Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Важно! Перед изучением этой темы настоятельно рекомендуется повторить раздел Степень окисления и валентность.
1. Что такое ОВР?
Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Участники процесса
- Окислитель («грабитель») — атом или ион, который принимает электроны. В процессе реакции он понижает свою степень окисления (восстанавливается).
- Восстановитель («жертва») — атом или ион, который отдает электроны. В процессе реакции он повышает свою степень окисления (окисляется).
\text{Восстановление} $$ $$ \text{Восстановитель} - n\bar{e} \to
\text{Окисление} $$
Запомните: Окислитель — Грабитель (забирает электроны).
Как определить роль элемента?
- Только окислитель: Элемент в высшей степени окисления (некуда
повышать, может только понизить).
Примеры: $K\underline{Mn}O_4$ ($Mn^{+7}$), $H_2\underline{S}O_4$ ($S^{+6}$), $H\underline{N}O_3$ ($N^{+5}$). - Только восстановитель: Элемент в низшей степени окисления
(некуда понижать, может только повысить).
Примеры: $H_2\underline{S}$ ($S^{-2}$), $N\underline{H}_3$ ($N^{-3}$), $K\underline{I}$ ($I^{-}$), металлы ($Fe^0$). - И окислитель, и восстановитель: Элемент в промежуточной
степени окисления.
Примеры: $\underline{S}^0$, $\underline{S}^{+4}O_2$, $H_2\underline{O}_2^{-1}$, $N\underline{O}_2^{+4}$.
Вопрос 1: Анализ роли вещества
ПроверкаКакую функцию выполняет пероксид водорода ($H_2O_2$) в реакциях: а) с сильным окислителем ($KMnO_4$); б) с сильным восстановителем ($KI$)?
Ответ: Двойственную: в первом случае — восстановитель, во втором — окислитель.
Пояснение: В молекуле $H_2O_2$ кислород имеет промежуточную степень окисления -1. Он может как повышать ее до 0 (отдавая электроны, работая восстановителем), так и понижать до -2 (принимая электроны, работая окислителем).
Вопрос 2: Свойства элементов
ПроверкаМожет ли атом фтора в химических реакциях выступать в роли восстановителя?
Ответ: Нет, никогда.
Пояснение: Фтор — самый электроотрицательный элемент таблицы Менделеева. Он способен только принимать электроны, выступая исключительно в роли окислителя. Высшая степень окисления для него невозможна, только -1 (и 0 в простом веществе).
2. Классификация ОВР
- Межмолекулярные: Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах ($\small 2Al + 3Cl_2 \to 2AlCl_3$).
- Внутримолекулярные: Окислитель и восстановитель — разные атомы в одной молекуле ($\small 2KClO_3 \to 2KCl + 3O_2$).
- Диспропорционирование (самоокисление — самовосстановление): Один элемент является и окислителем, и восстановителем ($\small Cl_2 + 2KOH \to KCl + KClO + H_2O$).
- Конпропорционирование: Окислитель и восстановитель — один элемент в разных степенях окисления, переходящий в одну ($\small SO_2 + 2H_2S \to 3S + 2H_2O$).
Вопрос 1: Классификация ОВР
ПроверкаК какому типу окислительно-восстановительных реакций относится процесс диспропорционирования?
Ответ: К реакциям самоокисления-самовосстановления.
Пояснение: Диспропорционирование — это процесс, в котором атомы одного и того же элемента, изначально находящиеся в одной степени окисления, одновременно и повышают, и понижают ее (один атом отдает электрон другому).
Вопрос 2: Множественный выбор
ПроверкаВыберите реакции внутримолекулярного ОВР: 1) термическое разложение $KClO_3$; 2) горение метана; 3) термическое разложение $NH_4NO_3$.
Ответ: 1 и 3.
Пояснение: При внутримолекулярном ОВР окислитель и восстановитель находятся в составе молекулы одного и того же исходного вещества. В бертолетовой соли это $Cl^{+5}$ и $O^{-2}$, в нитрате аммония — $N^{-3}$ и $N^{+5}$.
3. Важнейшие окислители
Типичные окислители
- Соли: KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, KClO₄, KClO₃, KClO₂, KClO, соли Fe(III)
- Кислоты: H₂SO₄(конц), HNO₃, HClO₃, HClO₂, HClO
- Оксиды: Mn₂O₇, CrO₃, PbO₂, MnO₂, Ag₂O, N₂O, NO, NO₂
- Простые вещества — неметаллы: Cl₂, Br₂, O₂
$KMnO_4$ — окислитель
(практически бесцветный)
(манганат)
$Cr^{+6}$ — окислитель
Оранжевый дихромат ($Cr_2O_7^{2-}$) устойчив в кислой среде, желтый хромат ($CrO_4^{2-}$) — в щелочной.
(соли хрома III)
(хромит в растворе)
Азотная кислота ($HNO_3$) — окислитель
Важно! Азотная кислота (любой концентрации) никогда не выделяет водород при реакции с металлами!
Увеличение активности восстановителя (металла) →
$HNO_3$ (азотная кислота) — реакции с металлами
| Концентрация | Активные Me (до Al) | Me средней активности (до Pb) | Неактивные Me (после H) |
|---|---|---|---|
| Очень разбавленная | Me + HNO₃(р) → соль + NH₄NO₃ + H₂O |
Me + HNO₃(р) → соль + NH₄NO₃ + H₂O |
— |
| Разбавленная | Me + HNO₃(р) → соль + N₂↑ + H₂O |
Me + HNO₃(р) → соль + NO↑ + H₂O |
Me + HNO₃(р) → соль + NO↑ + H₂O |
| Концентрированная | Me + HNO₃(к) → соль + N₂O↑ + H₂O |
Me + HNO₃(к) → соль + NO₂↑ + H₂O |
Me + HNO₃(к) → соль + NO₂↑ + H₂O |
* Cr, Al, Fe пассивируются в холодной концентрированной
HNO₃. Нужно
нагреть!
* Au, Pt не реагируют с HNO₃! Их можно растворить в
царской водке!
(Царская водка — смесь азотной и соляной кислоты в соотношении 1:3 (HNO₃:3HCl))
Растворяет: Au, Pt, Pd, Ru, Rh, Ir
Концентрированная серная кислота ($H_2SO_4$ конц.) — окислитель
Разбавленная $H_2SO_4$ — обычная кислота (с металлами до $H$ выделяет $H_2$).
Концентрированная — сильный окислитель за счет $S^{+6}$.
запахом (тухлых яиц)
(осадок в растворе)
с резким запахом (спичек)
$H_2SO_4$ (конц.) — окислитель
| Концентрация | Активные Me (до Al) | Me средней активности (до Pb) | Неактивные Me (после H) |
|---|---|---|---|
| Разбавленная | Me + H₂SO₄(р) → соль + H₂↑ |
Me + H₂SO₄(р) → соль + H₂↑ |
не реагируют |
| Концентрированная | Me + H₂SO₄(к) → соль + H₂S↑ + H₂O |
Me + H₂SO₄(к) → соль + S↓ + H₂O |
Me + H₂SO₄(к) → соль + SO₂↑ + H₂O |
* Cr, Al, Fe пассивируются в холодной концентрированной
H₂SO₄. Нужно
нагреть!
* Au, Pt не реагируют с H₂SO₄!
Только с горячей H₂SO₄ (конц.):
2Cr + 6H₂SO₄(конц) t°→ Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑
+ 6H₂O
2Al + 6H₂SO₄(конц) t°→ Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑
+ 6H₂O
2Fe + 6H₂SO₄(конц) t°→ Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑
+ 6H₂O
ClO₃-1(Cl⁺⁵)
ClO-1 (Cl⁺¹)
* Все хлораты при восстановлении переходят в хлорид-ион Cl⁻
Другие окислители
И окислители, и восстановители
Вещества с элементами в промежуточной степени окисления:
H₂O₂, NaNO₂, Na₂SO₃, SO₂
(нужен сильный восст.)
Вопрос 1: Влияние среды раствора
ПроверкаДо каких соединений восстанавливается перманганат калия ($KMnO_4$) в кислой, нейтральной и щелочной среде соответственно?
Ответ: До $Mn^{2+}$, $MnO_2$ и $MnO_4^{2-}$ соответственно.
Пояснение: В кислой среде марганец(+7) принимает 5 электронов и образует бесцветную соль $Mn^{+2}$. В нейтральной — принимает 3 электрона (выпадает бурый осадок $MnO_2$). В щелочной — принимает 1 электрон (зеленый раствор манганата).
Вопрос 2: Анализ окислителей
ПроверкаКакой газ выделяется при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами (например, с медью)?
Ответ: Бурый газ — диоксид азота ($NO_2$).
Пояснение: Концентрированная азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет атома азота(+5). При взаимодействии с металлами (особенно малоактивными) и неметаллами она восстанавливается преимущественно до бурого газа $NO_2$.
4. Важнейшие восстановители
Типичные восстановители
- Соли: соли Mn(II), соли Cr(III), Cr(II), соли Fe(II), KNO₂, Na₂SO₃, сульфиды (Na₂S, Ag₂S), иодиды (NaI), бромиды (NaBr), соли Cu(I)
- Кислоты: H₂S, HI, HBr, HCl
- Оксиды: Cr₂O₃, CO, FeO, Cu₂O, P₂O₃
- Простые вещества — металлы: Ca, Al, Na и др.
- Простые вещества — неметаллы: S, P, C
- Другие соединения, где есть элементы в низшей степени окисления: PH₃, NH₃
Оксиды-восстановители
Схемы переходов восстановителей
или фиол. пары
поддерж. горение
Вопрос 1: Свойства восстановителей
ПроверкаКакую функцию в химических реакциях способны выполнять галогенид-ионы ($Cl^-, Br^-, I^-$)?
Ответ: Только функцию восстановителей.
Пояснение: Галогенид-ионы имеют минимально возможную степень окисления (-1). У них завершен внешний электронный слой, они не могут больше принимать электроны, поэтому способны только отдавать их, повышая свою степень окисления до 0.
Вопрос 2: Сравнение активности
ПроверкаКакое простое вещество является более сильным восстановителем: металлический натрий или металлический алюминий?
Ответ: Натрий.
Пояснение: В периоде слева направо радиус атома уменьшается, а восстановительные свойства металлов ослабевают. Натрий (I группа) имеет один электрон и больший радиус, поэтому отдаёт электрон гораздо легче, чем алюминий.
5. Метод электронного баланса
Метод электронного баланса — основной способ расстановки коэффициентов в ОВР. Он основан на том, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Алгоритм составления электронного баланса
- Записать схему реакции и определить степени окисления всех элементов.
- Найти элементы, которые изменяют степень окисления (окислитель и восстановитель).
- Составить схемы изменения степеней окисления окислителя и восстановителя.
- Найти НОК (наименьшее общее кратное) для числа отданных и принятых электронов.
- Найти коэффициенты, разделив НОК на число электронов.
- Перенести коэффициенты в уравнение реакции.
- Уравнять остальные элементы вручную: сначала металлы и неметаллы, затем водород, потом проверить по кислороду.
- Указать окислитель и восстановитель отдельной строкой.
Пример составления электронного баланса
Задача: Уравнять реакцию HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O ▼
Шаг 1. Определяем степени окисления:
H+1I-1 + H2+1S+6O4-2 → I20 + H2+1S-2 + H2+1O-2
Шаг 2. Находим элементы с изменением степени окисления:
- Иод: I-1 → I0 (повышается, отдаёт электроны → восстановитель)
- Сера: S+6 → S-2 (понижается, принимает электроны → окислитель)
Шаг 3. Составляем электронный баланс:
| 2I-1 − 2ē → I20 | | 4 | ← восстановитель |
| S+6 + 8ē → S-2 | | 1 | ← окислитель |
Шаг 4. НОК(2, 8) = 8. Коэффициенты: 8÷2=4 (для I), 8÷8=1 (для S)
Шаг 5. Переносим коэффициенты в уравнение:
8HI + H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S + ?H₂O
Шаг 6. Уравниваем водород: слева 10H, справа 2H в H₂S → 8H нужно в воде → 4H₂O
Ответ:
8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂O
Окислитель и восстановитель:
- H₂SO₄ — окислитель (за счёт S+6)
- HI — восстановитель (за счёт I-1)
Важно для ЕГЭ!
Заряды органических групп для расчёта степени окисления углерода
В органической химии степень окисления каждого атома углерода рассчитывается индивидуально через заряды связанных с ним атомов и групп. Метод основан на условном распределении электронов по электроотрицательности.
Таблица зарядов органических групп и атомов
| Атом / Группа | Заряд | Пояснение |
|---|---|---|
| −H (водород) | +1 | Водород менее ЭО, чем углерод, «отдаёт» электрон |
| −C (другой углерод) | 0 | Одинаковая ЭО → электроны делятся поровну |
| −OH (гидроксил) | −1 | Кислород более ЭО, «забирает» электрон у C |
| =O (карбонильный) | −2 | Двойная связь с O → 2 электрона к кислороду |
| −Cl, −Br, −I (галогены) | −1 | Галогены более ЭО, «забирают» электрон |
| −NH₂ (аминогруппа) | −1 | Азот более ЭО, чем углерод |
| −COOH (карбоксил) | −3 | Сумма: =O (−2) + −OH (−1) = −3 |
| −CHO (альдегидная) | −1 | Сумма: =O (−2) + −H (+1) = −1 |
Формула для расчёта С.О. углерода:
С.О.(C) = −(сумма зарядов всех связанных атомов/групп)
Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна равняться нулю (для нейтральной молекулы) или
заряду иона.
Примеры заданий и уравнений (Органика)
Пример расчёта С.О. углерода в этаноле ▼
Развёрнутая формула этанола: CH₃−CH₂−OH
Углерод-1 (CH₃−)
| 3 × (−H) | 3 × (+1) = +3 |
| 1 × (−C) | 1 × (0) = 0 |
| Сумма: | +3 |
С.О.(C₁) = −3
Углерод-2 (−CH₂−OH)
| 2 × (−H) | 2 × (+1) = +2 |
| 1 × (−C) | 1 × (0) = 0 |
| 1 × (−OH) | 1 × (−1) = −1 |
| Сумма: | +1 |
С.О.(C₂) = −1
Проверка: C₂H₅OH → 2C + 6H + O
(−3) + (−1) + 6×(+1) + (−2) = −3 − 1 + 6 − 2 = 0 ✓
Электронный баланс в органике (этанол) ▼
Пример: Окисление этанола до уксусной кислоты (разбор)
Шаг 1. Расчёт С.О. углерода через заряды групп:
В этаноле: −CH₂−OH
| 2 × (−H) | 2 × (+1) = +2 |
| 1 × (−C) | 1 × (0) = 0 |
| 1 × (−OH) | 1 × (−1) = −1 |
| Сумма: | +1 |
С.О.(C) = −(+1) = −1
В уксусной к-те: −COOH
| 1 × (−C) | 1 × (0) = 0 |
| 1 × (=O) | 1 × (−2) = −2 |
| 1 × (−OH) | 1 × (−1) = −1 |
| Сумма: | −3 |
С.О.(C) = −(−3) = +3
Шаг 2. Составляем электронный баланс:
| C−1 − 4ē → C+3 | | 1 | ← восстановитель (этанол) |
| O20 + 4ē → 2O−2 | | 1 | ← окислитель (кислород) |
Шаг 3. Уравниваем реакцию:
Окислитель и восстановитель:
- O₂ — окислитель
- C₂H₅OH — восстановитель (за счёт C−1)
Пример: Окисление альдегида ▼
Реакция серебряного зеркала
Реакция:
Электронный баланс:
| C+1 − 2ē → C+3 | | 1 | ← восстановитель (альдегид) |
| Ag+1 + 1ē → Ag0 | | 2 | ← окислитель (серебро) |
Окислитель и восстановитель:
- [Ag(NH₃)₂]OH — окислитель (за счёт Ag+1)
- CH₃CHO — восстановитель (за счёт C+1 альдегидной группы)
Сложный пример: Спирт + дихромат ▼
Реакция: Окисление пропанола-2 до ацетона (подробный разбор)
Молекулярная схема реакции:
Развёрнутые структурные формулы:
│
H₃C⁻³−−C⁰−−C⁻³H₃
│
H
║
H₃C⁻³−−C⁺²−−C⁻³H₃
Шаг 1. Расчёт С.О. центрального углерода:
В пропаноле-2: −CH(OH)−
| 1 × (−H) | 1 × (+1) = +1 |
| 2 × (−C) | 2 × (0) = 0 |
| 1 × (−OH) | 1 × (−1) = −1 |
| Сумма: | 0 |
С.О.(C) = −(0) = 0
В ацетоне: −CO−
| 2 × (−C) | 2 × (0) = 0 |
| 1 × (=O) | 1 × (−2) = −2 |
| Сумма: | −2 |
С.О.(C) = −(−2) = +2
Шаг 2. Составляем электронный баланс:
| C0 − 2ē → C+2 | | 3 | ← восстановитель (спирт) |
| 2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 | | 1 | ← окислитель (дихромат) |
Шаг 3. Уравненная реакция:
Окислитель и восстановитель:
- K₂Cr₂O₇ — окислитель (за счёт Cr+6)
- (CH₃)₂CHOH — восстановитель (за счёт C0)
Вопрос 1: Метод электронного баланса
ПроверкаКакой фундаментальный принцип лежит в основе расстановки коэффициентов методом электронного баланса?
Ответ: Равенство отданных и принятых электронов.
Пояснение: В любой окислительно-восстановительной реакции общее число электронов, отданных атомами восстановителя, должно быть строго равно суммарному числу электронов, принятых атомами окислителя.
Вопрос 2: Комплексный анализ
ПроверкаКакова сумма всех коэффициентов в уравнении реакции горения аммиака в кислороде (без участия катализатора) с образованием азота и воды?
Ответ: 15.
Пояснение: Уравнение имеет вид: $4NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2N_2 + 6H_2O$. Проверка по балансу: азот отдает 6 электронов (на $N_2$), кислород принимает 4 электрона. НОК = 12. Коэффициенты: 4, 3, 2, 6. Сумма: 4+3+2+6 = 15.