что такое окислительные свойства в химии

ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ В ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ

Окислители и восстановители в химии — интересный, но очень часто вызывающий затруднения, вопрос.

К примеру, превращение с помощью нитрифицирующих бактерий атмосферного азота в легко усваиваемую растениями форму, фотосинтез, дыхание живых организмов (от бактерий до высших растений и животных) — это ОВР в природе.

А вот выплавка стали, промышленное получение аммиака из азота и водорода, гальванические процессы, электролиз – эти и огромное количество других процессов являются примерами ОВР в технике.

Так что же такое окислительно-восстановительные реакции (процессы)?

Понятие окислительно-восстановительной реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это процессы, в ходе которых изменяются степени окисления атомов химических элементов.

Окисление и восстановление сопровождают друг друга. Один процесс без другого просто не существует. Почему?

Изменение степени окисления всегда означает переход электронов от одних частиц к другим. То есть одни частицы отдают электроны в ходе химического или электрохимического взаимодействия, а другие частицы принимают. Здесь срабатывает закон сохранения материи.

Окислители, восстановители. Окисление, восстановление

Итак, окисление – это процесс, в ходе которого частица передает свои электроны другой частице. В качестве таких частиц могут выступать отдельные атомы или ионы, а также молекулы.

Переход электронов принято показывать с помощью полуреакций:

Как не сложно заметить из представленных полуреакций, окислительный процесс приводит к увеличению степени окисления.

Частица, принимающая электроны, является окислителем.

Восстановление всегда сопровождается уменьшением степени окисления!

Способность к окислению и восстановлению: как определить

Существует несколько закономерностей, которые помогают определить наличие у частицы (атома, иона, молекулы) способности окисляться или восстанавливаться. Обратимся к периодической таблице химических элементов.

1) В периодах слева направо (т.е. с повышением порядкового номера элемента) восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные увеличиваются:

То есть в начале периода находятся явные восстановители, а в конце – окислители. Например, в III периоде активным восстановителем является натрий, а активным окислителем – хлор.

А причина данной закономерности кроется в строении атомов элементов.

У атомов элементов одного периода:

В связи с этим растет и сила притяжения электронов к ядру. В результате радиус атома уменьшается.

У элементов конца периода эта сила велика. Поэтому атомы очень трудно отдают свои электроны в химических взаимодействиях и легче принимают их от других атомов, стремясь завершить внешний энергетический уровень. Так проявляются их окислительные свойства.

Атомам элементов начала периода для завершения внешнего уровня до устойчивого 8-электронного состояния легче отдать свои немногочисленные электроны, проявив тем самым восстановительные свойства.

2) Элементы побочных подгрупп (это металлы четных рядов больших периодов) на внешнем уровне имеют 2 или 3 (реже 1 в случае «провала») электрона, поэтому легко могут их отдавать, являясь, таким образом, восстановителями:

3) Элементы одной главной подгруппы имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне (например, элементы VI группы – шесть электронов). Число же энергетических уровней увеличивается и, соответственно, радиусы атомов тоже увеличиваются. Это приводит к тому, что электроны внешних уровней удаляются от ядра и притяжение их к нему ослабевает.

Вот именно поэтому, восстановительная способность (способность отдавать электроны) у элементов главных подгрупп сверху вниз растет, а окислительная способность (способность принимать электроны) снижается:

Так, среди элементов главной подгруппы VI группы окислительная способность сильнее всего проявляется у кислорода, а теллур в некоторых взаимодействиях способен проявлять восстановительные свойства.

4) Определить, чем будет являться частица (или вещество, в состав которого она входит) в окислительно-восстановительном процессе, можно по значению степени окисления (с.о.).

Если атомы имеют самую наименьшую с.о., то проявят они восстановительные свойства. Если самую высокую – то окислительные. А если с.о. является промежуточной по значению, то проявят как те, так и другие свойства (в зависимости от конкретных условий химической реакции). Например:

Сильные или слабые окислители и восстановители: как определить

Часто говорят: сильный окислитель, слабый окислитель, сильный восстановитель, слабый восстановитель. А что это значит? И как определить эту самую силу?

Мерой окислительно-восстановительной способности вещества служит значение стандартного электродного потенциала: чем оно больше, тем и окислительные свойства проявляются сильнее.

Обратимся к таблице стандартных электродных потенциалов. В ней значения потенциалов расположены в порядке уменьшения:Значения восстановительных стандартных потенциалов фтора и лития таковы:

Анализируя эти полуреакции и значения восстановительных потенциалов, приходим к выводу, что сильнее других окисляют атомы фтора: они, восстанавливаясь, легче других принимают электроны. А ионы лития восстанавливаются с большим трудом.

Окислительные потенциалы фтора и лития будут иметь противоположные значения.

А говорить они будут о том, что ион фтора окисляется с очень большим трудом, а атом лития, наоборот, легко превращается при окислении в ион.

Пример . Используя таблицу стандартных электродных потенциалов, определите, какая из частиц проявляет более сильные окислительные свойства:

Решение:

Наиболее сильным окислителем будет та частица, которая лучше всего восстанавливается, а, значит, имеет более высокий восстановительный электродный потенциал.

Сравним значения восстановительных потенциалов:

Таким образом, наиболее сильным окислителем из представленных является нитрат-ион.

Основные окислители и восстановители в химии

В технике применяется огромное количество окислителей и восстановителей с разной окислительной и восстановительной способностью.

Важнейшие из них представлены в таблице:

Итак, окисление и восстановление – два взаимосвязанных процесса. Они широко представлены в природе и играют огромную роль в промышленных производствах. Окислители и восстановители очень разнообразны. Чем будет являться частица (или вещество, в состав которого она входит): окислителем или восстановителем, – можно определить, используя некоторые закономерности.

Источник

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

Период, группа и электронная конфигурация

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Длина связи

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Основные и кислотные свойства

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Восстановительные и окислительные свойства

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Все химические реакции можно разделить на два типа:

1) Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления элементов: степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

2) Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам элемента.

Так, в реакции 4.1.2 каждый атом магния отдает 2 электрона:

Mg 0 = Mg +2 + 2ē (или: Mg 0 — 2ē = Mg +2 ) (4.1.4)

Эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле О₂ присоединяет 2 электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет 4 электрона:

Атом марганца, который в исходном веществе (KМnО₄) имеет степень окисления +7, присоединяет 5 электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления +2 (такую степень окисления он имеет в молекуле продукта реакции MnCl₂):

Mn +7 + 5ē = Mn +2 (4.1.7)

Рассмотренный выше механизм ОВР объясняет, почему эти реакции называют реакциями с переносом электронов. Реакции, при протекании которых степени окисления не изменяются, называются реакциями без переноса электронов. Таким образом, любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величи на степени окисления элемента повышается.

В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается.

Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.

Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и НCl.

Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно O₂ и KМnО₄.

Следовательно, в общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить следующей схемой:

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окисляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя.

Например, свойства перманганата калия KМnО₄ определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в KМnО₄ имеет высшую степень окисления +7, поэтому KМnО₄ может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Например, свойства аммиака NH₃ определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH₃ имеет низшую степень окисления —3, поэтому NH₃ может быть только восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.

Например, свойства сульфита натрия Na₂SО₃ определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточную степень окисления +4. Поэтому Na₂SО₃ проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В реакции с перманганатом калия:

сульфит натрия окисляется до сульфата натрия, т. е. выступает в роли восстановителя. Это обусловлено тем, что KМnО₄ может быть только окислителем (см. выше). А в реакции с сероводородом:

сульфит натрия восстанавливается до свободной серы, т. е. выступает в роли окислителя, так как H₂S может быть только восстановителем (сера в H₂S находится в низшей степени окисления).

Важнейшими окислителями являются:

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления — перманганат калия KМnО₄, хроматы и дихроматы (например, дихромат калия K₂СrО₇), азотная кислота HNO₃ и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота H₂SO₄, оксид свинца (IV) РbО₂, хлорная кислота HClO₄ и ее соли — перхлорат и др.

Важнейшими восстановителями являются:

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены Сl₂ и Br₂, хлорноватистая кислота НClО и ее соли — гипохлориты, хлораты (KСlO₃ и др.), оксид марганца (IV) МnO₂, соли трехвалентного железа (FeCl₃ и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н₂, углерод С, оксид углерода (II) СО, сульфиты металлов (Na₂SO₃ и др.), соли двухвалентного железа (FeSO₄ и др.).

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Примерами данного типа реакций являются

2) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.

З) Реакции самоокисления-самовосстановления, называемые также реакциями диспропорционирования. Это ОВР, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает электроны другой части атомов этого же элемента. Например:

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций часто используется специальный метод — метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

а) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

б) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:

в) Составим уравнения процессов окисления и восстановления:

Обратите внимание, что в левой части уравнения процесса окисления взято два атома брома, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Br₂.

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны. Так как наименьшим общим кратным чисел «5» и «2» является «10», то уравнение процесса восстановления нужно умножить на «2», а уравнение процесса окисления — на «5»:

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

е) После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.

Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь. Во многих случаях равенство чисел атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения ОВР свидетельствует о том, что это уравнение составлено правильно (в составленном уравнении 40 атомов кислорода и в левой, и в правой частях).

Рассмотрим некоторые более сложные примеры составления уравнений ОВР.

Составим уравнение реакции, которая протекает по следующей схеме:

Определим степени окисления всех элементов и подчеркнем символы элементов, которые изменяют свои степени окисления:

Составим уравнения процессов окисления и восстановления и найдем множители, на которые нужно умножить эти уравнения:

Обратите внимание, что не все атомы азота, которые входят в состав HNО₃, изменяют свою степень окисления: часть атомов азота без изменения степени окисления переходит в молекулы Cu(NO₃)₂ Поэтому найденные методом электронного баланса коэффициенты напишем перед всеми формулами, содержащими Сu и N, кроме формулы HNO₃:

Коэффициент перед формулой HNO₃ равен общему числу атомов азота в правой части уравнения, т. е. равен 8 (из них 6 атомов, которые не изменяют степень окисления):

В последнюю очередь уравниваем числа атомов водорода и кислорода:

В некоторых ОВР более двух элементов изменяют свои степени окисления. В качестве примера рассмотрим следующую реакцию:

Два элемента — фосфор и сера — в ходе этой реакции окисляются, один элемент — азот — восстанавливается:

Общее число электронов, которые участвуют в процессах окисления, равно 22; в процессе восстановления участвует 1 электрон. Поэтому общий множитель для двух уравнений процессов окисления равен 1, а множитель для уравнения процесса восстановления равен 22. Запишем эти множители в качестве коэффициентов перед формулами соответствующих веществ:

В заключение уравняем числа атомов водорода и кислорода:

Источник