Одна из важных характеристик химического элемента – степень окисления. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, который возник бы на атоме, если бы общие электронные пары полностью сместились к более электроотрицательному атому (т.е. атомы превратились бы в ионы).
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Окислительно-восстановительные реакции – самые распространённые и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зелёных частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую – в гальванических элементах и аккумуляторах.
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Al – 3e- = Al3+
При окислении степень окисления повышается.
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
S + 2e- = S2 –
При восстановлении степень окисления понижается.
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
Red – e-↔ Ox
Ox + e-↔Red
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций применяются два метода.
Пример. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе по схеме:
КNO2 + КМnO4 + Н2SО4 → КNО3+МnSО4+ K2SO4+Н2O.
Решение.
Метод электронного баланса. По изменению степеней окисления определяем, что KNO2 – восстановитель (степень окисления азота повышается), a КMnО4 – окислитель (степень окисления марганца понижается). Запишем процессы изменения степеней окисления в виде электронных уравнений и c помощью электронного баланса найдем коэффициенты к окислителю и к восстановителю:
Ионно-электронный метод. Целесообразнее в этом случае пользоваться другим методом составления уравнений, который учитывает изменения, происходящие с реальными ионами в растворе. Этот метод называется электронно-ионным методом или методом полуреакций.
1. Напишем ионную схему данной реакции:
NO2- + МnO4- + H+ → NO3- + Мn2+ + H2O
2. Составим ионные схемы процессов окисления и восстановления:
NO2- → NO3-
MnO4- → Mn2+
3. Дополним схемы определенным числом молекул или ионов, находящихся в данном растворе и определяющих реакцию среды. Это могут быть молекулы воды и ионы водорода, если реакция протекает в кислой среде; молекулы воды и гидроксид-ионы, если реакция протекает в щелочной среде.
Для данной реакции, протекающей в кислой среде, электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления примут вид:
NO2- + H2O → NO3- + 2H+
MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
4. Для того, чтобы от схем перейти к урaвнению, необходимо сделать равными суммарные заряды обеих частей схемы:
5. Уравнивая число отданных и принятых электронов, первое уравнение умножаем на 5, a второе — на 2. Суммируя полученные электронно-ионные уравнения, составляем уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионной форме: