Окисление и восстановление, окислитель и восстановитель

Окисление — отдача электронов атомом (ионом); степень окисления при этом повышается: $\mathrm{Fe^0-2e^-\to Fe^{+2}}$ . Восстановление — присоединение электронов; степень окисления понижается: $\mathrm{Cl_2^0+2e^-\to2Cl^{-1}}$ .

Частица, которая отдаёт электроны, — восстановитель, сама она окисляется. Частица, которая принимает электроны, — окислитель, сама она восстанавливается. Оба процесса идут одновременно, и число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Например, в реакции $\mathrm{CuO+H_2=Cu+H_2O}$ ион $\mathrm{Cu^{+2}}$ принимает электроны (окислитель, восстанавливается), а $\mathrm{H_2^0}$ отдаёт электроны (восстановитель, окисляется).

Типичные окислители и восстановители

По степени окисления элемента можно заранее предсказать роль вещества:

в высшей степени окисления элемент может быть только окислителем: $\mathrm{HNO_3}$ ( $\mathrm{N^{+5}}$ ), $\mathrm{KMnO_4}$ ( $\mathrm{Mn^{+7}}$ ), $\mathrm{K_2Cr_2O_7}$ ( $\mathrm{Cr^{+6}}$ ), концентрированная $\mathrm{H_2SO_4}$ ( $\mathrm{S^{+6}}$ );
в низшей — только восстановителем: металлы, $\mathrm{H_2S}$ ( $\mathrm{S^{-2}}$ ), $\mathrm{NH_3}$ ( $\mathrm{N^{-3}}$ ), $\mathrm{HI}$ ( $\mathrm{I^{-1}}$ );
в промежуточной — и окислителем, и восстановителем: $\mathrm{S}$ , $\mathrm{SO_2}$ , $\mathrm{HNO_2}$ , $\mathrm{H_2O_2}$ , соединения железа(II).

Другие типичные окислители: $\mathrm{F_2}$ , $\mathrm{O_2}$ , $\mathrm{O_3}$ , $\mathrm{Cl_2}$ ; типичные восстановители: $\mathrm{H_2}$ , $\mathrm{C}$ , $\mathrm{CO}$ .

Продукт может зависеть от среды. $\mathrm{KMnO_4}$ в кислой среде восстанавливается до $\mathrm{Mn^{2+}}$ (бесцветный раствор), в нейтральной до $\mathrm{MnO_2}$ (бурый осадок), в щелочной до $\mathrm{K_2MnO_4}$ (зелёный раствор).

Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные: окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ: $\mathrm{Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2}$ , $\mathrm{CuO+H_2=Cu+H_2O}$ .
Внутримолекулярные: окисляются и восстанавливаются атомы разных элементов одного вещества: $\mathrm{2KClO_3=2KCl+3O_2}$ ( $\mathrm{Cl^{+5}\to Cl^{-1}}$ , $\mathrm{O^{-2}\to O^0}$ ), $\mathrm{2HgO=2Hg+O_2}$ .
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление): часть атомов одного элемента в одной степени окисления окисляется, а часть восстанавливается: $\mathrm{Cl_2+2NaOH=NaCl+NaClO+H_2O}$ ( $\mathrm{Cl^0\to Cl^{-1}}$ и $\mathrm{Cl^0\to Cl^{+1}}$ ), $\mathrm{3S+6NaOH=2Na_2S+Na_2SO_3+3H_2O}$ .

Реакции обмена ( $\mathrm{NaOH+HCl=NaCl+H_2O}$ ) не являются ОВР: степени окисления не меняются. Реакции замещения в неорганической химии всегда окислительно-восстановительные.

Расстановка коэффициентов методом электронного баланса

Порядок действий:

Расставьте степени окисления всех элементов и найдите те, что изменились.
Составьте электронные уравнения окисления и восстановления.
Найдите наименьшее общее кратное отданных и принятых электронов; множители становятся коэффициентами перед окислителем и восстановителем (и их продуктами).
Уравняйте остальные атомы: сначала металлы, затем кислотные остатки, затем водород; проверьте по кислороду.

Реакция меди с концентрированной азотной кислотой: $\mathrm{Cu+HNO_3\to Cu(NO_3)_2+NO_2+H_2O}$ .

$\mathrm{Cu^0-2e^-\to Cu^{+2}}$ , множитель 1;
$\mathrm{N^{+5}+1e^-\to N^{+4}}$ , множитель 2.

На две молекулы $\mathrm{NO_2}$ расходуются 2 $\mathrm{HNO_3}$ как окислитель и ещё 2 $\mathrm{HNO_3}$ на образование соли (в $\mathrm{Cu(NO_3)_2}$ два нитрат-иона):

\mathrm{Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2+2H_2O}

Запомните

Восстановитель отдаёт электроны и окисляется; окислитель принимает электроны и восстанавливается.
Высшая степень окисления: только окислитель; низшая: только восстановитель; промежуточная: двойственные свойства.
Типы: межмолекулярные, внутримолекулярные реакции и диспропорционирование.
Число отданных электронов равно числу принятых: на этом основан электронный баланс.
$\mathrm{KMnO_4}$ : в кислой среде $\mathrm{Mn^{2+}}$ , в нейтральной $\mathrm{MnO_2}$ , в щелочной $\mathrm{MnO_4^{2-}}$ .

Разобранные примеры

Пример 1
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, найдите сумму коэффициентов:

$\mathrm{KMnO_4+HCl\to KCl+MnCl_2+Cl_2+H_2O}$
Решение
1. Степени окисления меняют: $\mathrm{Mn^{+7}\to Mn^{+2}}$ , $\mathrm{Cl^{-1}\to Cl_2^0}$ .
2. Электронные уравнения:
- $\mathrm{Mn^{+7}+5e^-\to Mn^{+2}}$ , множитель 2 (окислитель $\mathrm{KMnO_4}$ , восстанавливается);
- $\mathrm{2Cl^{-1}-2e^-\to Cl_2^0}$ , множитель 5 (восстановитель $\mathrm{HCl}$ , окисляется).
1. Коэффициенты: 2 $\mathrm{KMnO_4}$ , 2 $\mathrm{MnCl_2}$ , 5 $\mathrm{Cl_2}$ ; по калию 2 $\mathrm{KCl}$ .
2. Атомов хлора справа: $2+4+10=16$ , значит, 16 $\mathrm{HCl}$ ; водорода 16, то есть 8 $\mathrm{H_2O}$ . Кислород: слева 8, справа 8.
$\mathrm{2KMnO_4+16HCl=2KCl+2MnCl_2+5Cl_2+8H_2O}$
1. Сумма: $2+16+2+2+5+8=35$ .
Ответ: 35; окислитель $\mathrm{KMnO_4}$ , восстановитель $\mathrm{HCl}$ .
Пример 2
Расставьте коэффициенты и определите тип реакции:

$\mathrm{Cl_2+KOH\xrightarrow{t}KCl+KClO_3+H_2O}$
Решение
1. Меняется степень окисления только у хлора: $\mathrm{Cl^0\to Cl^{-1}}$ и $\mathrm{Cl^0\to Cl^{+5}}$ . Один и тот же элемент и окисляется, и восстанавливается: это диспропорционирование.
2. $\mathrm{Cl^0+1e^-\to Cl^{-1}}$ , множитель 5; $\mathrm{Cl^0-5e^-\to Cl^{+5}}$ , множитель 1.
3. Значит, образуются 5 $\mathrm{KCl}$ и 1 $\mathrm{KClO_3}$ ; атомов хлора $5+1=6$ , то есть 3 $\mathrm{Cl_2}$ . По калию 6 $\mathrm{KOH}$ , по водороду 3 $\mathrm{H_2O}$ :
$\mathrm{3Cl_2+6KOH=5KCl+KClO_3+3H_2O}$
1. Проверка по кислороду: слева 6, справа $3+3=6$ .
Ответ: диспропорционирование; $\mathrm{Cl_2}$ одновременно окислитель и восстановитель.

Проверьте себя

Сначала решите сами, потом откройте ответ.

В каком соединении азот может проявлять только окислительные свойства?
1. $\mathrm{NH_3}$
2. $\mathrm{N_2}$
3. $\mathrm{NO}$
4. $\mathrm{HNO_3}$
5. $\mathrm{NaNO_2}$
Показать ответСкрыть ответ
Правильный ответ: D $\mathrm{HNO_3}$
В $\mathrm{HNO_3}$ у азота высшая степень окисления $+5$ , он может только принимать электроны. В $\mathrm{NH_3}$ ( $-3$ ) азот только восстановитель, а в $\mathrm{N_2}$ (0), $\mathrm{NO}$ ( $+2$ ) и $\mathrm{NaNO_2}$ ( $+3$ ) степень промежуточная.
Найдите сумму коэффициентов в уравнении реакции меди с разбавленной азотной кислотой: $\mathrm{Cu+HNO_3\to Cu(NO_3)_2+NO+H_2O}$ .
1. 9
2. 20
3. 18
4. 22
5. 12
Показать ответСкрыть ответ
Правильный ответ: B 20
$\mathrm{Cu^0-2e^-\to Cu^{+2}}$ , множитель 3; $\mathrm{N^{+5}+3e^-\to N^{+2}}$ , множитель 2. В 3 $\mathrm{Cu(NO_3)_2}$ шесть нитрат-ионов, плюс 2 $\mathrm{NO}$ , всего 8 $\mathrm{HNO_3}$ : $\mathrm{3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O}$ . Сумма: $3+8+3+2+4=20$ .
Какая реакция является реакцией диспропорционирования?
1. $\mathrm{2KClO_3=2KCl+3O_2}$
2. $\mathrm{Zn+CuSO_4=ZnSO_4+Cu}$
3. $\mathrm{2H_2S+SO_2=3S+2H_2O}$
4. $\mathrm{NaOH+HCl=NaCl+H_2O}$
5. $\mathrm{Cl_2+2KOH=KCl+KClO+H_2O}$
Показать ответСкрыть ответ
Правильный ответ: E $\mathrm{Cl_2+2KOH=KCl+KClO+H_2O}$
В E один и тот же элемент (хлор в степени окисления 0) и восстанавливается до $\mathrm{Cl^{-1}}$ , и окисляется до $\mathrm{Cl^{+1}}$ . A — внутримолекулярная ОВР, B и C — межмолекулярные (в C сера из степеней $-2$ и $+4$ переходит в $0$ ), D не является ОВР.

Типичные ошибки

Путать окислитель с окисляющимся веществом: окислитель принимает электроны и сам восстанавливается.
Забывать о молекулах кислоты, которые идут на образование соли: в реакции $\mathrm{Cu}$ с концентрированной $\mathrm{HNO_3}$ коэффициент перед кислотой 4, а не 2.
Не учитывать индекс в электронном уравнении: при образовании одной молекулы $\mathrm{Cl_2}$ два иона $\mathrm{Cl^{-1}}$ отдают 2 электрона, а не 1.

Всё ещё не до конца понятно?

Объяснит тему голосом, как на уроке, запишет всё на доске и проверит вопросами.

Изучить с Живым репетитором Решить задачу по фото