Определение возможности окислительно-восстановительных

Министерство образования Республики Беларусь

УО «Могилевский государственный университет продовольствия»

Кафедра химии

Окислительно-восстановительные реакции

Методические указания и контрольные задания

к самостоятельной работе

для студентов технологических специальностей

Могилев 2004

УДК 541.4

Рассмотрены и утверждены
на заседании кафедры химии
19 марта 2004 г.
Протокол № 9

Составитель профессор Ясинецкий В.В.

Рецензент доцент Оботуров А.В.

© Могилевский государственный университет продовольствия

Содержание

Введение. Особенности окислительно–восстановительных реакций 3

1 Основные понятия……………………………………………………………4

2. Прогнозирование окислительно–восстановительных

возможностей веществ по степеням окисления элементов………...…..5

3. Основные типы окислительно–восстановительных реакций…...……..7

4. Определение возможности окислительно–восстановительных

реакций по степеням окисления элементов…………………………… 8

5. Выбор окислителя (восстановителя) с помощью таблиц

электродных потенциалов. Определение направления

окислительно–восстановительных реакций.……………………………. 9

6. Диаграммы Латимера……………………………………………… …..11

7. Влияние кислотности среды на окислительно–восстановительные

свойства веществ и направление реакции................................................. 11

8. Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных

реакций……………………………………………………………………… 13

9. Реакции диспропорционирования в водных растворах………………..17

10. Составление уравнений

окислительно–восстановительных реакций................................................18

11.Задачи для самоподготовки, контрольные задания……………………...25

Знания, необходимые для изучения темы:

1.Классификация неорганических соединений: электролиты и неэлектролиты (сильные, слабые, растворимые и малорастворимые), комплексные соединения.

2. Ионно–молекулярные (обменные) реакции, условия, необходимые для их протекания.

3. Определение возможных степеней окисления элемента по его положению в периодической таблице. Расчет степеней окисления элементов в соединениях. Окислитель, восстановитель, окисление, восстановление — определения.

Введение. Особенности окислительно–восстановительных реакций.

Все многообразие химических превращений веществ можно условно разделить по следующему признаку: меняются или не меняются при этом степени окисления элементов. Деление это условное, т.к. условным является само понятие “степень окисления”, но в то же время и удобное, т.к. позволяет, исходя из формальных представлений, успешно решать реальные задачи по определению реакционной способности заданных веществ, прогнозированию возможных продуктов реакции и расчету материального баланса.

Основные понятия

Степень окисления – это формальный заряд атома в соединении его с другими атомами, рассчитанный исходя из предположения, что все полярные химические связи в этом соединении — чисто ионные.

Окислитель — это элемент или вещество, принимающие электроны (при этом восстанавливается); восстановитель — это элемент или вещество, отдающие электроны (при этом окисляется).

Расчет степеней окисления (с.о.) элементов в заданном соединении основан на том, что алгебраическая сумма всех степеней окисления равна заряду этого соединения: если это соединение — молекула, то суммарный заряд равен нулю, если ион — то заряду этого иона.

В простых веществах связи между атомами неполярные, и поэтому с.о. элементов в них равны нулю.

В сложных веществах связи полярные, и более электроотрицательные элементы имеют отрицательные с.о., а менее электроотрицательные — положительные с.о. В большинстве расчетов можно принять,что в сложных соединениях с.о. водорода (за исключением гидридов) равна (+1), а с.о. кислорода, за исключением пероксидов, равна (—2). В пероксидах, например, Н₂О₂, Na₂O₂, BaO₂ с.о. кислорода равна (—). Постоянные степени окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные (+2), алюминий (+3), цинк (+2) и некоторые др.

С учетом изложенного выше рассчитаем, например, с.о. сурьмы в H₃SbO₃ и хрома — в Cr₂O₇^2–:

— В молекуле H₃SbO₃ сумма с.о. всех элементов равна нулю и складывается из с.о. водорода [их три, по (+1) у каждого], неизвестной с.о. сурьмы (обозначим ее ”х“) и с.о. кислорода [их три, по (–2) у каждого]; т.о. можно записать: 3× (+1) + х + 3× (–2) = 0, откуда х = +3, т.е. с.о. сурьмы в сурьмянистой кислоте равна (+3).

— В ионе Cr₂O₇^2– сумма с.о. элементов равна заряду иона, т.е.(–2), и складывается из с.о. кислорода [7×(–2)] и с.о. хрома [их два, с.о. каждого обозначим ”х“], т.о.: 2х+7×(–2) = –2, откуда х = +6. Обратите внимание, что с.о. (сначала знак, потом величину) пишут над символом элемента.

Встречаются случаи, когда расчет степеней окисления по “брутто–формуле” приводит к маловероятным или вообще невозможным результатам, например, в соединениях Pb₂O₃ и Fe₃O₄. В первом из них для свинца получим (+3), а во втором, для железа, — (+8/3). Дробную степень окисления невозможно представить вообще, а для свинца, на самом деле, характерны четные степени окисления. Подобные несоответствия рассчитанных и действительных степеней окисления элемента возможны в тех случаях, когда в соединении не один, а несколько его атомов, причем, в разных степенях окисления. Так, в Pb₂O₃ один из атомов свинца имеет степень окисления (+2), а второй — (+4); в Fe₃O₄ два атома железа имеют степени окисления по (+3) и один — (+2).

Информация о степенях окисления элементов может быть существенной, например, для названия вещества по международной номенклатуре; в то же время при составлении уравнений окислительно–восстановительных реакций они необходимы при применении метода электронного баланса, но необязательны в ионно–электронном методе, если соединения — окислитель и восстановитель не вызывают сомнений.

2 Прогнозирование окислительно–восстановительных возможностей
веществ по степеням окисления элементов

Для решения этой задачи введем следующие понятия: высшая, низшая и промежуточная степени окисления.

Высшая степень окисления элемента соответствует состоянию, при котором его атомы полностью лишены валентных электронов; при этом атомы могут только принимать электроны, и элемент может только восстанавливаться (быть окислителем) и не может быть восстановителем.

Высшая степень окисления положительна для большинства элементов и равна номеру группы в периодической таблице элементов: Na(+), Bi(+5), I(+7) и т.д. Для фтора — самого электроотрицательного элемента — положительные степени окисления невозможны, и поэтому для него высшей является степень окисления “ноль”, также как и для кислорода (кроме соединений со фтором, например, OF₂). Для элементов VIII группы высшая с.о. +8 известна только для Ru и Os.

Низшая степень окисления элемента соответствует состоянию, при котором валентный уровень его атомов ” предельно заполнен” электронами. При этом элемент не может быть окислителем и может выполнять только функцию восстановителя. Для всех металлов низшей является степень окисления “ноль”; для неметаллов низшие степени окисления отрицательны и равны (N_группы — 8):

I(–), S(–2), N(–3) и т.д. Из этой закономерности выпадают: элемент первого периода водород, H(–) и бор, малый радиус атомов которого не позволяет удержать пять дополнительных электронов, а только три — B(–3).

Промежуточная степень окисления — имеются валентные электроны и электронные вакансии на валентном уровне — элемент может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

2.1 Окислительно–восстановительные свойства простых веществ

В простых веществах степени окисления элементов равны нулю. Как отмечалось выше, для металлов это низшая степень окисления, а для неметаллов — промежуточная (за исключением фтора и кислорода, которые проявляют только отрицательные степени окисления, кроме F₂O). C учетом этого можно считать, что металлы — простые вещества могут только окисляться, а неметаллы — и окисляться и восстанавливаться (молекулярные фтор и кислород проявляют только окислительные свойства).

2.2 Окислительно–восстановительные свойства сложных веществ

Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, и поэтому более электроотрицательные элементы имеют отрицательные степени окисления, а более электроположительные — положительные степени окисления. Вследствие этого у первых на валентном уровне имеются электроны, которые они могут отдавать, у вторых — электронные вакансии, на которые они могут принимать электроны. Таким образом, любое сложное вещество потенциально может проявлять и восстановительные и окислительные свойства.

Однако для реакций, протекающих в водных растворах, некоторые из этих свойств можно исключить из анализа. Так, например, в водных растворах можно не рассматривать в качестве потенциальных окислителей катионы щелочных и щелочноземельных металлов (и некоторых других, о чем ниже), а также водород (+1), если он не входит в состав кислот; если в реакции не участвуют металлы — простые вещества, то и “кислотный” водород можно не учитывают как окислитель (по крайней мере, в стандартных условиях).

Из потенциальных восстановителей в водных растворах можно исключить фторид–ионы, а также кислород (–2); однако в реакциях электролиза последний исключать нельзя.

С учетом изложенного выше определим окислительно–восстановительные свойства в водных растворах следующих веществ: Zn, KI, NH₃, Br₂, Ca(IO)₂, KBiO₃, Na₂O₂.

Металлический цинк и молекулярный бром — простые вещества, поэтому степени окисления элементов в них равны нулю. Первый из них — металл, второй — неметалл, поэтому цинк может только окисляться, проявляя восстановительные свойства, а бром — и окисляться (проявляя восстановительные свойства), и восстанавливаться (проявляя окислительные свойства).

Йодид калия, аммиак, гипойодит кальция, висмутат калия и пероксид натрия — сложные вещества. Рассчитав степени окисления элементов в этих соединениях, исключим из анализа в качестве потенциальных окислителей K(+1), Ca(+2) и H(+1) (аммиак в водных растворах окислительных свойств не проявляет); из потенциальных восстановителей исключим O(–2).

В итоге окажется, что окислительно–восстановительные свойства йодида калия определяются свойствами только I(–1): низшая степень окисления — только восстановительные свойства. Аммиак тоже может быть только восстановителем, за счет N(–3). Гипойдит кальция за счет I(+) может и окисляться, и восстанавливаться (промежуточная с.о.); пероксид натрия также может и окисляться, и восстанавливаться, за счет O(–1). Висмутат калия может быть только окислителем, за счет Bi (+5), в высшей степени окисления.

3 Основные типы окислительно–восстановительных реакций

Различают реакции межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления–самовосстановления (или диспропорционирования):

— Если окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав разных соединений, то реакцию называют межмолекулярной.

Пример: Na₂ S O₃ + O ₂ ® Na₂ SO ₄

^{вос–ль ок–ль}

— Если окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав одного и того же соединения, то реакцию называют внутримолекулярной.

Пример: (N H₄)₂ Cr ₂O₇ ® N ₂ + Cr ₂O₃ + H₂O.

^{в–ль о–ль}

— Если окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, при этом часть его атомов окисляется, а другая — восстанавливается, то реакцию называют самоокислением–самовосстановлением.

Пример: H₃ P O₃ ® H₃ P O₄ + P H₃

^{в–ль/о–ль}

Такая классификация реакций оказывается удобной при определении потенциальных окислителя и восстановителя среди заданных веществ.

Определение возможности окислительно-восстановительных

Дата добавления: 2015-07-18