5. Окислительно-восстановительные реакции

Определения и обозначения

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, который показывает, как распределились бы электроны, если считать химические связи ионными. У простого вещества она равна нулю, а у одноатомного иона совпадает с его зарядом. В соединении степени окисления находят по правилам и проверяют по общей сумме: для нейтральной формулы она равна нулю, для иона — его заряду. Это обозначение нужно, чтобы проследить за изменением электронного состояния элементов в реакции.

Окисление — отдача электронов атомом или ионом, сопровождающаяся повышением степени окисления. Например, если атом Mg отдаёт два электрона, он превращается в ион Mg²⁺: степень окисления меняется с 0 на +2. Такой процесс помогает определить, какая частица служит источником электронов в реакции. Запись электронов в полуреакции показывает сам переход, а изменение степени окисления позволяет обнаружить его в уравнении.

Восстановление — присоединение электронов частицей, при котором её степень окисления понижается. Так, ион Cu²⁺, приняв два электрона, превращается в атом Cu со степенью окисления 0. Снижение значения показывает, что частица получила отрицательный заряд электронов. Это понятие нужно, чтобы найти участников, которые принимают электроны от других частиц.

Окислитель — частица, принимающая электроны и сама восстанавливающаяся; восстановитель — частица, отдающая электроны и сама окисляющаяся. Поэтому окислитель не обязательно является кислородом, а восстановитель — водородом: их роль определяется именно переходом электронов. Названия указывают на воздействие частицы на партнёра по реакции. Сопоставление ролей помогает правильно описывать превращение и составлять электронный баланс.

Как это устроено

Чтобы определить степени окисления, сначала выясняют, простое перед нами вещество или соединение. В простом веществе, например O₂ или Fe, каждый атом имеет степень окисления 0; у одноатомного иона она равна его заряду. В соединениях часто известны значения типичных элементов: кислород обычно −2, водород обычно +1, а щелочные металлы +1. Неизвестное значение находят так, чтобы сумма с учётом числа атомов дала общий заряд формулы: ноль для нейтрального вещества или заряд иона.

Связь степени окисления с электронами объясняется условным распределением электронов в связях. Если атом отдаёт электронную плотность, его условный заряд становится более положительным, поэтому степень окисления повышается. Если атом получает электронную плотность, значение становится ниже. Например, переход от +2 к 0 соответствует присоединению двух электронов, а переход от −1 к 0 — отдаче одного электрона.

Окисление и восстановление происходят одновременно, потому что электрон не может просто исчезнуть из реакции. Отдающая его частица должна встретиться с частицей, способной принять этот электрон. Поэтому при описании ОВР всегда находят обе стороны переноса: кто отдаёт и кто принимает. Именно сохранение электронов лежит в основе электронного баланса и объясняет, почему процессы нельзя рассматривать отдельно.

Окислитель и восстановитель определяют не по названию вещества и не по наличию в нём кислорода, а по изменению степеней окисления. Элемент, у которого степень окисления понизилась, принял электроны: частица с этим элементом является окислителем. Если степень повысилась, элемент отдал электроны, а соответствующая частица выступает восстановителем. Сравнение степеней окисления слева и справа от стрелки позволяет проверить вывод независимо от внешнего вида формул.

Электронный баланс нужен, чтобы коэффициенты отражали сохранение электронов. Сначала для каждого изменившего степень окисления элемента записывают, сколько электронов отдано или принято одним атомом, а затем учитывают число таких атомов. Подбирают множители так, чтобы общее число отданных электронов совпало с общим числом принятых. Полученные множители дают соотношение частиц, после чего расставляют коэффициенты перед веществами и проверяют число всех атомов в уравнении.

Сравнение окисления и восстановления

Пользуйтесь таблицей, сравнивая один и тот же элемент в исходном веществе и продукте реакции. Повышение степени окисления указывает на окисление, а понижение — на восстановление. Затем по движению электронов определите роли частиц: отдающая является восстановителем, принимающая — окислителем.

Разбор задач

Реакция 2Mg + O₂ → 2MgO

Задача. Определить, какие элементы изменили степени окисления, и назвать окислитель и восстановитель в реакции 2Mg + O₂ → 2MgO. Перед реакцией магний и кислород находятся в простых веществах. Поэтому их степени окисления до реакции равны нулю, что даёт исходные значения для сравнения.

1. В продукте MgO кислород обычно имеет степень окисления −2. Соединение нейтрально, значит, степень окисления магния равна +2: сумма +2 и −2 равна нулю.
2. Магний изменился от 0 до +2 и отдал два электрона на атом. Кислород изменился от 0 до −2 и принял два электрона на атом; в молекуле O₂ таких атомов два.
3. Следовательно, Mg окисляется и является восстановителем, а O₂ восстанавливается и является окислителем. В уравнении два атома Mg отдают в сумме четыре электрона, которые принимают два атома кислорода.

Ответ: степени окисления изменили Mg: 0 → +2 и O: 0 → −2; восстановитель — Mg, окислитель — O₂. Электронный переход согласуется с коэффициентами в уравнении.

Реакция CuO + H₂ → Cu + H₂O

Задача. Расставить коэффициенты в уравнении CuO + H₂ → Cu + H₂O и определить окислитель и восстановитель. Сначала проверим степени окисления, потому что именно их изменение показывает, где происходит перенос электронов. Кислород присутствует и до, и после реакции, поэтому отдельно проверим, меняется ли его значение.

1. В CuO кислород имеет −2, значит, медь имеет +2. В простых веществах Cu и H₂ степени окисления равны 0; в H₂O водород имеет +1, а кислород −2.
2. Медь меняется от +2 до 0 и принимает два электрона. Водород меняется от 0 до +1: два атома H₂ вместе отдают четыре электрона, поэтому нужны две частицы CuO и два атома Cu.
3. Кислород остаётся со степенью −2 и в электронный баланс не входит. Поставив коэффициенты, получаем 2CuO + 2H₂ → 2Cu + 2H₂O; после сокращения на 2 это CuO + H₂ → Cu + H₂O.

Ответ: коэффициенты в исходном уравнении равны 1:1:1:1. CuO — окислитель, потому что медь принимает электроны; H₂ — восстановитель, потому что водород их отдаёт.

Реакция KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Задача. Расставить коэффициенты методом электронного баланса. Чтобы увидеть перенос электронов, сначала найдём степени окисления марганца и хлора. Калий, водород и кислород не меняют степени окисления, поэтому для баланса их пока не рассматриваем.

1. В KMnO₄ калий имеет +1, кислород −2, значит, марганец имеет +7. В MnCl₂ марганец имеет +2: каждый атом Mn принимает пять электронов.
2. В HCl хлор имеет −1, а в Cl₂ — 0. Каждый атом хлора отдаёт один электрон; для образования одной молекулы Cl₂ два атома отдают два электрона.
3. Уравниваем электроны: два атома Mn принимают 10e⁻, а десять атомов Cl отдают 10e⁻. Поэтому ставим 2 перед KMnO₄ и MnCl₂, а 5 перед Cl₂.
4. Теперь уравниваем остальные атомы: 2K дают 2KCl, для 2MnCl₂ и 2KCl требуется 14 атомов хлора из HCl, а ещё 10 атомов образуют 5Cl₂. Всего нужно 16HCl; 16 атомов водорода дают 8H₂O, и кислород также уравнен.

Ответ: 2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O. Марганец в перманганате принимает электроны, поэтому KMnO₄ — окислитель; хлорид-ионы отдают электроны, поэтому HCl выступает восстановителем.

Типичные ошибки

Ошибка: считать степень окисления реальным зарядом каждого атома. В ионном соединении она может совпадать с зарядом иона, но в большинстве веществ это условная величина, полученная по правилам распределения электронов. Путаница возникает потому, что знак и число выглядят как обычный заряд. Проверьте себя: если вещество молекулярное, не утверждайте, что каждый его атом действительно имеет указанный заряд.

Ошибка: считать, что повышение степени окисления означает присоединение электронов. При отдаче отрицательно заряженных электронов частица становится условно более положительной, поэтому значение повышается. Перепутать процессы легко, если запоминать только слова «окисление» и «восстановление». Проверка простая: повышение — отдача, понижение — присоединение; можно также записать электрон в полуреакции.

Ошибка: называть окислителем частицу, которая сама окисляется. Окислитель принимает электроны у восстановителя, а сам при этом восстанавливается. Ошибку вызывает сходство названий: кажется, что окислитель должен окисляться. Сверьте роль с изменением степени окисления: у окислителя она понижается, у восстановителя повышается.

Ошибка: расставлять коэффициенты электронного баланса до уравнивания электронов. Тогда коэффициенты могут не сохранять число электронов, а значит, не отражать возможное превращение частиц. Часто сначала подбирают числа для атомов по формуле и забывают, что в ОВР важен ещё и переход электронов. Перед расстановкой остальных коэффициентов проверьте: общее число отданных электронов должно равняться общему числу принятых.

Связь с другими темами

Для разбора ОВР нужны знания о составе атома и иона, их зарядах и формулах веществ. Без правил определения степеней окисления нельзя установить, какие элементы изменились, а значит, нельзя найти участников переноса электронов. Навык составления формул и уравнений помогает проверить результат по числу атомов и общему заряду. Поэтому тему удобно связывать с уже изученными частицами и химическими формулами.

Понятие ОВР пригодится при составлении уравнений химических реакций и изучении электрохимии. Перенос электронов лежит в основе работы гальванических элементов и электролиза. С ним также связана коррозия — постепенное разрушение металлов при взаимодействии с окружающей средой. Понимание электронного обмена помогает объяснить, почему такие процессы происходят и как их можно замедлить.

Что запомнить

• Окисление — отдача электронов и повышение степени окисления.
• Восстановление — присоединение электронов и понижение степени окисления.
• Окисление и восстановление происходят одновременно.
• Окислитель принимает электроны и восстанавливается.
• Восстановитель отдаёт электроны и окисляется.
• В электронном балансе число отданных электронов равно числу принятых.