Основные понятия

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

Методические указания

к выполнению лабораторной работы

по курсам «Химия», «Общая и неорганическая химия»

для студентов всех специальностей

очной, очно-заочной и заочной форм обучения

Одобрено

редакционно-издательским советом

Балаковского института техники,

технологии и управления

Балаково 2009

Цель работы: ознакомиться с особенностями окислительно-восстано-вительных процессов, установить влияние различных факторов на скорость протекания процессов.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в которых происходит изменение степени окисления атомов или ионов реагирующих веществ, т.е. происходит переход электронов от одних атомов к другим. В окислительно-восстановительных реакциях протекают одновременно два взаимно-связанных процесса: окисление и восстановление.

Вещества, отдающие электроны в процессе химической реакции, называются восстановителями, сам процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом – окисление, при этом происходит увеличение степени окисления:

Ca⁰ – 2e → Ca⁺², 2Br^-1 – 2e → Br₂⁰

Вещества, присоединяющие электроны в процессе химической реакции, называются окислителями, сам процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом – восстановление, при этом происходит понижение степени окисления:

S⁺⁴ + 2e → S⁺², Cl₂⁰ + 2e → 2Cl^-1

Уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления называются электронными уравнениями.

Степенью окисления называется условное число (со знаком + или -), показывающее распределение электронной плотности в данной молекуле, т.е. условный заряд атомов в молекуле, вызванный смещением электронной плотности в сторону атомов с большей электроотрицательностью. При этом количество оттянутых от атома электронных пар соответствует его положительной степени окисления, а количество притянутых к атому электронных пар - отрицательной степени окисления.

Алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов, входящих в соединение, всегда равна нулю, т. e. молекулы в целом электронейтральны.

+1 -1 +1 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +1+5-2 +1+6 -2

H₂O₂, H₂O, KMnO₄, K₂Cr ₂O₇, HNO₃, H₂SO₄

У молекул с неполярным типом химической связи электронная плотность распределена равномерно между атомами и их степень окисления равна нулю, например: О₂⁰, N₂⁰, С⁰, Na⁰.

Высшей степенью окисления элемента называется наибольшее значение степени окисления, которое может принимать данный элемент, низшей степенью окисления элемента – наименьшее значение. Остальные степени окисления называются промежуточными.

Окислительно-восстановительные свойства атомов зависят от ряда факторов и, прежде всего, от величины степени окисления: если элемент находится в высшей степени окисления, то он может быть только окислителем; если в низшей степени окисления, то – восстановителем; если в промежуточной степени окисления, то может проявлять окислительно- восстановительную двойственность.

S^-2 S⁰ S⁺⁶

низшая ст. окисл. промеж. ст. окисл. высшая ст.окисл.

S^-2 – 2e → S⁰ S⁰ + 2e → S^-2 ок-ль S⁺⁶ + 2e → S⁺⁴

S^-2 – 6e → S⁺⁴ S⁰ – 4e → S⁺⁴ восст. S⁺⁶ + 6e → S⁰

S^-2 – 8e → S⁺⁶ S^-0 – 6e → S⁺⁶ S⁺⁶ + 8e → S^-2

восстановитель окисл.-восстан. окислитель

двойственность

Окислительно-восстановительные свойства атомов связаны с положением элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Простые вещества – неметаллы обладают большими окислительными свойствами, а металлы – большими восстановительными свойствами. С уменьшением радиуса атома или иона увеличивается прочность связи электрона с ядром, что приводит к ослаблению восстановительной и усилению окислительной способности. В периодах с увеличением порядкового номера радиус атомов уменьшается, т.е. происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств. В главных подгруппах наблюдается усиление восстановительных свойств элементов в направлении сверху вниз. У элементов побочных групп незначительный рост радиуса при значительном увеличении заряда ядра приводит не к увеличению, а к уменьшению восстановительных свойств, т.е. к ослаблению активности металла.

К важнейшим окислителям относятся соединения, имеющие в своем составе металлы и неметаллы в высшей степени окисления (H₂SO₄, HNO₃ , KCIO₃, K₂Cr₂O₇, KMnO₄ и др.)

К важнейшим восстановителям относятся соединения, имеющие в своем составе неметаллы в низшей степени окисления (HI, KI, HCl, H₂S и др.), металлы (Mg, Zn и др.), водород.

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления (SO₂, H₂SO₃, HNO_3, и др.), способны как повышать, так и понижать степень окисления, т.е. могут выполнять роль или окислителя или восстановителя в зависимости от свойства другого вещества, участвующего в реакции.

В пероксиде водорода Н₂О₂ степень окисления атомов кислорода равна –1. В соответствии со сказанным выше, это соединение может играть роль окислителя: Н₂О₂ + 2е + 2Н⁺ = 2Н₂О

или роль восстановителя: Н₂О₂ –2е = О₂ + 2Н⁺

Для составления уравнений реакций окисления-восстановления, при-меняют метод электронного баланса или ионно-электронный метод (метод полуреакций). Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановитель-ных реакций подбирают с таким расчетом, чтобы наступил баланс по электронам, т.е. число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

При использовании метода электронного баланса осуществляется следующая последовательность операций.

1. Составляют схему окислительно-восстановительной реакции и находят атомы, изменяющие степени окисления в результате реакции.

+6 -2 +3 0

K₂Cr₂O₇ +Na₂S +H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₂ +S + K₂SO₄ + Na₂SO₄ +H₂O

2. Составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления, соблюдая законы сохранения числа атомов и зарядов в каждой полуреакции.

2Cr⁺⁶ + 6e →2Cr⁺³ 1 восстановление

6

S^-2 – 2e→S⁰ 3 окисление

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть.

3. Ставят основные коэффициенты в уравнение перед окислителем и восстановителем и продуктами окисления и восстановления.

K₂Cr₂O₇ +3Na₂S +H₂SO₄ →Cr₂(SO₄)₂ +3S + K₂SO₄ + Na₂SO₄ +H₂O

4. Уравнивают продукты, не изменившие степени окисления своих атомов в следующей последовательности:

а) катионы металлов;

б) анионы кислотных остатков;

в) катионы водорода;

г) кислород (по нему проверяется баланс)

K₂Cr₂O₇ +3Na₂S +7H₂SO₄= Cr₂(SO₄)₂ +3S + K₂SO₄ + Na₂SO₄ +7H₂O

Если молекула окислителя или восстановителя расходуется также на связывание получающихся веществ, например, для реакции:

0 +5 +2 +2

Cu + HNO₃ + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + Н₂О

Cu⁰ – 2e → Cu⁺² 3 восстановитель

N⁺⁵ + 3e → N⁺² 2 окислитель

прежде всего, рассчитывают коэффициенты для окислителя и восстановителя и продуктов окисления и восстановления.

0 +5 +2 +2

3Cu + 2HNO₃ + HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO+ Н₂О

восстано- окисли- продукт продукт

витель тель окисления восстановления

Затем определяют то дополнительное количество молей кислоты, которое было израсходовано на образование соли Cu(NO₃)₂:

3Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO+ 4Н₂О

на образование

соли

Окончательная запись уравнения:

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO+ 4Н₂О

Ионно-электронный метод используется для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии сильных электролитов. Он складывается из следующих этапов:

1. Записывают уравнение реакции в молекулярном и ионном виде:

KMnO₄ +KI +H₂SO₄ → MnSO₄ +I₂+K₂SO₄ + H₂O

К⁺ + MnO₄^- + К⁺ + I^- + 2H⁺ + SO₄^-2 → Mn⁺² + SO₄^-2 + I₂⁰ +2 К⁺ + SO₄^-2 + H₂O

2. Записывают формулы ионов и молекул, которые принимают участие в реакции в качестве восстановителя или окислителя в ионном виде:

MnO₄^- + I^- + H⁺ → Mn⁺² +I₂⁰ +H₂0

3. Составляют электронные уравнения полуреакций, подбирают дополнительные множители:

MnO₄^- +5e +8H⁺ → Mn⁺² + 4 H₂0 2 восстановление

2I^- + 2e → I₂⁰ 5 окисление

Если исходный ион или молекула содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами H⁺ в молекулы воды; в нейтральной или щелочной среде – молекулами воды в гидроксильные группы ОН^-.

Если исходный ион или молекула содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток атомов кислорода в кислой и нейтральной среде компенсируется за счет молекул воды; в щелочной среде – за счет гидроксильных групп ОН^-.

4. Составляют ионное уравнение реакции, суммируя уравнения полуреакций:

2MnO₄^- +10I^- + 16H⁺ → 2Mn⁺² +5I₂⁰ +8H₂0

5. Переносят коэффициенты в молекулярное уравнение, подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении и проводят проверку (обычно по числу атомов кислорода)

2KMnO₄ +10KI +8H₂SO₄= 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8Н₂О

По механизму протекания процессов окислительно-восстановитель-ные реакции делятся на следующие виды: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосста-новления).

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

В этом случае окислитель и восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

+6 +2 +3 +4

2CrO₃ + 3MnO → Cr₂O₃ +3MnO₂

2Cr⁺⁶ + 6e =2Cr⁺³ 1 окислитель

Mn⁺² – 2e = Mn⁺⁴ 3 восстановитель

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель входят в состав молекулы одного и того же вещества, но это атомы различных химических элементов.

-3 +6 0 +3

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂+ Cr₂O₃ + 4H₂O

2N^-3– 6e = N₂ 1 восстановитель

2Cr⁺⁶ + 6e =2Cr⁺³ 1 окислитель

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)

Они сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением окисления степени окисления атомов одного и того же элемента.

+4 +6 -2

2 K₂SO₃ → 3 K₂SO₄+ K₂S

S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶ 3 восстановитель

S⁺⁴ + 6e = S^-2 1 окислитель

На окислительно-восстановительные реакции влияют следующие факторы:

Среда

В зависимости от того, в какой среде протекает реакция, образуются различные продукты окисления или восстановления:

a) нейтральная среда

+7 +3 +4 +5

2KMnO₄ + 3NaNO₂+ H₂O → 2MnO₂ + 3NaNO₃ +2KOH

Mn⁺⁷ + 3e → Mn⁺² 2

N⁺³ –2e → N⁺⁵ 3

Дата добавления: 2015-07-18