Читайте также:
|
Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании предположения, что молекула состоит только из ионов. Следует различать понятия «степень окисления» и «валентность». Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома (для s- и р- элементов) или на внешнем и предвнешнем незавершенном f- подуровне (для d- элементов). Это число электронов атома, участвующих в образовании валентных связей. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное, отрицательное и нулевое значение (знак заряда + или – ставится перед численным значением степени окисления). Часто степень окисления атома численно равна валентности, например, в молекуле НСl валентность атома хлора равна 1, а степень окисления равна -1, но иногда может и не совпадать, так, в молекуле хлора его валентность равна 1, а степень окисления - нулю.
Для правильного составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует руководствоваться следующими положениями:
- степень окисления атома элемента в молекуле простого вещества равна нулю;
- степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов, равна +1;
- степень окисления атома кислорода во всех соединениях (кроме пероксидных и OF2) равна -2.
- атомы большинства металлов, обладающих значением электроотрицательности, меньшей 2,1, во всех соединениях проявляют только положительные степени окисления;
- сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.
Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, восстановление – процесс присоединения электронов. При окислении степень окисления элемента повышается, при восстановлении – понижается. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называют восстановителем; вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент, – окислителем. О том, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладает данное вещество, можно судить на основании степени окисления элемента в данном соединении.
Атомы s- и d- элементов в своей низшей степени окисления (нулевой) имеют на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Атомы р- элементов IV-VII групп в своей низшей степени окисления на внешнем энергетическом уровне имеют 8 электронов. И в том и в другом случае атом элемента в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и является только восстановителем. Атом элемента в своей высшей степени окисления не имеет ни одного валентного электрона (у атомов s- и р- элементов отданы все электроны внешнего энергетического уровня, у атомов d- элементов и часть электронов с предвнешнего недостроенного d- подуровня). Следовательно, дальнейшая отдача электронов таким атомом невозможна, и атом элемента в своей высшей степени окисления может быть только окислителем.
Если атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, то возможны как процесс дальнейшей отдачи электронов, так и процесс присоединения, т. е. атом обладает окислительно-восстанови-тельной двойственностью – возможностью вступать в реакции как с восстановителями, так и с окислителями.
Масса молярного эквивалента окислителя (восстановителя) в ОВР находится путем деления молярной массы вещества на число принятых (отданных) электронов.
ОВР, как правило, классифицируют по двум признакам.
В основе первого способа лежит изменение числа структурных химических единиц в ходе химической реакции:
1. Соединение: Fe + S = FeS;
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3;
Na2O2 + SO2 = Na2SO4.
2. Разложение: (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O;
2KClO3 = 2KCl + 3O2.
3. Замещение
(вытеснение, обмен): Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr;
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2;
2KJ + Cl2 = 2KCl + J2.
Второй способ классифицирует ОВР как межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования:
Гетеромолекулярные. Атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных структурных химических единиц (молекул, ионов, радикалов и т.д.)
Гетероатомные. Атомы, изменяющие степень окисления, относятся к разным элементам:
0 +6 +2 +4
Cu + 2 H2S O4 = Cu S O4 + S O2 + 2 H2O
S – окислитель, Cu – восстановитель.
Гомоатомные. Атомы, изменяющие степень окисления, относятся к одному и тому же элементу:
-2 +4 0
2 H2S + S O2 = 3 S + 2 H2O
S – окислитель и восстановитель.
Такие реакции называют реакциями контрдиспропорционирования (конмутации).
Гомомолекулярные. Атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной и той же структурной химической единицы. Такие реакции называют реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления.
Гетероатомные. Атомы, изменяющие свою степень окисления, относятся к разным элементам:
-3 +6 t 0 +3
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O
Cr – окислитель, N – восстановитель.
Гомоатомные. Атомы, изменяющие свою степень окисления, относятся к одним и тем же элементам:
0 -1 +5
3 Cl2 + 6 KOH = 5 K Cl + K Cl O3 + 3 H2O
| -1 | |
| Cl2 + 2ē =2 Cl | |
| +5 | |
| Cl2 - 10ē = 2 Cl |
Cl2 – окислитель и восстановитель.
Такие реакции называются реакциями диспропорционирования (внутримолекулярной дисмутации).
-3 +3 t 0
NH4NO2 = N2 + 2 H2O
N – окислитель и восстановитель.
Такие реакции называют реакциями внутримолекулярной конмутации.
+7 -2 t +6 +4 0
2 K MnO4 = K2Mn O4 + MnO2 + O2
| +7 +6 | или | +7 +6 +4 | ||
| Mn + ē = Mn | 2 Mn + 4ē = Mn + Mn | |||
| +7 +4 | -2 0 | |||
| Mn + 3ē = Mn | 2 O - 4ē = O2 | |||
| -2 0 | ||||
| 2 O - 4ē = O2 |
Такие реакции называют смешанными гомомолекулярными реакциями.
Приведенный способ классификации в значительной мере облегчает подбор коэффициентов в ОВР.
Пример 1. Составьте методом электронного баланса уравнение реакции, протекающей по схеме:
0 +5 2+ 1+
Zn + HNO3 ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O.
Решение. Коэффициенты находят с помощью метода электронного баланса, которые отражают изменение степеней окисления восстановителя и окислителя. Степень окисления цинка изменяется с 0 до +2 (Zn - восстановитель), азота с +5 до +1 (N – восстановитель). Так как в молекуле N2O два атома азота, то в уравнении полуреакции необходимо также брать 2N. Общее кратное число электронов равно 4. Переносим полученные коэффициенты в уравнения полуреакций, находим коэффициенты для других веществ подбором их в соответствии с законом сохранения атомов в химических реакциях, получаем уравнение:
| +5 +1 | ||
| 2N + 8ē ® 2N | ||
| 0 +2 | ||
| Zn -2ē ® Zn | ||
| 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O |
Пример 2. Составьте методом электронно-ионного баланса уравнение реакции, протекающей по схеме:
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + …
Решение:
- определите степени окисления атомов окислителя и восстановителя (см. пример 1);
- составьте ионную схему реакции, записав только те ионы и молекулы, которые участвуют в окислительно-восстановительном процессе:
Cr2O72- + SO32- + H+ ® Cr3+ + SO42- + H2O
- составьте электронно-ионные уравнения полуреакций, уравняв заряды, число атомов окислителя, восстановителя, кислорода и водорода при помощи соответствующих правил:
Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+
- найдите коэффициента баланса для полуреакций восстановления и окисления, исходя из равенства принятых и отданных электронов (см. пример 1):
| Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O | |
| SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+ |
- сложите левые и правые части полуреакций, предварительно умножив их на соответствующие коэффициенты баланса и приведите подобные члены в полученном ионном уравнении:
Cr2O72- + 3SO32- + 14H+ + 3H2O = 2Cr3+ + 3SO42- + 7H2O + 6H+
Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ = 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O
- составьте молекулярное уравнение ОВР, перенося в него коэффициенты ионного уравнения с учетом молекулярных формул веществ и добавляя формулы веществ, образовавшихся в ходе побочных обменных реакций:
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O
- проверьте правильность подбора коэффициентов в уравнении реакции по кислороду и водороду: сумма атомов кислорода слева и справа равна 32, сумма атомов водорода + 4H2O – 8.
Правила составления уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса в кислой, щелочной и нейтральной средах:
| Среда | Недостаток или избыток кислорода | Правила для составления уравнений полуреакций | Пример |
| кислая | недостаток SO32- ® SO42- | Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды с образованием двух ионов водорода*: ROn+ H2O–2ē = ROn+1+ 2H+ | SO32- + H2O - 2ē = SO42- + 2H+ |
| pH<7 | избыток MnO4- ® Mn2+ | Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с двумя ионами водорода с образованием молекулы воды: ROn + 2H++ 2ē = ROn-1+H2O | MnO4-+8H++5ē = Mn2++ 4H2O |
| щелочная | недостаток NO2- ® NO3- | Каждая недостающая частица кислорода берется из двух гидроксильных групп с образованием молекулы воды: ROn+2OH--2ē = ROn+1+ H2O | NO2- + 2OH- - 2ē = NO3- + H2O |
| pH>7 | избыток BrO3- ® Br- | Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп: ROn+H2O+2ē = ROn-1+2OH- | BrO3- + 3H2O + 6ē = Br- + 6OH- |
| нейтральная | недостаток NO2- ® NO3- | Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды с образованием двух ионов водорода: ROn+H2O–2ē = ROn+1 + 2H+ | NO2- + H2O - 2ē = NO3- + 2H+ |
| pH»7 | избыток MnO4- ® MnO2 | Каждая освобождающаяся частица кислорода соединяется с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп: ROn+H2O+2ē = ROn-1+2OH- | MnO4-+2H2O+3ē=MnO2¯+4OH- |
* ROn – кислородсодержащая структурная единица (атом, молекула, ион, радикал).
Контрольные задачи:
Для всех заданий:
- укажите восстановитель и окислитель в указанных реакциях;
- исходя из степени окисления атомов окислителя и восстановителя охарактеризуйте их (только окислительные, только восстановительные свойства или окислительно-восстановительная двойственность);
- составьте методами электронного и электронно-ионного баланса уравнения реакций, протекающей по указанным схемам;
- рассчитайте массы молярных эквивалентов окислителя (восстановителя) в ОВР.
1. Sn + H2SO4 ® SnSO4 + SO2 + H2O;
H2S + H2SO3 ® S + H2O.
2. KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl;
Ca + HNO3 ® Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.
3. Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2;
Zn + H2O + NaOH ® Na2[Zn(OH)4] + H2.
4. Sn + H2O + KOH ® K2[Sn(OH)4] + H2;
Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2.
5. KJ + KNO2 + H2SO4 ® J2 + NO + K2SO4 + H2O;
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 +K2SO4 + H2O.
6. MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O;
KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O +KCl.
7. Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S + H2O;
Pb + HNO3 ® Pb(NO3)2 + NO + H2O.
8. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O;
KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl.
9. Hg + HNO3 ® Hg(NO3)2 + NO + H2O;
K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
10. PbO2 + HCl ® PbCl2 + Cl2 + H2O;
Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.
11. Zn + H2O + KOH ® K2[Zn(OH)4] + H2;
Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.
12. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 +K2SO4 + H2O;
Fe + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O.
13. Mg + H2SO4 ® MgSO4 + H2S + H2O;
Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O.
14. Zn + H2O + KOH ® K2[Zn(OH)4] + H2;
Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2.
15. KJ + KNO2 + H2SO4 ® J2 + NO + K2SO4 + H2O;
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O.
16. MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O;
K2CrO4+ HCl ® CrCl3 + Cl2 + H2O +KCl.
17. Sn + H2SO4 ® SnSO4 + H2S + H2O;
Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O.
18. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O;
Zn + H2O + LiOH ® Li2[Zn(OH)4] + H2.
19. Hg + HNO3 ® Hg(NO3)2 + NO + H2O;
K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
20. S + KOH ® K2S + K2SO3 + H2O;
KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2.
21. Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O;
Cl2 + KOH(хол.) ® KClO + Kl + H2O.
22. SO2 + H2S ® S + H2O;
I2 + H2S ® HI + S.
23. KClO3 ® KCl + KClO4;
Cl2 + KOH(гор.) ® KClO3 + KCl + H2O.
24. K2MnO4 + Cl2 ® KMnO4 + KCl;
Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S + H2O.
25. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O;
Zn + H2O + NaOH ® Na2[Zn(OH)4] + H2.
Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 136 | Нарушение авторских прав
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| Контрольные задачи | | | Тема 11. Электрохимия |