Степени окисления. Окисление и восстановление

Степень окисления (окисленности) элемента в соединении определяется как заряд, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой его связи перешли к более электроотрицательному атому.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле, равна нулю;

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк и кадмий (+2);

4) во­дород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂ и т. п.), где его степень окисления равна –1;

5) степень окисления кислорода в со­единениях равна –2, за исключением пероксидов (–1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

Например, в со­единениях NH₃, N₂H₄, NH₂OH, N₂O, NO, HNO₂, NO₂ и HNO₃ степень окисления азота соответственно равна –3, –2, –1, +1, +2, +3, +4, +5.

Высшая (максимальная) степень окисления – состояние атома, в котором он потерял все валентные электроны и имеет наибольший возможный для него положительный заряд (т.е. не может больше отдавать электроны), численно она равна номеру группы периодической системы элементов.

Например, S⁺⁶, N⁺⁵, Si⁺⁴, Al⁺³, Na⁺, Ca⁺², Br⁺⁷. Исключения: F⁰, O⁺², Fe⁺⁶, Ni⁺³, Co⁺³ (у этих элементов высшая степень окисления меньше номера группы), Cu⁺³, Au⁺³ (у этих элементов высшая степень окисления больше номера группы).

Атом, находящийся в высшей степени окисления, может быть только окислителем.

Низшая (минимальная) степень окисления – состояние атома, в котором он не может больше присоединять электроны. Для металлов это нулевая степень окисления, а для неметаллов низшая степень окисления равна номеру группы минус 8 (они имеют завершенную 8-миэлектронную оболочку).

Например, Cl^–, S^–2, N^-3, P^–3, C^–4. Исключения: Н^–, В^–3.

В минимальной степени окисления атом может быть только восстановителем.

Степени окисления меньше высшей, но больше низшей называют промежуточными (например, S⁺⁴, N⁺³, Br⁰).

В промежуточной степени окисления элемент может проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Полуреакция окисления сопровождается отдачей электронов, при окислении степень окисления элементов возрастает. Полуреакция восстановления сопровождается присоединением электронов, при этом степень окисления элементов понижается. Полуреакции окисления и восстановления неосуществимы одна без другой: если есть донор электронов, должен быть и акцептор.

Вещество, содержащее окисляющийся элемент, называется восстановителем, восстановитель электроны отдает (донор электронов). Вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, называется окислителем, окислитель – акцептор электронов.

Так, в реакции взаимодействия перманганата калия с солями железа (II) в сернокислой среде 5Fe²⁺ + MnO₄^– + 8H⁺ ® 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O окислителем является перманганат-ион, а восстановителем катион железа (II):

окислитель	( O4)– + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4 H2O		процесс восстановления
восстановитель	Fe2+ – ē ® Fe3+		процесс окисления

Вещество, содержащее элемент в более высокой степени окисления (Mn⁺⁷ или MnO₄^–, Fe³⁺), называют окисленной формой (Ox), а вещество, содержащее элемент в более низкой степени окисления (Mn²⁺, Fe²⁺), – восстановленной формой (Red). Окисленная и восстановленная форма элемента образует окислительно-восстановительную пару (редокс-пару): MnO₄^–/ Mn²⁺, Fe³⁺/ Fe²⁺.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых взаимодействуют два вещества, од­но из которых служит окислителем, а другое – вос­становителем:

2H₂S + SO₂ ® 3S + 2H₂O,

где SO₂ (S⁴⁺) – окислитель, H₂S (S^2–) – восстановитель.

Большинство окислительно-восстановительных реакций относится к межмолекулярным реакциям.

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых участвует исходное вещество, содержащее восстанавливающийся и окисляющийся элементы:

2KClO₃ 2KCl + 3O₂.

В этой реакции Cl⁵⁺ – окислитель, О^2– – восстановитель.

В реакции NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O окислителем является N³⁺, а восстановителем – N^3–, в результате образуется N⁰.

К внутримолекулярным реакциям относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – реакции, в которых одновременно образуются соеди­нения, содержащие данный элемент в более окисленном и в более восстановленном состоянии по сравнению с исходным; при этом исходное вещество проявляет функции как окислителя, так и восстановителя:

4KClO₃ KCl + 3 KClO₄.

В этой реакции Cl⁵⁺ является и окислителем и восстановителем, в процессе восстановления образуется Cl^–, а в процессе окисления – Cl ⁷⁺.

Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в ис­ходном соединении в промежуточной степени окисления. Так, в рассмотренном примере степень окисления хлора в исходном соединении (+5) имеет промежуточное значение между возможны­ми максимальной (+7) и минимальной (–1) степенями окисления этого элемента.