ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР, Red-Ox)

В технике:

вся металлургическая промышленность основана на окислительно- восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений.


В биологических системах: фотосинтез, дыхание, пищеварение – всё это цепи окислительно-восстановительных реакций.

вычисленный из предположения, что соединение состоит только из ионов

Степени окисления

могут быть:

отрицательными (атомы принимают электроны от других атомов)
положительными (атомы отдают свои электроны другим атомам)
иметь нулевое значение (степень окисления атома, входящего в состав простого вещества)
Степень окисления не совпадает с валентностью
(числом ковалентных связей)

СО С≡О

+2

положительное ее значение

Для данного элемента максимально возможная положительная степень

окисления, как правило равна номеру группы в Периодической системе Д.И. Менделеева.
Так, для азота и фосфора наивысшая степень окисления равна +5 (элементы V группы), для углерода и свинца +4 (элементы IV группы).

Низшая степень окисления – наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях

Сумма всех степеней окисления равна заряду частицы (нулю для молекулы или заряду данного иона).

реакции. 
Восстановителем называют реагент, который отдает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
Окислением

называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления. 
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления. 

окислительные свойства, в то время как элемент в низшей степени

окисления - только восстановительные.
Производные в промежуточной степени окисления могут быть как окислителями, так и восстановителями, например:







Видно, что в первой реакции железо (III) восстанавливается до железа (II), в то время как во второй - окисляется до железа (VI).

Окислитель и восстановитель

направо окислительные свойства атомов элементов усиливаются, так как уменьшаются их

атомные радиусы

В главных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства атомов элементов усиливаются

В побочных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства атомов элементов уменьшаются

пероксиды Н2О2,
производные элементов в высшей или достаточно высокой степени

окисления (например, КМnО4, К2Сr2О7, HNO3, РbО4),
кислородные соединения галогенов (Cl2O).

К типичным восстановителям могут быть отнесены:
простые вещества - металлы (наиболее сильные восстановители из них - щелочные и щелочноземельные);
некоторые простые вещества-неметаллы (например, водород и углерод);
производные элементов в низших или невысоких степенях окисления (например, H2S, SO2, СО, HI, NH3, Н3РО3, SnCl2, FeCl2);
многие органические соединения.

и восстановитель являются атомами разных элементов , но находятся в

составе одного вещества

Окислитель и восстановитель находятся в одном веществе и являются одним и тем же элементом

2NO2 = 2NO + O2

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl +KClO3 + 3H2O

Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления
2.

Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления
3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов
5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов

среды используют разб. H2SO4. Азотную и соляную применяют редко: азотная

кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия и гидроксида натрия.

Cr+3

H+

OH−

Cr+6 (K2Cr2O7)
(раствор оранжевого цвета)

Cr+6 (K2CrO4)
(раствор желтого цвета)

воды, а связывается он ионами водорода
В щелочной среде кислород предоставляют

ионы ОН¯, а связывается он молекулами воды

для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц

и последующим суммированием их в общее уравнение.
Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих только в растворах.
Достоинства метода.
1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. (Например, ионы и а не атом азота со степенью окисления +3 и атом серы со степенью окисления +4.)
2. Понятие «степень окисления» не используется.
3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции.
4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
 

находят окислитель, восстановитель и среду
2. Записывают формулы окислителя и

восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде
3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов
5. Составляют ионное уравнение реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами

K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S  S + ...
Ок Среда Вс

Cr2O72– + H+ + H2S  S + Cr3+ + H2O
Cr2O72– (Оф) → Cr3+ (Вф)
H2S (Вф) → S (Оф)

Cr2O72– + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O
H2S – 2e– = S + 2H+

н.о.к. 6
Cr2O72– + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O | 1
H2S – 2e– = S + 2H+ | 3

Cr2O72– + 8H+ + 3H2S = 3S + 2Cr3+ + 7H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4

+ 2H2O

Но, встречаясь с очень сильным окислителем, таким, как KMnO4,

пероксид водорода выступает как восстановитель

В кислой среде:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 5O2 + 8H2O

Mn7+ + 5e = Mn2+ 2 окислитель
H2O2 – 2e = O2 + 2H+ 5 восстановитель

+ H2O
Br– + Fe3+ ≠ Br2 + Fe2+
Br2 + Fe2+

 Br– + Fe3+

Количественная мера окислительной способности (и восстановительной способности) – электродный потенциал