Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Например:                           ₊₂

СuSO₄.

5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

Например:                                       _{–1     +1}

HCl, HClO.

6. Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

 – 2ē ® 2H⁺ процесс окисления,

Fe⁺² – ē ® Fe⁺³ процесс окисления,

2J^– – 2ē ®       процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

 + 4ē ® 2O^–2  процесс восстановления,

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺² процесс восстановления,

Cu⁺² +2ē ® Cu⁰  процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

· некоторые простые вещества:

металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

неметаллы: например, H₂, C, S;

· некоторые сложные вещества: например, сероводород (H₂S) и сульфиды (Na₂S), сульфиты (Na₂SO₃), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH₃);

· катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃;

· катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

· некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F₂, CI₂, Br₂, I₂), халькогены (О₂, О₃, S);

· некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO₃),серная кислота (H₂SO_{4 конц.}), прерманганат калия (K₂MnO₄), бихромат калия (K₂Cr₂O₇), хромат калия (K₂CrO₄), оксид марганца (IV) (MnO₂), оксид свинца (IV) (PbO₂), хлорат калия (KCIO₃), пероксид водорода (H₂O₂);

· анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1) Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

2) Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

 _{+7              + 4                               + 2                 + 6}

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

 

5 S⁺⁴ – 2 e- → S⁺⁶   процесс окисления,  восстановитель

2 Mn⁺⁷ + 5 e- → Mn⁺² процесс восстановления, окислитель.

4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:

2KMnO₄ +5Na₂SO₃ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ.

Например:

                                _{0   +3              0       +3}

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃,

Al⁰ – 3e^– → Al⁺³ окисление, восстановитель,

Fe⁺³ +3e^– → Fe⁰ восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe⁺³) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

                                                           _{+5            –1       0}

2 KClO₃ = KCl + 3O₂

2      CI⁺⁵ + 6e^– → CI^–1 восстановление, окислитель

3      2O^–2 – 4е^– →       окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O^–2) и окислитель (CI⁺⁵) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

                                                 _{-3 +3         0}       

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

           N^–3 – 3e^– → N⁰ восстановление, окислитель

           N⁺³ + 3e^– → N⁰ окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования.