Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, в которых атомы меняют степени окисления, потому что электроны переходят от одних частиц к другим. Восстановитель отдаёт электроны и окисляется, окислитель принимает электроны и восстанавливается. Коэффициенты в ОВР расставляют методом электронного баланса: число отданных электронов равно числу принятых. Классический пример — Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑: цинк отдаёт электроны ионам водорода.
Окислитель и восстановитель, окисление и восстановление
| Понятие | Что происходит | Степень окисления |
|---|---|---|
| Окисление | атом отдаёт электроны | повышается |
| Восстановление | атом принимает электроны | понижается |
| Восстановитель | вещество, атомы которого отдают электроны; само окисляется | повышается |
| Окислитель | вещество, атомы которого принимают электроны; само восстанавливается | понижается |
Окисление и восстановление всегда идут одновременно: электроны не уходят «в никуда». Электрон заряжен отрицательно, поэтому, приняв электроны, атом понижает степень окисления: S⁰ + 2ē → S⁻², а отдав — повышает: Fe⁰ − 2ē → Fe⁺². Запомнить помогает фраза: «восстановитель отдаёт — окисляется, окислитель берёт — восстанавливается».
Как определить ОВР по степеням окисления
- Расставьте степени окисления всех атомов слева и справа. У простых веществ она равна 0, у водорода в соединениях обычно +1, у кислорода −2, сумма в молекуле — 0.
- Найдите элементы, у которых степень окисления изменилась. Если таких нет — реакция не окислительно-восстановительная.
- Элемент, у которого степень окисления выросла, — восстановитель, у которого понизилась — окислитель.
Сравним две реакции соляной кислоты. В NaOH + HCl → NaCl + H₂O у натрия +1, у хлора −1, у водорода +1, у кислорода −2 и до, и после реакции — это не ОВР. В Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑ магний переходит из 0 в +2, водород — из +1 в 0: это ОВР, магний — восстановитель, ионы H⁺ — окислитель. Горение, вытеснение металлов из солей, реакции металлов с кислотами и водой — всегда ОВР.
Метод электронного баланса: алгоритм
- Запишите схему реакции и расставьте степени окисления.
- Выпишите элементы, которые изменили степень окисления, и составьте электронные уравнения: сколько электронов отдано и сколько принято.
- Найдите наименьшее общее кратное чисел электронов и дополнительные множители.
- Поставьте множители коэффициентами перед формулами окислителя, восстановителя и их продуктов.
- Уравняйте остальные атомы: сначала металлы и кислотные остатки, затем водород; проверьте по кислороду.
- Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
Пример 1: цинк и соляная кислота
Схема Zn⁰ + H⁺¹Cl⁻¹ → Zn⁺²Cl₂⁻¹ + H₂⁰. Степень окисления меняют цинк и водород.
| Zn⁰ − 2ē → Zn⁺² | × 1 | восстановитель, окисление |
| 2H⁺¹ + 2ē → H₂⁰ | × 1 | окислитель, восстановление |
Электронов отдано и принято поровну — по 2, множители равны 1. В молекуле H₂ два атома водорода, значит, нужно 2HCl: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑. Этот опыт можно провести онлайн: получите водород из металла и кислоты, соберите его над водой и поднесите горящую лучину — водород сгорит с хлопком.
Пример 2: медь и азотная кислота (концентрированная и разбавленная)
Медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот. Но в азотной кислоте окислитель — азот N⁺⁵, а не водород, поэтому медь в ней растворяется. Продукт восстановления азота зависит от концентрации кислоты.
Концентрированная HNO₃ восстанавливается до бурого NO₂:
| Cu⁰ − 2ē → Cu⁺² | × 1 | восстановитель, окисление |
| N⁺⁵ + 1ē → N⁺⁴ | × 2 | окислитель, восстановление |
Перед NO₂ ставим 2, перед Cu и Cu(NO₃)₂ — 1. Но кислота расходуется ещё и на соль: в Cu(NO₃)₂ две группы NO₃. Всего HNO₃ нужно 2 + 2 = 4, водород уравниваем водой: Cu + 4HNO₃ (конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.
Разбавленная HNO₃ восстанавливается до бесцветного NO:
| Cu⁰ − 2ē → Cu⁺² | × 3 | восстановитель, окисление |
| N⁺⁵ + 3ē → N⁺² | × 2 | окислитель, восстановление |
НОК(2, 3) = 6: 3Cu и 3Cu(NO₃)₂, 2NO. Две молекулы кислоты — окислитель, ещё шесть идут на соль, всего 8. Водорода 8 атомов → 4H₂O: 3Cu + 8HNO₃ (разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O. На воздухе NO сразу окисляется до NO₂, поэтому и здесь над раствором видны бурые пары. Это можно увидеть в свободном режиме лаборатории: опустите медь в азотную кислоту.
Пример 3: перманганат калия и концентрированная соляная кислота
Так в лаборатории получают хлор. Окислитель — марганец Mn⁺⁷ в KMnO₄, восстановитель — хлор Cl⁻¹ в HCl.
| Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² | × 2 | окислитель, восстановление |
| 2Cl⁻¹ − 2ē → Cl₂⁰ | × 5 | восстановитель, окисление |
НОК(5, 2) = 10: 2KMnO₄, 2MnCl₂, 5Cl₂. Хлор: 10 атомов уходят в Cl₂, ещё 2 — в KCl и 4 — в MnCl₂, итого 16HCl. Водорода 16 атомов → 8H₂O. Проверка по кислороду: слева 8, справа 8. Итог: 2KMnO₄ + 16HCl (конц.) → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O.
Пример 4: алюминотермия — алюминий и оксид железа(III)
Если поджечь смесь порошков алюминия и оксида железа(III), выделяется столько теплоты, что железо получается расплавленным. На этом основана термитная сварка рельсов.
| 2Al⁰ − 6ē → 2Al⁺³ | × 1 | восстановитель, окисление |
| 2Fe⁺³ + 6ē → 2Fe⁰ | × 1 | окислитель, восстановление |
Электронов 6 и 6 — множители по 1: 2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe. Алюминий — восстановитель, железо(III) в оксиде — окислитель. Так же алюминием восстанавливают хром: Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr.
Типичные окислители и восстановители: таблица
| Окислители | Во что обычно превращаются |
|---|---|
| F₂, Cl₂, Br₂, I₂ | галогенид-ионы F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻ |
| O₂, O₃ | соединения с O⁻²: оксиды, вода |
| HNO₃ | NO₂ (конц.), NO (разб.); с активными металлами — N₂O, N₂, NH₄NO₃ |
| H₂SO₄ (конц.) | SO₂; с активными металлами — также S, H₂S |
| KMnO₄ | Mn²⁺ в кислой среде, MnO₂ в нейтральной, MnO₄²⁻ в щелочной |
| K₂Cr₂O₇ | Cr³⁺ в кислой среде |
| MnO₂, H₂O₂ | Mn²⁺; H₂O |
| ионы H⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Fe³⁺ | H₂, Cu, Ag, Fe²⁺ |
| Восстановители | Во что обычно превращаются |
|---|---|
| металлы: Na, Mg, Al, Zn, Fe… | катионы металлов |
| H₂, C, CO | H₂O; CO или CO₂; CO₂ |
| H₂S и сульфиды | S, SO₂ |
| NH₃ | N₂, на катализаторе NO |
| HCl (конц.), HBr, HI, KI | Cl₂, Br₂, I₂ |
| соли Fe²⁺, сульфиты, SO₂ | соли Fe³⁺, сульфаты |
Вещества с промежуточной степенью окисления — SO₂, H₂O₂, HNO₂, соли Fe²⁺ — бывают и окислителями, и восстановителями, в зависимости от партнёра.
Виды окислительно-восстановительных реакций
- Межмолекулярные — окислитель и восстановитель находятся в разных веществах: все примеры выше.
- Внутримолекулярные — оба в одном веществе: 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ (марганец понижает степень окисления, кислород повышает с −2 до 0); (NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂↑ + 4H₂O — опыт «химический вулкан».
- Диспропорционирование — один и тот же элемент и повышает, и понижает степень окисления: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (Cl⁰ → Cl⁻¹ и Cl⁺¹).
Виды ОВР и продукты реакций в разных средах нужны на ЕГЭ по химии. В 9 классе и на ОГЭ достаточно уметь находить окислитель и восстановитель и составлять электронный баланс. Электролиз — тоже окислительно-восстановительный процесс, его разбирает страница «Электролиз».
ОВР в лаборатории онлайн
- «Водород» — металл восстанавливает ионы H⁺ кислоты до водорода;
- «Железо и медный купорос» — Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu: Fe⁰ − 2ē → Fe⁺², Cu⁺² + 2ē → Cu⁰, на железе появляется красный налёт меди;
- «Натрий и вода» — 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑: каждый атом натрия отдаёт один электрон, водород воды восстанавливается до H₂, а фенолфталеин показывает, что образовалась щёлочь.
Примеры окислительно-восстановительных реакций
Ниже — реакции справочника с меткой «ОВР». Для тренировки определите в каждой окислитель и восстановитель и составьте электронный баланс, а затем откройте страницу реакции и сверьтесь с уравнением.
- 4Na + O₂ → 2Na₂OСоединенияОВР
- 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑ЗамещенияОВР
- Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClOДругого типаОВР
- 2Ag₂O → 4Ag + O₂↑РазложенияОВРt°
- 2Na + Cl₂ → 2NaClСоединенияОВР
- Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂ЗамещенияОВР
- 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂OДругого типаОВР
- 2HgO → 2Hg + O₂↑РазложенияОВРt°
- 2Al + 3Br₂ → 2AlBr₃СоединенияОВР
- Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂ЗамещенияОВРКачественная
- Cu + 4HNO₃ (конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂OДругого типаОВР
- 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑РазложенияОВРt°
- Hg + S → HgSСоединенияОВРВ природе и быту
- Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂ЗамещенияОВР
- 3Cu + 8HNO₃ (разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂OДругого типаОВР
- 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑РазложенияОВРКаталитическаяt°, кат. MnO₂
Проведите опыт онлайн
Эти опыты есть в виртуальной лаборатории: запустите прямо здесь или откройте на весь экран.
Получение водорода
Металл в кислоте, сбор газа над водой в пробирку и проба горящей лучиной — хлопок.
Железо и медный купорос
Железо в растворе медного купороса покрывается красной медью.
Натрий и вода
Натрий в воде с фенолфталеином: плавает, шипит, раствор малиновый.
Читайте также
- Степень окисления элементов: как определить
- Как расставить коэффициенты в уравнениях
- Типы и классификация химических реакций
- Электрохимический ряд активности металлов
- Электролиз растворов и расплавов солей
- Химия 9 класс: реакции, диссоциация, ОВР — уроки и опыты онлайн
- ЕГЭ по химии: теория по заданиям, реакции и опыты онлайн
- Химические реакции: типы, признаки, примеры
Частые вопросы
Как определить окислитель и восстановитель?
Расставьте степени окисления до и после реакции. Элемент, у которого степень окисления понизилась, — окислитель: он принял электроны. Элемент, у которого она повысилась, — восстановитель: он отдал электроны.
Что такое метод электронного баланса?
Способ расставить коэффициенты в ОВР. Записывают, сколько электронов отдаёт восстановитель и принимает окислитель, находят наименьшее общее кратное и множители, переносят их в уравнение, а остальные атомы уравнивают подбором.
Является ли реакция нейтрализации окислительно-восстановительной?
Нет. В реакции кислоты со щёлочью, например NaOH + HCl → NaCl + H₂O, ни один элемент не меняет степень окисления. Реакции обмена никогда не бывают окислительно-восстановительными.
Почему медь растворяется в азотной кислоте, но не в соляной?
В соляной кислоте окислитель — ионы водорода, а медь слабее водорода и не может его вытеснить. В азотной кислоте окислитель — азот в степени окисления +5, он сильнее и окисляет медь, восстанавливаясь до NO₂ или NO.
Чем окисление отличается от восстановления?
Окисление — отдача электронов, степень окисления атома повышается. Восстановление — присоединение электронов, степень окисления понижается. Эти процессы всегда идут одновременно.