Окисление и восстановление

Когда цинк вытесняет медь из раствора её соли, металл превращается в ионы, а другие ионы — в металл. При горении магния кислород входит в состав оксида. Оба случая относятся к окислительно-восстановительным реакциям, хотя внешние признаки различаются. Узнать такой процесс помогает изменение степеней окисления.

Два взаимосвязанных процесса

Окисление сопровождается повышением степени окисления и соответствует отдаче электронов в электронном балансе. Восстановление сопровождается понижением степени окисления и соответствует принятию электронов.

Электрон имеет отрицательный заряд. Поэтому после отдачи электронов степень окисления становится более положительной, а после принятия — менее положительной или более отрицательной. Для простых ионов это видно непосредственно:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ — окисление.

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu — восстановление.

Степень окисления — формальная характеристика распределения электронов. Её изменение позволяет описывать также реакции с ковалентными веществами, где нельзя представлять каждый атом свободным ионом. Электронный баланс учитывает изменения, но не обязан показывать все реальные промежуточные стадии реакции.

Название «окисление» исторически связано с кислородом, однако присутствие O не обязательно. Например, переход Fe²⁺ в Fe³⁺ является окислением и без присоединения атома кислорода. И наоборот, наличие кислорода в реагентах ещё не доказывает, что реакция окислительно-восстановительная.

Окислитель и восстановитель

Окислитель принимает электроны и сам восстанавливается. Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется. Название реагента показывает его действие на другого участника.

В полном процессе отдача и принятие взаимосвязаны: электроны не должны возникать из ничего или исчезать из баланса. В электрохимической установке эти процессы можно разделить пространственно, соединив их переносом заряда. При записи суммарного уравнения электроны сокращают.

Роль вещества определяют для конкретной реакции. Например, вещество с элементом в промежуточной степени окисления в разных условиях способно быть окислителем или восстановителем. Одно знакомое название вещества не заменяет сравнение исходных и конечных состояний.

Как распознать ОВР

1. Запишите правильные формулы реагентов и продуктов с учётом условий.
2. Определите степени окисления до и после реакции.
3. Найдите элементы, для которых значения изменились.
4. Укажите повышение и понижение, затем назовите восстановитель и окислитель.
5. При подборе коэффициентов согласуйте число отданных и принятых электронов и проверьте все атомы и заряды.

В электронном балансе число отданных электронов равно числу принятых. После подбора коэффициентов отдельно проверяют число атомов каждого элемента и суммарный заряд обеих частей уравнения.

Изменение числа обозначают с учётом знака: переход от −II к 0 — повышение на 2, а от +V к +II — понижение на 3. Больший индекс вещества не означает автоматически большее изменение степени окисления одного атома; нужно учитывать и число изменяющихся атомов.

Три разобранных примера

1. Цинк и раствор сульфата меди(II)

В обычной школьной модели взаимодействия цинка с водным раствором CuSO₄ образуются сульфат цинка и медь:

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

Цинк меняет степень окисления с 0 на +II, медь — с +II на 0. Сера и кислород в сульфат-ионе значения не меняют. Полуреакции и сокращённое ионное уравнение:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Zn — восстановитель; Cu²⁺ — окислитель, а при назывании реагента говорят «сульфат меди(II)». Обменялись два электрона на один атом цинка и один ион меди. В сокращённом уравнении заряд слева и справа равен +2.

2. Магний и кислород

Рассматриваем сгорание магния именно в кислороде с образованием MgO. В простых веществах степени окисления равны 0, в оксиде Mg имеет +II, O —−II. Один атом Mg отдаёт два электрона, а два атома одной молекулы O₂ принимают вместе четыре:

2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻.

O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻.

Это электронные схемы для баланса образования оксида. Итоговое уравнение:

2Mg + O₂ → 2MgO.

Магний окисляется и служит восстановителем. Кислород восстанавливается и служит окислителем. Приписывать ему окисление только из-за слова «кислород» неверно.

3. Нейтрализация без изменения степеней окисления

В водном растворе сильной кислоты и щёлочи:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

До и после реакции H имеет +I, Cl−I, Na+I, O−II. Значения не меняются: это реакция нейтрализации, но не ОВР. Образование нового вещества и выделение теплоты сами по себе не являются признаками изменения степеней окисления.

Для чего нужен электронный подход

Он связывает горение, получение металлов, коррозию и работу источников электрического тока. Для конкретного прогноза нужны также сведения о среде и условиях: одной арифметики степеней окисления недостаточно, чтобы доказать возможность любой предложенной реакции.

Особенно важно сначала установить продукты. Если у окислителя в разных условиях получаются разные продукты восстановления, меняются электронный баланс и коэффициенты. Проверка закона сохранения атомов не заменяет проверку химической правдоподобности схемы.

Частые ошибки

• Считать окислителем вещество, которое само окисляется.
• Принимать степень окисления за фактический заряд любого атома.
• Искать ОВР только среди реакций с кислородом.
• Забывать, что в O₂ два атома принимают электроны.
• Менять индексы вместо подбора коэффициентов.

Проверьте себя

1. Переход Fe³⁺ в Fe²⁺ — окисление или восстановление? Сколько электронов принимается или отдаётся?
2. Укажите окислитель и восстановитель в реакции Zn с CuSO₄.
3. Расставьте коэффициенты в схеме Mg + O₂ → MgO. Сколько электронов участвует в балансе на одну молекулу O₂?
4. Является ли ОВР осаждение AgCl из растворов AgNO₃ и NaCl?
5. В реакции хлорида железа(II) с хлором образуется FeCl₃. Запишите уравнение и укажите, какой участник окисляется.

Ответы и объяснения

1. Восстановление: степень окисления понижается с +III до +II, принимается один электрон:

   Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺.

2. Zn — восстановитель, он отдаёт электроны. Окислитель — ионы Cu²⁺ в составе соли, они принимают электроны и переходят в Cu.
3. На два атома Mg приходится одна молекула кислорода:

   2Mg + O₂ → 2MgO; отдано и принято по 4e⁻.

4. Нет. Ag остаётся +I, Cl−I, Na+I, N+V, O−II. Осадок возникает без изменения этих значений:

   AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃.

5. Железо повышает степень окисления с +II до +III, хлор понижает с 0 до −I:

   2FeCl₂ + Cl₂ → 2FeCl₃.

   Два атома Fe отдают вместе два электрона; два атома Cl принимают их. FeCl₂ служит восстановителем, Cl₂ — окислителем.

Связанные темы

Необходимый инструмент — правила определения степени окисления. Повторите химические уравнения и электроотрицательность.

Источники

Термины: IUPAC — окисление, восстановление, степень окисления. Учебные подходы: OpenStax — классификация реакций и электронный и атомный баланс.