Степени окисления, окислители и восстановители и уравнивание методом полуреакций

Что фиксирует степень окисления

Степень окисления — это заряд, который нёс бы атом, если бы каждая связь между разными атомами была полностью ионной, а общие электроны приписывались более электроотрицательному атому; электроны, разделяемые одинаковыми атомами, делятся поровну. Это формальный подсчёт, а не измеренный заряд. В воде кислороду приписывается −2, а каждому водороду +1, хотя реальные частичные заряды гораздо меньше.

Окисление — это повышение степени окисления, соответствующее потере электронов. Восстановление — понижение степени окисления, приобретение электронов. Они всегда происходят вместе, потому что электроны, потерянные одной частицей, должны быть приобретены другой. В любом окислительно-восстановительном уравнении суммарное повышение степени окисления равно суммарному понижению, и на этом равенстве основан каждый метод уравнивания.

Определение степеней окисления в порядке приоритета

Применяйте правила сверху вниз. Когда два правила противоречат друг другу, побеждает вышестоящее, а последний неизвестный атом в формуле находится по разности.

Для дигидрофосфат-иона H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, так что P = +5. Для тетратионат-иона S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, так что четыре атома серы в сумме дают +10, а среднее равно +2.5. Дробный результат означает, что атомы одного элемента находятся в разном окружении, а приведённое число — среднее. У магнетита Fe₃O₄ среднее равно +8/3, потому что на каждый Fe²⁺ приходится два Fe³⁺.

• Атом в простом веществе имеет степень окисления 0 (Fe, O₂, S₈).
• Одноатомный ион имеет степень окисления, равную его заряду (Mg²⁺ — это +2, Br⁻ — это −1).
• Сумма степеней окисления в формуле равна её общему заряду.
• Фтор во всех соединениях −1.
• Металлы 1-й группы в соединениях +1, а металлы 2-й группы +2.
• Водород +1 с неметаллами и −1 в гидридах металлов, таких как NaH.
• Кислород обычно −2, но −1 в пероксидах (H₂O₂), −½ в надпероксидах (KO₂) и +2 в OF₂.
• Хлор, бром и иод обычно −1, кроме случаев связи с кислородом или с более лёгким галогеном.

Как назвать окислитель и восстановитель

Окислитель принимает электроны и вызывает окисление чего-то другого, поэтому сам восстанавливается. Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется. Называйте частицу целиком, а не отдельный атом.

Рассмотрим 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Железо повышается с +2 до +3, поэтому Fe²⁺ окисляется и является восстановителем. Кислород понижается с −1 в пероксиде до −2 в воде, поэтому H₂O₂ восстанавливается и является окислителем. Водород остаётся +1 на всём протяжении. Два иона железа теряют по одному электрону, а два атома кислорода пероксида приобретают по одному, так что два электрона потеряны и два приобретены.

Одна частица может играть обе роли. В Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O один атом хлора переходит от 0 к −1, а другой — от 0 к +1. Это диспропорционирование, и Cl₂ является одновременно окислителем и восстановителем.

Уравнивание методом полуреакций в кислой среде

Разделение окисления и восстановления позволяет уравнять каждый перенос электронов по отдельности, а затем объединить половины так, чтобы электроны сократились. Вода поставляет атомы кислорода, а H⁺ — атомы водорода, потому что именно эти частицы действительно присутствуют в кислой воде.

Разобранный пример 1. В кислой среде дихромат окисляет нитрит: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Хром переходит от +6 к +3, а азот — от +3 к +5. Полуреакция окисления: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, с зарядом −1 в каждой части. Полуреакция восстановления: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, с зарядом +6 в каждой части. Шесть электронов соответствуют двум атомам хрома, каждый из которых меняется на три единицы.

Умножьте полуреакцию окисления на 3, чтобы в обеих половинах было 6e⁻, затем сложите: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Сократите по 6H⁺ и 3H₂O с каждой стороны: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Проверка: Cr 2 и 2; N 3 и 3; O 7 + 6 = 13 и 9 + 4 = 13; H 8 и 8; заряд −2 + 8 − 3 = +3 и +6 − 3 = +3.

• Разделите исходное уравнение на полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления.
• Уравняйте все элементы, кроме O и H.
• Уравняйте O добавлением H₂O, затем уравняйте H добавлением H⁺.
• Уравняйте заряд, добавив электроны в более положительную часть.
• Умножьте половины так, чтобы электроны совпали, сложите их и сократите всё, что есть с обеих сторон.
• Проверьте атомы и заряд и убедитесь, что электронов не осталось.

Переход метода к щелочной среде

В щелочной среде OH⁻ в избытке, и итоговое уравнение не должно содержать H⁺. Уравняйте так, будто раствор кислый, затем добавьте в обе части столько OH⁻, чтобы превратить каждый H⁺ в воду. Добавление одной и той же частицы в обе части сохраняет баланс.

Разобранный пример 2. Гипохлорит окисляет гидроксид хрома(III) до хромата в щёлочи: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Хром переходит от +3 к +6, а хлор — от +1 к −1. Полуреакция окисления: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Полуреакция восстановления: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Наименьшее общее кратное чисел 3 и 2 равно 6, поэтому первую половину удваиваем, а вторую утраиваем.

Сложение и сокращение дают 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Добавьте 4OH⁻ в обе части; справа 4H⁺ + 4OH⁻ превращается в 4H₂O. Итог: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Проверка: Cr 2 и 2; Cl 3 и 3; O 6 + 3 + 4 = 13 и 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 и 10; заряд −7 в каждой части.

Типичные ошибки в учёте окислительно-восстановительных реакций

Большинство ошибок в окислительно-восстановительных реакциях — ошибки учёта, и для каждой есть своя проверка.

В качестве итоговой проверки убедитесь, используя только степени окисления, что потерянные электроны равны приобретённым. В разобранном примере 2 два атома хрома теряют по 3 электрона (всего 6), а три атома хлора приобретают по 2 (тоже 6).

• Называть окислителем атом: пишите, что окислитель — Cr₂O₇²⁻, а не хром.
• Считать изменение на атом, а не на формулу: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ требует 6 электронов, а не 3.
• Ставить электроны не в ту часть: они продукты в полуреакции окисления и реагенты в полуреакции восстановления. Если проверка заряда не сходится, посмотрите сначала сюда.
• Уравнивать кислород с помощью O, O₂ или O²⁻ вместо H₂O. Свободных оксид-ионов в воде не существует.
• Оставлять H⁺ в ответе для щелочной среды или забывать сократить воду после добавления OH⁻.
• Считать, что кислород всегда −2: проверяйте наличие пероксидов, надпероксидов и связей O–F.
• Путать обозначения: степень окисления пишется знаком вперёд (+3); заряд иона — числом вперёд (3+).