: коэффициенты электронного баланса ставят только к тем атомам, которые с данной степенью окисления встречаются в химическом уравнении один раз.

Исправим ошибку и уравняем атомы остальных элементов:

Проверим по кислороду:

до реакции: 8•3 = 24 атома,

после реакции: 3•3•2 + 2 + 4 = 24 атома.

Правила расстановки коэффициентов
методом электронного баланса

1. Расставить степени окисления.

2. Выписать элементы, изменившие степени окисления, указав число отданных и принятых электронов. Определить окислитель и восстановитель.

3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв число отданных и принятых электронов.

4. Проверить эти коэффициенты: они должны соответствовать числу атомов данного элемента в молекуле. Например, если дополнительный коэффициент нечетный, а в молекуле четное число атомов (например, Сl₂), то оба дополнительных коэффициента удваиваются.

5. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение к тем атомам, которые с данной степенью окисления встречаются в уравнении один раз.

6. Уравнивают атомы металлов; неметаллов; водорода.

7. Проверяют по кислороду.

Рассмотрим эти правила на примере. Требуется расставить коэффициенты в схеме реакции:

KMnO₄ + HCl —> Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O.

Выполняем пп. 1–3 правил:

Поскольку число атомов хлора в молекуле четное (2), а коэффициент к хлору нечетный (5), удвоим оба дополнительных коэффициента (в соответствии с п. 4):