Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие.
В ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
- Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).
- Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
- Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов Na+H-, Ca2+H2- и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и перокси –
дов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
- Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Атомы, молекулы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель — окисляется.
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов.
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Важнейшие восстановители
Металлы,
водород,
уголь.
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H2S);
оксид серы (IV) (SO2);
сернистая кислота H2SO3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота HNO2;
аммиак NH3;
гидразин NH2NH2;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Важнейшие окислители
Галогены.
Перманганат калия(KMnO4);
манганат калия (K2MnO4);
оксид марганца (IV) (MnO2).
Дихромат калия (K2Cr2O7);
хромат калия (K2CrO4).
Азотная кислота (HNO3).
Серная кислота (H2SO4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO2);
оксид серебра (Ag2O);
пероксид водорода (H2O2).
Хлорид железа(III) (FeCl3).
Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.
ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы: а) Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления - обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения: 2Ca+O2 = 2CaO 2HI+Br2 = 2HBr + I2 2Al + 3CuSO4 =Al2(SO4)3 +3Cu
Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления
2H2S-2 + H2S+4O3 = 3S0 + 3H2O
б) Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) характерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например: Cl2+2NaOH à NaCl +NaClO P + H2 à PH3 + H3PO3 в) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:
2NO2 à NO2 + O2 4KСlO3 à 3KСlO4 + KCl 2KСlO3 à 3O2 + 2KCl 2AgNO3 à 2Ag + 2NO2 + O2 В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться. Например, окислитель KMnO4 в кислой среде восстанавливается принимая пять электронов, в нейтральной и слабощелочной – три, в сильнощелочной – один:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления процесса, При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по отношению к элементарному иоду: 5Н2О2 + I2 = 2HIO3 + 4H2O ; рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода : 5Н2О2 + 2НIO3 = I2 + 5O2 + 6H2O. Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации реагирующих веществ.