Процессы

Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что он полностью принял или отдал, то или иное число электронов. Степень окисления может иметь положительное (отрицательное), целое (дробное) значение не более 8.

Например, С⁺⁴О₂^-2; Fe₃^+1/2O₄^-2; K⁺¹O₂^-1/2

В молекуле электроны смещены от наименее к наиболее электроотрицательному атому или иону. Положительное значение степени окисления имеют атомы наименее электроотрицательного элемента, а отрицательное – наиболее электроотрицательного элемента.

Для одних степень окисления величина постоянная, а для других – переменная. Как правило, высшее положительное значение степени окисления элемента равно номеру группы в периодической системе Д.И.Менделеева, в которой расположен элемент, а низшее отрицательное значение разнице N_группы - 8. например, S расположена в VI группе, тогда её высшая положительная степень окисления равна +6, а низшая отрицательная 6-8 = -2.

(Примечание: отрицательное значение степени окисления имеют только неметаллы, тогда низшая степень окисления металлов равна 0.)

Степень окисления элементов в простых веществах равна 0.

Например, N₂⁰, Сu⁰, P₄⁰_.

В процессе окислительно- восстановительной реакции одни атомы, молекулы или ионы отдают электроны (окисляются), а другие – принимают (восстанавливаются)

Вещества, молекулы, атомы и ионы которых в ходе химической реакции присоединяют электроны, понижая свою степень окисления, называют окислителями.

Вещества, молекулы, атомы и ионы которых в ходе химической реакции отдают электроны, повышая свою степень окисления, называют восстановителями.

Например, Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

Восстановитель Zn⁰ – 2е = Zn⁺² / окисление

Окислитель 2Н⁺ + 2е = Н₂⁰ / восстановление

Естественно, что вещества, в молекулах которых элементы, изменяющие степень окисления, находятся в высшей степени окисления, проявляют только окислительные свойства (т.е. только присоединяют электроны). Например, HN⁺⁵O₃, KМn⁺⁷O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇, F₂⁰, H₂S⁺⁶O₄ конц., Pb⁺⁴O₂.

Вещества, в молекулах которых элементы, изменяющие степень окисления, находятся в низшей степени окисления, проявляют только восстановительные свойства (т.е. отдают электроны): H₂S^-2, HBr^-, P^-3H₃, N^-3H₃, NaH^- и металлы Al, Zn, Mg.

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от природы второго участника реакции и условий реакции.

Например, H₂SO₃ + 2H₂S = 3S +3H₂O 2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

^{окислитель восстановитель восстановитель окислитель}

S⁺⁴ + 4e = S⁰ 2 1 восс-е S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶ 4 2 окис-е

S^-2 – 2e = S⁰ 4 2 окис-е O₂ + 4e = 2O^-2 2 1 восс-е

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо учитывать закон сохранения электрического заряда, согласно которому, число электронов, отданных в данной реакции восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

методом электронного баланса:

1) записываем схему реакции: KMnO₄ + HCl = MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

2) определяем степени окисления элементов и подчеркиваем атомы, изменяющие свою степень окисления: K Mn O₄ + H Cl = Mn Cl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

3) составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления и подбираем коэффициенты так, чтобы число отданных электронов равнялось числу принятых:

Mn⁺⁷ + 5е = Mn⁺² 2 окисление 2 Mn⁺⁷ + 10е = 2Mn⁺²

2Cl^-1 + 2е = Cl₂ 5 восстановление 10Cl^- + 10е = 5Cl₂

4) переносим базовые коэффициенты в молекулярное уравнение реакции:

2 КMnO₄ + 10 HCl = 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + KCl + H₂O

6) вводим новые или изменяем базовые коэффициенты согласно закону сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым).

2 КMnO₄ + 16HCl = 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

Составление окислительно-восстановительных реакций

ионно-электронным методом (методом полуреакций).

Недостаток данного метода в том, что он применим только для реакций, протекающих в водных растворах.

Примечание: при составлении уравнений полуреакций малорастворимые соли, слабые электролиты и газообразные вещества следует писать в молекулярном виде.

1) Запишите схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Подчеркните ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления:

КMnO₄ + HCl = MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

К⁺ + MnO₄ ^-+ H⁺ + Cl^- = Mn²⁺ + 2Cl^- + Cl₂⁰ + K⁺+ Cl^- + H₂O

2) Выписываем ионы, изменившиеся в ходе реакции, составляя электронно-ионные уравнения каждой полуреакции и уравнивая числа атомов всех элементов:

Уравниваем число отданных и принятых электронов, умножая получение приня тых электронов, умножая полученные уравнения на наименьшие множители.

MnO₄^-+ 8H⁺ +5е = Mn²⁺ + 4H₂O 2

2Cl^- - 2е = Cl₂ 5

Количество атомов кислорода уравнивают манипулируя ионами Н⁺ и молекулами H₂O:

1. Избыток атомов кислорода а) в кислой среде связывают ионами Н⁺ в молекулы воды; б) в щелочной и нейтральной среде молекулами воды в группы ОН^-;

2. Недостаток атомов кислорода компенсирует а) в кислой и нейтральной среде за счет молекул воды; б) в щелочной среде – за счет ионов ОН^- ;

3) Для составления суммарного ионно-молекулярного уравнения реакции, складываем уравнения полуреакций:

2 MnO₄ ^-+ 16H⁺ + 10е + 10 Cl ^- - 10е = 2 Mn²⁺ + 5 Cl₂⁰ + 8H₂O

4) Сокращаем подобные члены в правой и левой части уравнения, если таковые имеются.

5) Полученные коэффициенты из ионного уравнения переносим в молекулярное уравнение окислительно-восстановительной:

2 КMnO₄ + 16HCl = 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

В химии окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространённых. Например, на них, как правило, основано получение простых веществ (металлов и неметаллов)

CuO + H₂ =Cu + H₂O,

2КВг + Cl₂ = Br₂ + 2KCl.

В основе технического производства таких важнейших химических продуктов, как аммиак, азотная и серная кислоты, процессов сжигания топлива и горения также лежат окислительно-восстановительные реакции. В гальванических элементах возникновение электродвижущей силы обусловлено протеканием окислительно-восстановительной реакции. Коррозия металлов, электролиз, дыхание, усвоение растениями углекислого газа с выделением кислорода, обмен веществ и др. биологически важные явления представляют собой окислительно-восстановительные реакции.

Дата добавления: 2014-10-23