Химия - 8-9 класс полностью

Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.

В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).

В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются.

Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO₃ (N^+V), KMnO₄ (Mn^+VII), CrO₃ (Cr^+VI), KClO₃ (Cl^+V), KClO₄ (Cl^+VII) и др.

Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H₂S и сульфиды (S^–II), SO₂ и сульфиты (S^+IV), йодиды (I^–I), CO (C^+II), NH₃ (N^–III) и др.

В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

SO₂ + Cl₂ = S + Cl₂O₂ (SO₂ – сильный восстановитель);

SO₂ + C = S + CO₂ (t) (SO₂ – слабый окислитель);

C + O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель);

C + 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель).

Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe^+III) превратились в атомы-восстановители (Fe⁰), а атомы-восстановители (C^+II) превратились в атомы-окислители (C^+IV). Но CO₂ в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.

Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:

а) метод электронного баланса и

б) метод электронно-ионного баланса.

Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.

Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.

Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.

Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:

Fe + Cl₂ FeCl₃.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:

Fe – 3e^– = Fe^+III,

Cl₂ + 2e^– = 2Cl^–I.

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

2 3

Fe – 3e– = Fe+III, Cl2 + 2e– = 2Cl–I

2Fe – 6e– = 2Fe+III, 3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):

0		0		+V –I
P4	+	Cl2		PCl5.