§ 39. Окислительно-восстановительные реакции

СУЩНОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Любое химическое превращение веществ можно классифицировать по числу и составу реагентов и продуктов (реакции соединения, разложения, замещения и обмена). Однако среди них существует еще один, неизмеримо более глубокий фундаментальный признак деления — изменение степеней окисления атомов в процессе реакции.

Сравним две классические реакции с участием соляной кислоты:

1. Взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия (реакция обмена):

Расставив степени окисления, мы видим, что ни один атом не изменил своего значения: водород остался $+1$, хлор $-1$, натрий $+1$, углерод $+4$, кислород $-2$. Произошел лишь простой обмен ионами без перехода электронов.

1. Взаимодействие соляной кислоты с цинком (реакция замещения):

Здесь картина принципиально иная: нейтральный атом цинка повысил свою степень окисления от $0$ до $+2$, а ионы водорода понизили степень окисления от $+1$ до $0$ в простом веществе. Произошел реальный переход электронов от одних атомов к другим!

Реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов, образующих вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Связь ОВР с классическими четырьмя типами химических реакций подчиняется четким закономерностям:

• Все реакции замещения — безусловно являются ОВР, поскольку в них всегда участвуют простые вещества с нулевой степенью окисления ($\text{Fe} + \text{CuSO}_4 = \text{FeSO}_4 + \text{Cu}$).
• Реакции обмена — никогда не являются ОВР, так как при обмене составными частями переход электронов не происходит.
• Реакции соединения и разложения — могут быть как ОВР (если в них участвуют или образуются простые вещества: $2\text{H}_2 + \text{O}_2 = 2\text{H}_2\text{O}; \; 2\text{HgO} = 2\text{Hg} + \text{O}_2\uparrow$), так и некаталитическими реакциями без изменения степеней окисления ($\text{CaO} + \text{H}_2\text{O} = \text{Ca(OH)}_2; \; \text{Cu(OH)}_2 = \text{CuO} + \text{H}_2\text{O}$).

ПРОЦЕССЫ ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЯ. ОКИСЛИТЕЛЬ И ВОССТАНОВИТЕЛЬ

Переход электронов в ОВР складывается из двух встречных, неразрывно связанных между собой элементарных процессов:

1. Процесс окисления:

Это процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой, в результате которого степень окисления элемента закономерно повышается.

Мнемоническая подсказка: слова Отдача и Окисление начинаются с одной буквы — «О»:

2. Процесс восстановления:

Это процесс принятия (взятия) электронов, в результате которого степень окисления элемента понижается.

Мнемоническая подсказка: слова Взятие и Восстановление начинаются с буквы — «В»:

Участники ОВР:

• Восстановитель — это частица или вещество, которое отдает электроны. В ходе реакции сам восстановитель окисляется (повышает свою степень окисления). Восстановитель — это «донор» электронов.
• Окислитель — это частица или вещество, которое принимает электроны. В ходе реакции сам окислитель восстанавливается (понижает свою степень окисления). Окислитель — это «акцептор» электронов.

Окисление и восстановление — это две стороны одной медали. Ни один атом не может отдать электроны в пустоту, если рядом нет атома, способного их принять. Поэтому процессы окисления и восстановления протекают строго одновременно и в абсолютном балансе.

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Поскольку свободные электроны не могут накапливаться в растворе или исчезать в никуда, в любой ОВР строго соблюдается фундаментальный закон сохранения электрического заряда:

Число электронов, отданных восстановителем, должно в точности равняться числу электронов, принятых окислителем.

На этом законе основан метод электронного баланса — главный инструмент расстановки коэффициентов в сложных химических уравнениях.

Разберем универсальный алгоритм на примере реакции взаимодействия алюминия с соляной кислотой:

Шаг 1. Запись схемы реакции и расстановка степеней окисления:

Записываем формулы реагентов и продуктов и проставляем степени окисления над каждым химическим элементом:

Шаг 2. Выявление элементов, изменивших степени окисления:

Видим, что алюминий изменил степень окисления от $0$ до $+3$, а водород — от $+1$ до $0$. Хлор остался без изменений ($-1$).

Шаг 3. Составление электронных уравнений полуреакций:

Учитываем, что молекула газообразного водорода двухатомна ($\text{H}_2$), поэтому в полуреакции участвуют 2 атома водорода:

$$\begin{array}{r|l}

\overset{0}{\text{Al}} - 3\bar{e} \longrightarrow \overset{+3}{\text{Al}} & 2 \quad (\text{процесс окисления}, \; \text{Al}^0 \text{ — восстановитель}) \\

2\overset{+1}{\text{H}} + 2\bar{e} \longrightarrow \overset{0}{\text{H}}_2 & 3 \quad (\text{процесс восстановления}, \; \text{H}^{+1} \text{ — окислитель})

\end{array}$$

Шаг 4. Нахождение наименьшего общего кратного (НОК) и множителей:

Число отданных электронов равно 3, принятых — 2.

Находим $\text{НОК}(3, 2) = 6$.

Делим НОК на число переданных электронов и получаем коэффициенты крест-накрест:

• Для алюминия: $6 : 3 = \mathbf{2}$
• Для водорода: $6 : 2 = \mathbf{3}$

Шаг 5. Перенос основных коэффициентов в уравнение реакции:

Ставим коэффициент 2 перед алюминием и 3 перед молекулярным водородом:

Шаг 6. Уравнивание остальных элементов и итоговая проверка:

В правой части уравнения содержится $2 \times 3 = 6$ атомов хлора (в составе $2\text{AlCl}_3$) и $3 \times 2 = 6$ атомов водорода (в составе $3\text{H}_2$). Следовательно, перед соляной кислотой $\text{HCl}$ в левой части ставим коэффициент 6:

Уравнение полностью уравнено и проверено!

ГРАФИЧЕСКАЯ ШКАЛА СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

Для безошибочного определения процессов окисления и восстановления используют наглядную числовую шкалу степеней окисления:

• Движение слева направо ($\rightarrow$) — отдача отрицательных электронов, увеличение заряда, окисление (вещество является восстановителем).
• Движение справа налево ($\leftarrow$) — прием отрицательных электронов, уменьшение заряда, восстановление (вещество является окислителем).

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ

Возможности атома отдавать или принимать электроны всецело зависят от его текущей степени окисления:

1. Только окислители (элементы в высшей степени окисления):

Когда атом отдал все свои валентные электроны, он больше не способен отдавать электроны в принципе. Он может только принимать их. Вещества, содержащие элементы в максимальной степени окисления, проявляют исключительно окислительные свойства:

• Азотная кислота $\text{H}\overset{+5}{\text{N}}\text{O}_3$ (азот в высшей с.о. $+5$)
  • Концентрированная серная кислота $\text{H}_2\overset{+6}{\text{S}}\text{O}_4$ (сера в высшей с.о. $+6$)
  • Перманганат калия $\text{K}\overset{+7}{\text{Mn}}\text{O}_4$ (марганец в высшей с.о. $+7$)
  • Простой фтор $\overset{0}{\text{F}}_2$ (сильнейший окислитель среди простых веществ)

1. Только восстановители (элементы в низшей степени окисления):

Когда внешний электронный слой атома полностью заполнен до октета, он не способен принимать дополнительные электроны. Он может только отдавать их. Такие вещества являются исключительно восстановителями:

• Все металлы в виде простых веществ ($\overset{0}{\text{Na}}, \overset{0}{\text{Zn}}, \overset{0}{\text{Fe}}, \overset{0}{\text{Al}}$)
  • Сероводород $\text{H}_2\overset{-2}{\text{S}}$ (сера в низшей с.о. $-2$)
  • Иодоводород $\text{H}\overset{-1}{\text{I}}$ и йодиды (йод в низшей с.о. $-1$)
  • Аммиак $\overset{-3}{\text{N}}\text{H}_3$ (азот в низшей с.о. $-3$)

1. Окислительно-восстановительная двойственность (промежуточные степени окисления):

Если элемент находится в промежуточной степени окисления, он способен как отдавать электроны (повышая с.о. до максимума и выступая восстановителем), так и принимать их (понижая с.о. до минимума и выступая окислителем). Его роль зависит от силы реагирующего партнера:

• Оксид серы(IV) $\overset{+4}{\text{S}}\text{O}_2$ (промежуточная с.о. между $-2$ и $+6$)
  • Пероксид водорода $\text{H}_2\overset{-1}{\text{O}}_2$ (кислород в с.о. $-1$ между $-2$ и $0$)
  • Простые вещества-неметаллы ($\overset{0}{\text{C}}, \overset{0}{\text{P}}, \overset{0}{\text{S}}$): в реакциях с металлами они принимают электроны (окислители), а в реакциях с кислородом отдают электроны (восстановители).