Сначала изучите: Типы химических реакций
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, в которых электроны переходят от одного атома или иона к другому, в результате чего меняются степени окисления элементов. Горение, дыхание, фотосинтез, коррозия металлов, металлургия, электролиз, работа батареек и аккумуляторов — всё это ОВР. На экзамене чаще всего спрашивают: определить степень окисления, найти окислитель и восстановитель, уравнять реакцию методом электронного баланса или полуреакций и найти сумму коэффициентов, а также определить продукт в зависимости от среды. Эта тема лежит в основе тем «Электролиз», «Галогены», «Азот и фосфор» и «d-металлы».
Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если считать все связи ионными. Её находят, полностью отдавая общие электроны более электроотрицательному атому.
В простом веществе — 0; в соединениях H — +1 (в гидридах металлов −1), O — −2 (в H₂O₂ и пероксидах −1, в OF₂ +2), F — всегда −1; щелочные металлы +1, IIA группа +2, Al +3
Сумма степеней окисления в молекуле равна 0, в ионе — заряду иона
Высшая положительная степень обычно равна номеру группы, низшая отрицательная для неметаллов — номер группы − 8. В органических веществах степень окисления считают для каждого атома углерода отдельно: связь C–H даёт −1, связь C–O или C–N даёт +1, связь C–C не учитывается. Например, в метане углерод −4, а в CO₂ +4.
Найдите степень окисления хрома в K₂Cr₂O₇.
Запомните: «восстановитель отдаёт — окисляется; окислитель принимает — восстанавливается»
Атом в высшей степени окисления может быть только окислителем (N⁺⁵ в HNO₃, Mn⁺⁷ в KMnO₄, S⁺⁶ в H₂SO₄), в низшей — только восстановителем (S⁻² в H₂S, N⁻³ в NH₃, I⁻¹ в HI), а в промежуточной проявляет оба свойства (SO₂, H₂O₂, HNO₂).
Типичные окислители: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, конц. H₂SO₄, O₂, O₃, Cl₂, H₂O₂. Типичные восстановители: металлы, H₂, C, CO, H₂S, NH₃, HI, , соли .
Уравняйте Cu + HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O и найдите сумму коэффициентов.
Уравняйте K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.
Удобен для реакций в растворах: частицы записывают в том виде, в каком они существуют в растворе (сильные электролиты — ионами, слабые — молекулами). В кислой среде избыточный кислород связывают ионами H⁺ в воду, недостающий берут из воды; в щелочной среде используют OH⁻ и воду. В этом методе не нужно знать степени окисления, поэтому он очень удобен для реакций с органическими веществами.
Уравняйте CH₃CH₂COCH₂CH₃ + MnO₄⁻ + H⁺ → CH₃CH₂COO⁻ + CH₃COO⁻ + Mn²⁺ + H₂O и найдите сумму коэффициентов.
Один и тот же окислитель в разных средах восстанавливается до разных продуктов. Для перманганата:
Кислая: MnO₄⁻ → Mn²⁺ (бесцветный); нейтральная: MnO₄⁻ → MnO₂↓ (бурый осадок); щелочная: MnO₄⁻ → MnO₄²⁻ (зелёный)
Дихромат в кислой среде: Cr₂O₇²⁻ (оранжевый) → Cr³⁺ (зелёный). Пероксид водорода тоже зависит от партнёра: с KI — окислитель (H₂O₂ + 2KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O), с KMnO₄ — восстановитель (выделяется O₂).
Значение ОВР огромно: в живых организмах окисление глюкозы даёт энергию, при фотосинтезе вода окисляется с выделением кислорода; в промышленности металлы восстанавливают из руд, синтезируют аммиак и азотную кислоту; в гальванических элементах и аккумуляторах энергия ОВР превращается в электрическую. Поэтому умение составлять уравнения ОВР — один из важнейших навыков химии.