Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

Повышение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее потере электронов атомами этого элемента, называют окислением: S^-II – 6е^- = S^IV. В данном примере S^-II окисляется до S^IV.

Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению электронов атомами этого элемента, называется восстановлением: O⁰ + 2е^- = О^-II. В данном примере О⁰ восстанавливается до O^-II.

Вещество, частицы которого содержат окисляющиеся атомы, выполняет в реакции функцию восстановителя. В данном примере восстановитель – сероводород H₂S.

Вещество, частицы которого содержат восстанавливающиеся атомы, выполняет в реакции функцию окислителя. В данном примере окислитель – молекулярный кислород O₂.

Вещества, являющиеся окислителями или восстановителями во многих реакциях, называются типичными (сильными).

Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат соединения, содержащие элементы в промежуточной (для них) степени окисления:

Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева. Простые вещества – неметаллы обладают бoльшими окислительными свойствами, а металлы – бoльшими восстановительными свойствами (O₂, Cl₂ – окислители; Na, Ва, Al и Zn – восстановители).

В каждой группе Периодической системы элемент с большим порядковым номером будет обладать и бoльшими восстановительными свойствами в своей группе, а элемент с меньшим порядковым номером – бoльшими окислительными свойствами. Так, кальций Са – более сильный восстановитель, чем магний Mg, молекулярный хлор Cl₂ – более сильный окислитель, чем иод I₂.

Соединения, содержащие атомы элементов в низкой степени окисления, будут восстановителями за счет этих атомов, например: NH₃ – восстановитель за счет азота (-III), H₂S – за счет серы (-II), KI – за счет иода (-I) и т. д.

Соединения, включающие атомы элементов в высокой степени окисления, будут окислителями, например: HNO₃ – окислитель за счет азота (+V), КMnO₄ – за счет марганца (+VII), К₂Cr₂O₇ – за счет хрома (+VI) и т. д.

Метод состоит из нескольких этапов.

1. Записывают схему реакции; находят элементы, повышающие и понижающие свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

2. Составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления:

3. Подбирают дополнительные множители (справа за чертой) для уравнений полуреакций так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, стало равным числу электронов, принятых окислителем:

4. Проставляют найденные множители в качестве коэффициентов в схему реакции:

5. Проводят проверку по элементу, который не менял свою степень окисления (чаще всего – кислород):

Примеры:

а)

(коэффициент перед СO₂ подбирается поэлементно и в последнюю очередь, проверка – по кислороду);

б)

в)

(простые вещества – здесь N₂ – пишут в уравнениях полуреакций в молекулярном виде);

г)

(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, расчет ведут на число атомов в формульной единице реагента – 2N^-IIIи 2Cr^VI);

д)

e)

(реакция дисмутации, коэффициенты ставят сначала в правую часть уравнения);

ж)

(коэффициент перед К₂MnO₄ находят суммированием числа атомов Mn^VI в правой части обоих уравнений полуреакций);

з)

(реакция конмутации, коэффициенты ставят сначала в левую часть уравнения);

и)

к)

(в FeS₂ окисляются атомы Fe^II Fe^III и S^-I > S^IV, расчет ведут на число этих атомов в формульной единице реагента и суммируют число отданных электронов);

л)

(в реагенте одновременно окисляются атомы первого слева и восстанавливаются атомы второго слева элементов: Fe^II > Fe^III и N^V > N^IV, расчет ведут на число этих атомов в формуле реагента и алгебраически суммируют число электронов);

м)

(коэффициент для HNO₃ находят суммированием числа атомов N в правой части уравнения);

н)

(в растворе Zn – восстановитель, H₂O – окислитель; в молекуле воды восстанавливается один атом водорода из двух: Н^IОН – Н⁰);

(в расплаве восстанавливается атом водорода из гидроксид-иона [ОН^I]^- > Н⁰).

В ряду напряжений металлов стрелка отвечает уменьшению восстановительной способности металлов и увеличению окислительной способности их катионов в водном растворе (кислотная среда):

Ряд напряжений позволяет установить:

1) будет ли протекать реакция между металлом и водой; металлы, стоящие в ряду левее Mg, т. е. Li, К, Ва, Са и Na, реагируют с водой по уравнениям:

остальные металлы в обычных условиях не реагируют с водой;

2) будет ли протекать реакция с выделением Н₂ между металлом и кислотой, которая является окислителем за счет катионов Н⁺, такими как НCl и H₂SO₄ (разб.).

С НCl (разб.) и H₂SO₄ (разб.) реагируют почти все металлы, стоящие левее водорода, например:

Исключения: металлы Ti и Sn реагируют только с НCl (конц.):

и не реагируют с H₂SO₄ (разб.). Металл Pb, восстановительная активность которого почти равна таковой для водорода, не реагирует с НCl (разб., конц.) и H₂SO₄ (разб.).

Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода – Cu, Hg, Ag, Pt и Au, в принципе не вступают во взаимодействие с НCl и H₂SO₄ (разб.) и не вытесняют из них водорода.

Внимание! Из распространенных кислот в реакции с вытеснением водорода не вступают азотная кислота HNO₃ (ни концентрированная, ни разбавленная) и серная кислота H₂SO₄ (конц.);

3) будет ли протекать реакция замещения между металлом и солью другого металла в ее растворе; чем левее находится металл в ряду напряжений, тем легче он переходит в состояние катиона и восстанавливает все металлы, стоящие справа от него (положение металлов относительно водорода не имеет значения). Так, Fe вытесняет металлы Cd – Au (по ряду слева направо) из растворов их солей.

Примеры:

а)

б)

в)

В этих реакциях не используют металлы Li – Na (левая часть ряда), которые будут реагировать не с солями других металлов в растворе, а с водой.

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов.

На отрицательно заряженном электроде — катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном электроде — аноде идет электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов).

Примеры электролиза расплавов:

а)

б)

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита – воды):

В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде (например, в присутствии K₂SO₄, H₂SO₄ или КОН).

При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например, Li⁺, К⁺, Са²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺), и никогда не окисляется на аноде кислород О^-II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например, ClO₄^-, SO₄^2-, NO₃^-, РО₄^3-, CO₃^2-); вместо них окисляется вода.

Примеры электролиза растворов солей:

а)

(на аноде окисляются анионы Cl^-, а не кислород О^-II молекул Н₂O, так как электроотрицательность хлора меньше, чем у кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород);

б)

(на катоде восстанавливаются катионы Cu²⁺, а не водород Н^I молекул Н₂O, так как медь стоит правее водорода в ряду напряжений, т. е. легче принимает электроны, чем Н^I в воде; подробнее см. 5.3).

Подчеркнем еще раз, что электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает под действием и при участии электрического тока. Уравнения электрохимических реакций отражают те процессы, которые без помощи электрического тока протекать не могут.

1. В уравнении реакции

CuS + HNO₃ (конц.) > CuSO₄ + NO₂^ +… коэффициент у формулы окислителя равен

1) 1

2) 4

3) 8

4) 11

2. В уравнении реакции

К₂Cr₂O₇ + НCl > CrCl₃ + Cl₂^ +… коэффициент у формулы восстановителя – это

1) 14

2) 10

3) 6

4) 2

3?4. В уравнении реакции

3. Al + V₂O₅ > Al₂O₃ + V

4. MgC₂ + Cl₂ > MgCl₂ + СCl₄

сумма коэффициентов равна

1) 8

2) 13

3) 18

4) 24

5—6. В уравнении реакции

5. КMnО₄ + Н₂O + K₂SO₄ > MnO₂v + K₂SO₄ + KOH

6. KI + H₂O + Cl₂ > KIO₃ + HCl

сумма коэффициентов равна

1) 9

2) 10

3) 13

4) 14

7. Укажите соответствие между веществом (формула подчеркнута) и его функцией в реакции.

8. При электролизе расплава смеси гидроксида и хлорида калия набор продуктов на электродах – это

1) Н₂, O₂

2) К, O₂

3) K, Cl₂

4) Н₂, Cl₂

9. При электролизе раствора нитрата ртути (II) набор продуктов на электродах – это

1) Hg, O₂

2) H₂, O₂

3) Hg, N₂

4) H₂, N₂

10. Установите соответствие между веществом и продуктом, образующимся на катоде при электролизе раствора

11. Установите соответствие между веществом и продуктом, образующимся на аноде при электролизе раствора

12—14. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по указанной схеме. Определите окислитель и восстановитель.

12. Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + РЬO₂ > HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ +…

13. Zn + H₂SO₄ + HNO₃ (разб.) > ZnSO₄ + NO +…

14. K₂Cr₂O₇ + HCl + C₂H₅OH > CrCl₃ + CH₃C(H)O +…