Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.
Восстановление - это процесс присоединения электронов.
Окислитель - это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.
Восстановитель - это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.
Восстановители: а) металлы - чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH 3 , H 2 S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.
Окислители: а) неметаллы (F 2 , Cl 2 , Br 2 , O 2 и др.) - чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.
Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 O 2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента .
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
окисл. восст.
H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
восст. окисл.
Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:
F 2 + 2e ® 2F -
окисл. восст.
Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:
Na 0 - 1e ® Na +
восст. окисл.
Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F - является восстановителем, а Na + - окислителем.
Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д.
E = E o +
где - молярная концентрация окисленной формы;
[Восст.] - молярная концентрация восстановленной формы;
n - число электронов, участвующих в полуреакции;
Е 0 - стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е 0 , если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;
Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.
Например:
F 2 + 2e ® 2F - Е 0 = 2,87 в - сильный окислитель
Na + + 1e ® Na 0 Е 0 = -2,71 в - сильный восстановитель
(процесс всегда записывается для реакций восстановления).
Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е 0 ок) и восстановителя (Е 0 восст) - электродвижущей силой (э.д.с.) DЕ 0:
DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст,
Э.д.с. реакции DЕ 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса DG: DG = -nFDЕ 0 , а с другой стороны, DG связана с константой равновесия К реакции уравнением DG = -2,3RTlnK.
Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:
DЕ = (2,3RT/nF)lnK.
Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) DЕ равна:
DЕ = DЕ 0 - (2,3RT/nF)lgK или DЕ= DЕ 0 - (0,059/n)lgK.
В случае равновесия DG = 0 и следовательно DЕ = 0. Откуда DЕ = (0,059/n)lgK и К = 10 n D Е /0,059 .
Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: DG >1, которым соответствует условие DЕ 0 > 0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение DЕ 0 . Если DЕ 0 > 0, реакция идет. Если DЕ 0 < 0, реакция не идет.
Пример 1. Определить возможность протекания реакции
2FeCl 3 + 2KI ® 2FeCl 2 + 2KCl + I 2
Решение: Находим, что окислителем является ион Fe +3 , восстанавливающийся до Fe +2 , а восстановителем - I - , окисляющийся до I 2 . Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 в и E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 в. Вычисляем DЕ 0:
DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в >0.
Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.
Пример 2 . Определить возможность протекания реакции
2 KMnO 4 + 16 HCl ® 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.
Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO 4 - , переходящий в Mn +2 , а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl 2 . Определяем по таблице их потенциалы: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 в и E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 в. Вычисляем
DЕ 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в >0.
Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (w) понимают стехиометрическую валентность со знаком "+" или " - ". Знак " + " приписывают более электроположительному элементу (металлу), а "-" - более электроотрицательному (неметаллу). Стехиометрическая валентность (V стх) определяется как частное от деления атомной массы (А) на массу эквивалента (М эк) данного атома, т. е. это число эквивалентов в атоме: V стх = А/ М эк.
Окисление-восстановление - это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление соответствует увеличению степени окисления элемента, а восстановление - ее уменьшению.
Во многих пособиях придерживаются толкования окисления как потерю электронов, а восстановления – как их присоединения. Этот подход, предложенный русским ученым Писаржевским (1916 г.), применим к электрохимическим процессам на электродах, относится к разрядке (зарядке) ионов и молекул.
Однако, объяснение изменения степеней окисления как процессов отрыва и присоединения электронов, в общем случае неверно. Оно может быть применено к некоторым простым ионам типа Cl - - ® Cl. Для изменения степени окисления атомов в сложных ионах типа
CrO 4 2 - ® Cr +3 уменьшению положительной степени окисления хрома с +6 до +3 соответствует реальное увеличение положительного заряда (на Cr в CrO 4 2 - реальный заряд » +0,2 заряда электрона, а на Cr +3 - от +2 до +1,5 в разных соединениях).
Перенос заряда от восстановителя к окислителю, равный изменению степени окисления, происходит при этом с участием других частиц, например ионов Н + :
CrO 4 2 - + 8Н + + 3 ® Cr +3 + 4Н 2 О.
Представленная запись носит название полуреакции.
Атом, находящийся в высшей степени окисления , может быть только окислителем , если он находится в низшей степени окисления - только восстановителем , а если он обладает промежуточной степенью окисления , то может быть и окислителем, и восстановителем. Например: N +5 (HNO 3), S +6 (H 2 SO 4) - проявляют только окислительные свойства (высшая степень окисления); N +4 (NO 2), S +4 (SO 2) - проявляют окислительные и восстановительные свойства (промежуточные степени окисления); N - 3 (NH 3), S - 2 (H 2 S) - проявляют только восстановительные свойства (низшие степени окисления).
Пример 1 . Исходя из степеней окисления (w) азота, серы и марганца в соединениях NH 3 , HNO 2 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , MnO 2 , KMnO 4 , определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства?
Решение . Степень окисления (w) N в указанных соединениях, соответственно, равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); (w)S, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +6 (высшая); (w) Mn, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда NH 3 , H 2 S - только восстановители; HNO 3 , H 2 SO 4 , KMnO 4 - только окислители; HNO 2 , H 2 SO 3 , MnO 2 - окислители и восстановители.
Пример 2 . Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H 2 S и HI; б) H 2 S и H 2 SO 3 ; в) H 2 SO 3 и HClO 4 ?
Решение . а) Степень окисления S в H 2 S равна -2, а I в HI равна -1. Так как и сера, и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H 2 S w(S) = -2 (низшая); в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H 2 SO 3 является в этом случае окислителем; H 2 S - восстановителем, а продуктом может быть S (w = 0).
в) в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная); в HClO 4 w(Cl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H 2 SO 3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства; а продуктами могут быть H 2 SO 4 и НСl.
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения окислительно-восстановительной реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов.
Уравнивание ОВР
Рассмотрим два наиболее распространненых метода составления уравнений для реакций окисления-восстановления.
1. Метод баланса степеней окисления. Для нахождения коэффициентов учитывают правило, согласно которому суммарное изменение степеней окисления окислителя и восстановителя в реакции равно нулю; то есть повышение степени окисления восстановителя равно ее понижению у окислителя.
Пример 3 . Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:
KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O .
Решение . Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в схемах процессов окисления и восстановления:
Восстановитель 5 P +3 ® P +5 , Dw = (+5) - (+3) = +2 процесс окисления,
окислитель 2 Mn +7 ® Mn +2 , Dw = (+2) - (+7) = -5 процесс восст-ния.
Изменение степеней окисления (Dw В) восстановителя должно быть равно изменению степени окисления (Dw ок) окислителя. Общее наименьшее кратное для изменения степеней окисления Dw В и Dw ок равно десяти. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь следующий вид:
2КMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Пример 4 . Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, принимая максимальное восстановление последней.
Решение . Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р-элемента VI А группы равна -2. Цинк, как металл II В группы, имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем это в схемах:
Восстановитель 4 Zn ® Zn +2 , Dw = +2 процесс окисления,
окислитель 1 S +6 ® S - 2 , Dw = -8 процесс восстановления.
Составляем уравнение реакции: 4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S+ 4H 2 O.
Перед H 2 SO 4 стоит коэффициент 5, а не 1, так как еще четыре молекулы кислоты идут на связывание четырех ионов Zn 2+ (то есть H 2 SO 4 - и окислитель, и среда реакции). Далее по балансу атомов водорода определяют количество (моль) воды. Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.
При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем.
Описанный метод уравнивания ОВР носит название «метод баланса по степеням окисления».
Излагаемый в большинстве пособий по химии и широко используемый на практике метод электронного баланса для уравнивания ОВР можно применять с оговорками о том, что степень окисления не равна заряду.
2. Метод полуреакций. В тех случаях, когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не от изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а от изменения зарядов реальных частиц, то есть учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества). В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ионы, не изменяющие своего состояния, - исключать из уравнения. При этом процессы окисления и восстановления записывают в виде отдельных полуреакций. Уравняв их по количеству атомов каждого вида, полуреакции складывают, умножив каждую на такой коэффициент, который уравнивает изменение заряда окислителя и восстановителя.
Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме.
Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального), для таких реакций в ионной схеме, кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ион Н + или ион ОН - , или молекула Н 2 О).
Пример 5. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O .
Решение. Записываем реакцию в ионном виде, учитывая, что все вещества, кроме воды, диссоциируют на ионы:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NО 3 - + H 2 O
(K + и SO 4 2 - остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что окислитель перманганат-ион (MnO 4 -) превращается в Mn 2+ -ион и при этом освобождаются четыре атома кислорода.
В кислой среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода связывается с 2Н + с образованием молекулы воды .
Отсюда следует: MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O .
Находим разницу зарядов продуктов и реагентов: Dq = +2-7 = -5 (знак "-" показывает, что протекает процесс восстановления и 5 присоединяется к реагентам). Для второго процесса, превращения NO 2 - в NO 3 - , недостающий кислород поступает из воды к восстановителю, и в результате образуется избыток ионов Н + , при этом реагентытеряют 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + .
Таким образом получаем:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O (восстановление),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + (окисление).
Умножая члены первого уравнения на 2, а второго - на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H + .
Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами: в щелочной и нейтральной среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН -), а каждый недостающий – поступает к восстановителю из 2-х ОН - -ионов с образованием одной молекулы воды в щелочной среде, а в нейтральной - поступает из воды с освобождением 2-х ионов Н + .
Если в окислительно-восстановительной реакции участвует пероксид водорода (Н 2 О 2), надо учитывать роль Н 2 О 2 в конкретной реакции. В Н 2 О 2 кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н 2 О 2 является окислителем , полуреакции имеют следующий вид:
Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ® 2Н 2 О (кислая среда);
Н 2 О 2 +2ē ® 2ОН - (нейтральная и щелочная среды).
Если пероксид водорода является восстановителем :
Н 2 О 2 - 2ē ® О 2 + 2Н + (кислая среда);
H 2 O 2 + 2OH - - 2ē ® O 2 + 2H 2 O (щелочная и нейтральная).
Пример 6. Уравнять реакцию: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Решение. Записываем реакцию в ионном виде:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Cоставляем полуреакции, учитывая, что H 2 O 2 в этой реакции является окислителем и реакция протекает в кислой среде:
1 2I - - 2 = I 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2 ® 2H 2 O.
Конечное уравнение: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
В ходе урока мы изучим тему «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнаете определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомните, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Научитесь составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомитесь с классификацией окислительно-восстановительных реакций.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными . Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. - это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.
Окислитель - это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.
О 0 2 +4е - → 2О -2 (Окислитель, процесс восстановления)
Процесс приема веществами электронов называется восстановлением . Окислитель в ходе процесса восстанавливается.
Восстановитель - это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.
S 0 -4е - →S +4 (Восстановитель, процесс окисления)
Процесс отдачи электронов называется . Восстановитель в ходе процесса окисляется.
Пример №1. Получение хлора в лаборатории
В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.
Рис. 1
На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.
KMnO 4 + HCI = KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O
K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2
Степени окисления поменяли марганец и хлор.
Mn +7 +5е - = Mn +2 окислитель, процесс восстановление
2 CI - -2е - = CI 0 2 восстановитель, процесс окисление
4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
Mn +7 +5е - = Mn +2 2
2 CI - -2е - = CI 0 2 5
2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H 2 O
Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в . А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:
2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O
Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.
В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.
Рис. 2
1. Запишем схему этой реакции:
Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:
Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2
Степени окисления поменяли медь и азот.
3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:
N +5 +е - = N +4 окислитель, процесс восстановление
Cu 0 -2е - = Cu +2 восстановитель, процесс окисление
4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
N +5 +е - = N +4 2
Cu 0 -2е - = Cu +2 1
5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.
Cu + ?HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Классификация окислительно-восстановительных реакций
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.
Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.
Н 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Конпропорционирование (Репропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления
Домашнее задание
1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.
2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота - только окислительные?
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
По их функции в окислительно-восстановительных процессах их участники делятся на окислителей и восстановителей.
Окислители – это атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны от других атомов. Степень окисления окислителя уменьшается.
Восстановители – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны другим атомам. Степень окисления восстановителя повышается. При протекании ОВР окислитель восстанавливается, восстановитель – окисляется, причем оба процесса протекают одновременно.
Соответственно, окислители и восстановители взаимодействуют в таких соотношениях, чтобы числа принятых и отданных электронов были одинаковы.
Конкретное проявление окислительных или восстановительных свойств атомами различных элементов зависит от многих факторов. К важнейшим из них следует отнести положение элемента в таблице Менделеева, степень окисления элемента в данном веществе, особые свойства других участников реакции (характер среды для растворов, концентрация реагентов, температура, стереохимические свойства сложных частиц и др.)
Окислители.
Окислителями могут быть как простые, так и сложные вещества. Попытаемся определить, какие факторы определяют окислительные (и восстановительные) свойства веществ.
Об окислительной способности простых веществ можно судить по значениям относительной электроотрицательности (χ ). Это понятие отражает способность атома смещать к себе электронную плотность от других атомов, т.е. фактически является мерой окислительной способности простых веществ. Действительно, наиболее сильные окислительные свойства проявляют активные неметаллы с максимальными значениями электроотрицательности. Так,фтор F 2 проявляет только свойства окислителя , поскольку имеет самое большое значениеχ , равное 4,1 (по шкале Оллреда-Рохова). Второе место занимает кислород О 2 , для негоχ = 3,5, еще более сильные окислительные свойства проявляет озон О 3 . Третье место занимает азот (χ =3,07), но его окислительные свойства проявляются только при высоких температурах, поскольку молекула азотаN 2 обладает очень высокой прочностью, т.к. атомы связаны тройной связью. Достаточно сильные окислительные свойства имеют хлор и бром.
С другой стороны, минимальные значения электроотрицательности присущи металлам (χ = 0,8-1,6). Это означает, что собственные электроны атомов металлов удерживаются очень слабо и легко могут переходить к атомам с большей электроотрицательностью. Атомы металлов в нулевой степени могут проявлятьтолько восстановительные свойства и не могут принимать электроны. Наиболее выраженные восстановительные свойства проявляют металлыIА иIIА групп.
Окислительно-восстановительные свойства сложныхвеществ
Критерием окислительной способности атомов может служить степень окисления. Максимальная степень окисления соответствует переходу всех валентных электронов к другим атомам. Такой атом больше не может отдавать электроны, а может только принимать их. Таким образом, в максимальной степени окисления элемент может проявлять только окислительные свойств а. Тем не менее, необходимо отметить, что максимальная степень окисления не означает автоматическое проявление ярко выраженных окислительных свойств. Чтобы реализовались свойства сильного окислителя, частица должна быть неустойчивой, максимально несимметричной, с неравномерным распределением электронной плотности. Так, в разбавленных растворах сульфат-ионSO 4 2- , содержащий атом серы в максимальной степени окисления+6 , вообще не проявляет окислительных свойств, так как имеет высокосимметричное тетраэдрическое строение. Тогда как в концентрированных растворах серной кислоты заметная доля частиц находится в виде недиссоциированных молекул и ионовHSO 4 - , имеющих несимметричное строение с неравномерным распределением электронной плотности. Как следствие этого, концентрированная серная кислота, особенно при нагревании, очень сильный окислитель.
С другой стороны, минимальная степень окисления элемента означает, что атом неметалла принял максимально возможное число электронов на валентные подуровни и больше не может принимать электроны. Следовательно,
атомы неметаллов в минимальной степени окисления могут проявлять только восстановительные свойства .
Можно напомнить, что минимальная степень окисления неметалла равна номеру группы –8 . Как и в случае с серной кислотой, для реализации восстановительных свойств недостаточно иметь только минимальную степень окисления. В качестве примера можно привести азот в степени окисления –3. Высокосимметричный ион аммонияNH 4 + в растворе крайне слабый восстановитель. Молекула аммиака, обладающая меньшей симметричностью, проявляет достаточно сильные восстановительные свойства при нагревании. Можно привести реакцию восстановления из оксидов:
3FeO+ 2NH 3 = 3Fe+3H 2 O+N 2 .
Что же касается простых веществ с промежуточными значениями электроотрицательности (χ = 1,9 – 2,6), то для неметаллов можно ожидать реализации и окислительных, и восстановительных свойств. К таким веществам относятся водородH 2 , углеродC, фосфорP, сераS, иодI 2 и другие неметаллы средней активности. Естественно,металлы из этой категории простых веществ исключаются, так какне могут принимать электроны .
Эти вещества при взаимодействии с активными окислителями проявляют свойства восстановителей, а при реакциях с восстановителями проявляют свойства окислителей. В качестве примера приведем реакции серы:
0 0 +4 -2 0 0 +2 -2
S+O 2 =SO 2 Fe+S=FeS
как видно, в первой реакции сера-восстановитель, а во второй-окислитель.
Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, также будут проявлять свойства и окислителей и восстановителей. Таких веществ очень много, поэтому назовем лишь наиболее часто встречающиеся. Это соединения серы (+4): в кислой среде SO 2 , а в щелочной и нейтральнойSO 3 2- иHSO 3 - . Если эти соединения участвуют в реакции в качестве восстановителей, то они будут окисляться до серы +6 (в газовой фазе доSO 3 , а в растворе доSO 4 2- . Если же соединения серы (+4) реагируют с активными восстановителями, то происходит восстановление до элементарной серы, или даже до сероводорода.
SO 2 + 4HI=S+ 2I 2 +2H 2 O
Многие соединения азота также проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Представляет определенный интерес поведение нитрит-ионов NO 2 - . При их окислении образуется нитрат-ионNO 3 - , а при восстановлении газообразный монооксид азотаNO. Пример: 2NaNO 2 + 2NaI+2H 2 SO 4 =I 2 +NO+ 2Na 2 SO 4 +2H 2 O.
Рассмотрим еще один пример, на этот раз возьмем пероксид водорода, в котором степень окисления кислорода (-1). Если имеет место окисление этого вещества, то степень кислорода повысится до 0, и будет наблюдаться выделение газообразного водорода:
H 2 O 2 +Cl 2 = 2HCl+O 2 .
В реакциях окисления степень окисления кислорода в пероксидах понижается до (-2), что соответствует или воде H 2 O, или гидроксид –ионуOH - . В качестве примера приведем реакцию, часто используемую в реставрационных работах, при которых черный сульфид свинца при действии разбавленного раствора пероксида водорода превращается в белый сульфат:PbS (черный) +4H 2 O 2 =PbSO 4 (белый) +4H 2 O.
Таким образом, завершая вводную часть, приведем основные окислители, восстановители и вещества, могущие проявлять и окислительные и восстановительные свойства.
Окислители :F 2 ,O 2 ,O 3 ,Cl 2 ,Br 2 ,HNO 3 ,H 2 SO 4 (конц.),KMnO 4 ,K 2 Cr 2 O 7 ,PbO 2 ,NаBiO 3 , ионы в водном раствореFe 3+ ,Cu 2+ ,Ag + .
Восстановители :H 2 S,(S 2-),HI(I -),HBr(Br -),HCl(слабый),NH 3 (при высоких температурах), ионы в водном раствореFe 2+ ,Cr 2+ ,Sn 2+ и др.
Вещества с двойственными свойствами :H 2 ,C,P,As,S,I 2 ,CO,H 2 O 2 ,Na 2 O 2 ,NaNO 2 ,SO 2 (SO 3 2-) и, формально, практически все вещества, содержащие атомы с промежуточной степенью окисления.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций .
Существует несколько способов составления уравнений ОВР. Обычно применяются
а) метод электронного баланса,
б) метод электронно-ионного баланса.
В основе обоих методов лежит нахождение таких количественных отношений между окислителем и восстановителем, при которых соблюдается равенство принятых и отданных электронов.
Метод электронного баланса является более универсальным, хотя и менее наглядным. Он основан на подсчете изменения степеней окисления атомов окислителя и восстановителя в исходных и конечных веществах. При работе с этим методом удобно следовать такому алгоритму.
Записывается молекулярная схема окислительно-восстановительной реакции,
Рассчитываются степени окисления атомов (обычно тех, которые ее меняют),
Определяются окислитель и восстановитель,
Устанавливаются числа электронов, принимаемых окислителем, и число электронов, отдаваемых восстановителем,
Находятся коэффициенты, при домножении на которые числа отданных и принятых электронов уравниваются,
Подбираются коэффициенты для других участников реакции.
Рассмотрим реакцию окисления сероводорода.
H 2 S+O 2 =SO 2 +H 2 O
В этой реакции сера (-2) является восстановителем, а молекулярный кислород - окислителем. Затем составляем электронный баланс.
S -2 -6e - →S +4 2 - коэффициент домножения для восстановителя
O 2 +4e - →2O -2 3 - коэффициент домножения для окислителя
Записываем формулы веществ с учетом коэффициентов домножения
2H 2 S+ 3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
Рассмотрим еще один случай – разложение нитрата алюминия Al(NO 3) 3 . В этом веществе атомы азота имеют высшую степень окисления (+5), а атомы кислорода – низшую (-2). Отсюда следует, что азот будет окислителем, а кислород – восстановителем. Составляем электронный баланс, зная, что весь азот восстанавливается до диоксида азота, а кислород окисляется до молекулярного кислорода. С учетом чисел атомов запишем:
3N +5 +3e - → 3N +4 4
2O -2 -4e - →O 2 o 3
тогда уравнение разложения запишется так: 4Al(NO 3) 3 =Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2 .
Метод электронного баланса обычно используют для определения коэффициентов в ОВР, протекающих в гетерогенных системах, содержащих твердые вещества или газы.
Для реакций, протекающих в растворах, обычно применяется метод электронно-ионного баланса , который учитывает влияние различных факторов на состав конечных продуктов.
Данный метод учитывает: а) кислотность среды, б)концентрации реагирующих веществ, в) реальное состояние реагирующих частиц в растворе, г) влияние температуры и др. Кроме того, для данного метода нет необходимости использовать степень окисления.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.
Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя.
Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента.
Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.
Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. Для этого надо знать, что такое степень окисления. Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.
Первые — восстановители, вторые — окислители. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная). Химические реакции можно разбить на два типа. К первому типу относятся ионообменные реакции. В них степень окисления элементов, из которых состоят взаимодействующие вещества, остается неизменной.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИТермины, определения, понятия
Эту группу реакций называют окислительно-восстановительной. В случаях взаимодействия типичных окислителей и восстановителей вы можете сразу определить, что речь идет об окислительно-восстановительной реакции. Например, это взаимодействие щелочных металлов с кислотами или галогенами, процессы горения в кислороде. Аналогично определяете, что степень окисления серы в сульфиде калия (+4). Три атома кислорода забирают 6 электронов, а два атома калия отдают два электрона.
Бесплатная помощь с домашними заданиями
И вы можете сделать вывод, что данная реакция окислительно-восстановительная. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.
При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов
Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается. У восстановителя степень окисления повышается.
Восстановитель в ходе процесса окисляется. На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс. Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе.
А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться.
Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты. 4. Уравняем число отданных и принятых электронов. При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.
В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака. Привет! Мне интересно, есть ли у Вас какие-либо проблемы с выполнением домашнего задания. У нас есть много людей, которые помогут Вам здесь Кроме того, мой последний вопрос был решен менее чем за 10 минут:D Во всяком случае, Вы можете просто войти и попробовать добавить свой вопрос.
В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются. В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции».
