Редокс-процессы

Реакции, идущие с изменением ст.ок. элементов, называются окислительно-восстановительными (ОВР) или редокс - процессами [8]. Причем вещество, отдающее электроны, является восстановителем, а принимающее их – окислителем.

Окислители и восстановители. Редокс-свойства соединений определяются положением их элементов в таблице Менделеева. Так, типичные окислители:

а) простые вещества, атомы которых имеют высокую ЭО (F₂, O₂, Cl₂ и др.);

б) сложные соединения, содержащие катионы металлов в сравнительно высоких неустойчивых ст.ок. (, и др.);

в) вещества, в которые входят сложные анионы с центральным атомом в высокой неустойчивой ст.ок. (, и т.п.);

г) пероксидные соединения: пероксид водорода (), мононадсерная () и двунадсерная () кислоты, их соли и т.п.

К типичным восстановителям относятся:

а) простые вещества, атомы которых характеризуются низкой ЭО (щелочные металлы (ЩМ), щелочноземельные металлы (ЩЗМ), алюминий, цинк).

б) сложные соединения, содержащие элементы в низких неустойчивых ст.ок. (в качестве катионов: , и т.п. или анионов: , и др.); а также в неустойчивой промежуточной ст.ок. (, ). При повышенных температурах проявляют восстановительные свойства также Н₂, СО, уголь (кокс).

Однако деление веществ на окислители и восстановители относительно, поскольку в зависимости от условий большинство их проявляют и окислительные, и восстановительные свойства. Чаще это наблюдается в случае соединений, содержащих элементы в промежуточной ст.ок. Так, типичный окислитель Н₂О₂ восстанавливает перманганат калия в кислой среде:

[38],

а типичный восстановитель окисляет сульфиды ЩМ:

.

Кроме того, восстановители, включающие атомы в низшей ст.ок., могут быть окислителями за счет другого элемента. Например, типичный восстановитель аммиак может (в жидком состоянии) окислять щелочные металлы благодаря наличию Н⁺:

.

Аналогично, типичные окислители могут за счет другого элемента проявлять восстановительные свойства. Так, при термическом разложении KMnO₄ атомы кислорода О^2- (восстановитель) окисляются марганцем (VII), переходя в О₂.

Иногда атомы двух (или более) элементов в соединении одновременно выступают в роли восстановителя (или окислителя), например:

.

Здесь восстановители: и ,

а окислитель: .

ОВП. Мерой редокс-способности веществ служат окислительно-восстановительные потенциалы (ОВП) [8]. Их стандартные значения (обозначаются ) приведены в справочниках. Чем больше алгебраическая величина , тем сильнее окислительные свойства соединений, а чем она меньше, тем выше восстановительные свойства. В соответствии со значением построен ряд напряжений.

Типы редокс-реакций. ОВР подразделяются на межмолекулярные и внутримолекулярные. К внутримолекулярным процессам (в случае веществ немолекулярной структуры они называются внутрифазными) относятся те, при осуществлении которых происходит изменение ст.ок. разных атомов в одном и том же соединении. Чаще это реакции термического разложения:

.

Большинство ОВР относятся к межмолекулярным; тем более что внутримолекулярные реакции идут обычно по сложному механизму, включающему и межмолекулярные процессы. Существует разновидность ОВР, в которых окислитель или восстановитель выполняет дополнительные функции, например, создает среду:

,

.

К особому виду относятся реакции дисмутации. Они возможны в тех случаях, когда переход атома элемента в состояние с большей ст.ок. требует меньше энергии, чем ее выделяется при образовании меньшей ст.ок. этого же Э, поэтому идет одновременно повышение и понижение ст.ок. одного и того же элемента:

, .

Процессы обратныедисмутации – это реакции конмутации, когда в роли и окислителя, и восстановителя выступает один и тот же Э, но в разных ст.ок., а продуктом является вещество, содержащее этот элемент в промежуточной ст.ок.:

.

Составление уравнений ОВР. Составление уравнения дает возможность определить количественные соотношения реагирующих веществ, а в ряде случаев указывает также на условия проведения процесса. В настоящее время для составления уравнений редокс-реакций используют или метод электронного баланса (ЭБ), или электронно-ионного баланса (ЭИБ), т.е. метод полуреакций.

Метод ЭБ более универсален, т.к. позволяет устанавливать стехиометрические отношения соединений в ОВР для любых гомо- и гетерогенных систем. Однако при подборе коэффициентов уравнений реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительнее метод полуреакций. Во-первых, ЭИБ позволяет опустить операции определения ст.ок. элементов[39]. Во-вторых, в процессе его использования сразу получается сокращенное ионное уравнение ОВР. В третьих, по уравнению полуреакций удается установить влияние среды на ОВП вещества.

Кроме того, при составлении ЭИБ оперируют ионами, реально существующими в водном растворе, в отличие от метода электронного баланса, который имеет дело с гипотетическими частицами типа , и т.п.

При нахождении стехиометрических коэффициентов уравнения редокс-процесса методом ЭИБ нужно выполнить следующие операции:

1. Определить окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ (по значениям ), а также продукты их взаимодействия (по полуреакциям окисления, приведенным в справочнике). Например, для реакции пероксида водорода с перманганатом калия в сернокислой среде нашли, что:

В, а В,

т.е. более сильным окислителем является пероксид водорода. Но -ионы не могут выступать в данных условиях в роли восстановителя, в то время как пероксид, содержащий кислород в промежуточной степени окисления (–1), может окисляться до и при этом его потенциал: В.

Итак, окислитель – , восстановитель – , а продукты ОВР: MnSO₄ и .

2. Получить уравнения полуреакций (в сокращенном ионном виде), исходя из схем окисления: и восстановления: .[40]

Для этого схемы уравнивают: а) по числу атомов элемента, меняющего ст.ок. (в нашем примере это не требуется).

б) по кислороду, добавляя его в составе молекул воды:

, ;

в) по водороду, добавляя его в виде ионов водорода:

, ;

г) по суммарному заряду ионов, отнимая (или добавляя) нужное число электронов: , .

3. Уравнять полуреакции между собой по числу отданных и принятых электронов и суммировать отдельно левые и правые части:

Сокращая, получим ионное уравнение данной ОВР:

.

Если исходная среда является не кислой, а нейтральной или щелочной, то к обеим частям полученного уравнения нужно добавить ОН^--ионы в количестве, эквивалентном числу Н⁺, и, заменив () на , сократить молекулы воды.

4. Перейти к молекулярному виду уравнения, добавляя катионы и анионы, остающиеся в результате реакции без изменения, т.е. ионы-«наблюдатели» (в нашем примере: и ): .

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ОВР»

Примечание: Все уравнения ОВР в данной работе получить методом ЭИБ с приведением схем уравнивания полуреакций.

1. Окислительная активность пероксидных соединений. Отобрать в пробирку 4 капли раствора соли хрома(III), 3 капли 1М серной кислоты и 2 капли нитрата серебра (в качестве катализатора), нагреть пробирку пламенем спиртовки, внести в раствор 3 кристаллика пероксодисульфата калия () и продолжить нагревание до изменения окраски. Объяснить результат. Написать графическую формулу пероксодисульфат-иона. За счет он проявляет редокс-свойства?

2. Соединения серы в редокс-процессах.

а) Как восстановитель. К 3 каплям раствора дихромата калия добавить 4 капли 1М серной кислоты, 2 лопаточки сульфида натрия и тщательно перемешать. Отметить и объяснить внешний эффект.

б) Конмутация. Повторить опыт (а), заменив на .

в) Дисмутация. Отобрать в две пробирки по 3–4 кристаллика сульфита натрия. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а вторую закрепить в штативе и нагревать в течение 5–6 мин. Дать ей остыть. Затем в обе пробирки добавить по 6 капель воды и после полного растворения солей по 3 капли сульфата меди(II). Объяснить наблюдение. Как изменилась ст.ок. серы(IV) при нагревании?

3. Олово(II) в ОВР.

а) Как восстановитель. Отобрать в пробирку по 3 капли растворов хлорида железа(III) и гексациано(III)-феррата калия (зачем?). Отметить окраску (присутствуют ли ионы железа(II) в растворе хлорида железа(III) в аналитически определяемых количествах?) и добавить 3 капли хлорида олова(II). Отметить наблюдаемый эффект и объяснить его.

б) Как окислитель. Внести в пробирку 6 капель хлорида олова(II) и кусочек цинка. Изменяется ли внешний вид цинка? Объяснить наблюдаемые явления. Окислительная или восстановительная активность олова(II) выше?

4. Влияние среды на протекание редокс-реакций. В три пробирки отобрать по 6 капель перманганата калия, затем в одну добавить 8 капель 1М серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – 1 гранулу сухой щелочи, затем во все три пробирки всыпать по 2 лопаточки нитрита калия (или сульфита натрия) и перемешать до полного растворения соли. Отметить и объяснить внешние эффекты. Происходит ли выделение бурого газа в первой пробирке? Чем это объяснить?

Рассчитать мольную массу эквивалентов перманганата калия в каждом случае. В какой среде меньше расходуется KMnO₄: в кислой, нейтральной или щелочной? Почему? Всегда ли среда влияет на величину ОВП?

Дата добавления: 2014-11-20