Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂.

Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции

Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель.

Атомы-окислители – атомы, принимающие электроны в ходе данной ОВР

Атомы-восстановители – атомы, отдающие электроны в ходе данной ОВР.

Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.

Вещество-окислитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-окислители

Вещество-восстановитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-восстановители.

В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).

Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO₃ (N^+V), KMnO₄ (Mn^+VII), CrO₃ (Cr^+VI), KClO₃ (Cl^+V), KClO₄ (Cl^+VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H₂S и сульфиды (S^–II), SO₂ и сульфиты (S^+IV), йодиды (I^–I), CO (C^+II), NH₃ (N^–III) и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:
SO₂ + Cl₂ = S + Cl₂O₂ (SO₂ – сильный восстановитель);
SO₂ + C = S + CO₂ (t) (SO₂ – слабый окислитель);
C + O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe^+III) превратились в атомы-восстановители (Fe⁰), а атомы-восстановители (C^+II) превратились в атомы-окислители (C^+IV). Но CO₂ в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса и
б) метод электронно-ионного баланса.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.

Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:

Fe + Cl₂   FeCl₃.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции: 

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:
Fe – 3e^– = Fe^+III,
Cl₂ + 2e^– = 2Cl^–I.

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

Fe – 3e^– = Fe^+III,   2   восстановитель , процесс  окисления              2Fe – 6e^– = 2Fe^+III,
Cl₂ + 2e^– = 2Cl^–I    3   окислитель , процесс  восстановления            3Cl₂ + 6e^– = 6Cl^–I.

Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам:

а) Na + I₂ - NaI;
б) Na + O₂ - Na₂O₂;
в) Na₂O₂ + Na - Na₂O;
г) Al + Br₂ - AlBr₃;
д) Fe + O₂ - Fe₃O₄ (t);
е) Fe₃O₄ + H₂ - FeO + H₂O (t);
ж) FeO + O₂ - Fe₂O₃ (t);
и) Fe₂O₃ + CO -Fe + CO₂ (t);
к) Cr + O₂ - Cr₂O₃ (t);
л) CrO₃ + NH₃ --Cr₂O₃ + H₂O + N₂ (t);
м) Mn₂O₇ + NH₃ - MnO₂ + N₂ + H₂O;
н) MnO₂ + H₂-  Mn + H₂O (t);
п) MnS + O₂ - MnO₂ + SO₂ (t)
р) PbO₂ + CO - Pb + CO₂ (t);
с) Cu₂O + Cu₂S - Cu + SO₂ (t);
т) CuS + O₂ - Cu₂O +SO₂ (t);
у) Pb₃O₄ + H₂ - Pb + H₂O (t).

Сложные вещества понижающие свою степень окисления - окислители, а повышающие степень окисления - восстановители. Например:
2Na + Cl₂ = 2NaCl,
- здесь окислитель - хлор (он присоединяет к себе электроны), а восстановитель - натрий (он отдаёт электроны).
Реакция замещения NaBr^-1+ Cl₂⁰ = 2NaCl^-1 + Br₂⁰ (характерна для галогенов)  тоже относится к окислительно -восстановительным реакциям. Здесь хлор - окислитель (принимает 1 электрон), а бромид натрия (NaBr) - восстановитель (атом врома отдаёт электрон). Реакция разложения дихромата аммония ((NH₄)₂Cr₂O₇) тоже относится к окислительно-восстановительным реакциям:
(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇=N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O