Метод электронного баланса - Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Коррозия металлов и способы защиты от нее - ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ

Признаки окислительно-восстановительных реакций

- ЗАПОМНИ. Окислительно-восстановительные реакции — это единство противоположных процессов окисления и восстановления.

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (числу и характеру реагирующих и образовавшихся веществ, направлению, фазовому составу, тепловому эффекту, использованию катализатора) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Например, в реакции:

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции — взаимодействие соляной кислоты с цинком:

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк — с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону:

а каждый атом цинка — отдал два электрона:

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Окислитель и восстановитель. Окисление и восстановление

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.

Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т. е. восстанавливаясь:

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, превращая их при этом в атомы:

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т. е. окисляются:

Отдавать свои электроны могут отрицательные ионы:

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, то есть окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено ниже.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом. Например, азот в азотной кислоте имеет максимальное значение степени окисления +5, т. е. он «потерял» все электроны, поэтому азот и азотная кислота будут проявлять только окислительные свойства.

Азот в аммиаке имеет минимальное значение степени окисления -3, то есть он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Оксид азота (II) Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например: ), так и восстановительные (например: ) свойства.

Метод электронного баланса

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Например, реакция взаимодействия алюминия с хлоридом меди (II) описывается схемой:

а электронные уравнения будут иметь вид:

Молекулярное уравнение этой реакции:

3CuCl₂ + 2Al = 2AlCl₃ + 3Cu

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Известно, что первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на концентрированную серную кислоту и азотную кислоту любой концентрации.

- ЗАПОМНИ. Степень окисления — это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентно полярные) состоят только из ионов.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат-ионов. Поэтому H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ (любой концентрации) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до SO₂, NO и т. д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получаются нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных и конечных веществ с указанием степеней окисления:

Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

Составим электронные уравнения, то есть отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

Ставим коэффициент 3 перед Cu⁰ и перед формулой нитрата меди (II), в котором Cu⁺², т. к. с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент 2 поставим только перед формулой вещества с N⁺², т. к. это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед HNO₃ коэффициент не запишем, ибо N⁺⁵ встречается еще раз в формуле Cu(NO₃)₂. Запись имеет вид:

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно 3 · 2 = 6 из Cu(NO₃)₂ и еще два атома из 2NO, всего 8.

Поэтому перед HNO₃ запишем коэффициент 8:

и уравняем число атомов водорода:

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — 24 атома и после реакции — 24 атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

8HNO₃ + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O