Например, необходимо вычислить степень окисления серы в серной кислоте:

Н2SO4 (1+)·2 + X + (2-)·4 =0 X=6+

Находим, что степень окисления серы равна 6+.

3. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ О2, Сl2 и т.п. равна нулю.

4. Степень окисления металлов в атомарном состоянии согласно рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Zn и т.п.).

5. Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предска­зания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Составление уравнений ОВР

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций обычно используют два метода:

1) метод электронного баланса,

2) электронно-ионный метод.

При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.

В данном руководстве мы остановимся на рассмотрении метода электронного баланса.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и полу­чающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения.

При составлении уравнения окисли­тельно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следую­щую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb2S5 и HNO3.

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb2S5 + HNO3 = H3SbO4+NO+H2SO4 .

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

Sb2S2-5 + HN5+O3 = H3SbO4+N2+O+H2S6+O4 .

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S2- является восстанови­телем. А степень окисления атомов азота N5+ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N5+ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N5+ + 3e® N2+ │ 40 окислитель, процесс восстановления

S2- - 40e ® S6+ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + NO + H2SO4 .

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффици­енты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = 6 H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реак­ции составлено правильно.

Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы допол­нительные пояснения.

1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и чис­ло электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наиболь­ший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции

HCl7+O4 + 4S4+O2 + 4H2O = 4H2S6+O4 + HCl1-

основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.

Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции

2Fe3+Cl3 + 2HJ1- = J20 + 2Fe2+Cl2 + 2HCl

основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.

2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование). Например, в реакции

Cu + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu0 требуется для окисления 2 моле­кулы окислителя HNO3; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO3 для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO3. И оконча­тельно уравнение примет вид:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,

3As3+2S2-3 + 28HN5+O3 + 4H2O ® 6H3As5+O4 + 9H2S6+O4 + 28N2+O

2As3+ - 4e ® 2As5+ -28e 3

3S2- - 24 ® 3S6+

N5+ + 3e ® N2+ +3e 28