Окислительно-восстановительные реакции

Лекция №9

Окислительно-восстановительными реакциями называются такие реакции, при которых изменяется степень окисления элементов.

Степень окисления элемента в соединениях определяется числом валентных электронов, участвующих в образовании химической связи данного элемента.

Степень окисления элемента считается положительной (Эⁿ⁺), если при образовании химической связи атом этого элемента передает свои n электронов окружающим его атомам других элементов.

Степень окисления элемента считается отрицательной (Э^n-), если при образовании химической связи атом этого элемента получает n электронов от окружающих его атомов других элементов.

Коротко - степень окисления элемента - это его валентность с учетом знака.

Все элементы 1-3 групп таблицы Менделеева при образовании химической связи отдают свои валентные электроны атомам других элементов, поэтому они всегда проявляют положительную степень окисления (Э⁺-Э³⁺). Пример: NaCl, CaCl₂, AlCl₃.

Все элементы 4-8 групп могут достраивать свою электронную оболочку до 8 за счет атомов других элементов (и тогда они проявляют отрицательную степень окисления Э^т- пример-NH₃) или передавать свои валентные электроны в пользование окружающих их атомов других элементов (и тогда они проявляют положительную степень окисления Э^т+ пример-HNO₃).

В простых веществах степень окисления всякого элемента равна 0.

Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, (а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1). Степень окисления кислорода, как правило, равна -2 (и только в OF₂ она равна +2, а в H₂O₂ -1).

Если при образовании химической связи элемент теряет электроны, то говорят, что он окисляется.

Если при образовании химической связи элемент приобретает электроны, то говорят, что он восстанавливается.

Потеря электронов - окисление, получение электронов - восстановление. Количество теряемых электронов одного элемента всегда должно равняться количеству приобретаемых электронов другого элемента (закон сохранения заряда). Сущность окислительно-восстановительной реакции можно отразить схемой

окислитель + восстановитель = новый окислитель + новый восстановитель

Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем (Red).

Вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент, называется окислителем (Ox).

Окислительно-восстановительную реакцию можно записать в общем виде так

Ox1 + Red1 + (H₂O, OH^-, H⁺)= Ox2 + Red2+ (H₂O, OH^-, H⁺)

В скобках указаны частицы, с участием которых, как правило, протекает большинство окислительно-восстановительных реакций в водных растворах. Поэтому при уравнивании окислительно-восстановительных реакций к обеим частям уравнения прибавляют ионы водорода или молекулы воды, если среда кислая или нейтральная, и ОН^- ионы или молекулы воды для щелочных растворов.

Все свободные металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять только восстановительные свойства. Если металлу присущи несколько степеней окисления, то восстановительные свойства они проявляют в низшей степени окисления, например, Fe²⁺, Sn²⁺, Cr²⁺, Cu⁺. Металлы в высшей степени окисления (равной номеру группы), или близкой к ней проявляют только окислительные свойства.

В качестве восстановителей в промышленности используются водород, углерод (в виде угля или кокса) и окись углерода, а также Al, Mg, Na, K, Zn и некоторые другие металлы.

К сильным окислителям принадлежат неметаллы 6 и 7 групп. На практике в качестве окислителей часто используют кислород, хлор и бром, перекись водорода, хлораты (KClO₃) и перхлораты (KClO₄), перманганаты (KMnO₄) и хроматы (Na₂CrO₄) или бихроматы (K₂Cr₂O₇) и т.д.

Некоторые элементы в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. с окислителями способны проявлять себя как восстановители, а с восстановителями ведут себя как окислители. В качестве примера может служить азотистая кислота

3KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

2HNO₂ + H₂S = 2NO + S + 2H₂O

Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, обладают в ряде случаев еще одним характерным свойством- способностью вступать в реакцию самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования). Пример:

Cl₂ + H₂O = HCl+HClO

Некоторые вещества в определенных условиях (обычно при нагревании) претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление. Пример:

2H₂O = 2H₂ + O₂

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Многие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением окраски раствора:

MoO₄^2- (бесцв)®MoO₃×Mo₂O₅×nH₂O (синий)®MoO²⁺ (зеленый)®Mo³⁺ (бурый)

VO₃^- (бесцв)®VO₄^4- (голубой) VO₂⁺ (желтый)®VO²⁺ (голубой)®V³⁺ (зеленый)®V²⁺ (светло-сиреневый)

Ti³⁺ (фиолетовый) ®TiO²⁺ (бесцветный)

Cr₂O₇^2- (оранжевый)®Cr³⁺ (зеленый)

SO₃^2- (бесцветный)[Е1] ®SO₄^2- (бесцветный)

NO₂^- (бесцветный)®NO₃^- (бесцветный)

MnO₄^- (темно-фиолетовый)®MnO₂ ¯ (бурый)

Mn²⁺ (бесцв)® MnO₂ ¯ (бурый)

Способ уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

Рассмотрим реакцию

SO₄^2- + I^- + H⁺ ® I₂ +H₂S + H₂O

Для нахождения коэффициентов в этом уравнении сначала необходимо выделить те элементы, которые изменяют степень окисления при протекании реакции.

В левой части уравнения реакции все элементы находятся в следующих степенях окисления: S⁶⁺, O^2-, I^-, H⁺

В правой части уравнения реакции степени окисления тех же элементов равны: S^2-, O^2-, I⁰, H⁺

Из сравнения находим, что из всех участвующих в реакции элементов степень окисления изменяется только у серы и йода.

Изменение степени окисления серы в реальных частицах, содержащих серу, отражаем вспомогательной схемой:

SO₄^2- ® H₂S

Теперь нужно уравнять эту вспомогательную реакцию по всем участвующим в ней элементам. По сере баланс соблюдается. В левой части данной схемы есть 4 атома кислорода, а справа кислород отсутствует. Поэтому к правой части уравнения прибавляем 4 молекулы воды (это можно сделать, поскольку основная реакция протекает в водном растворе)

SO₄^2- ® H₂S + 4H₂O

В правой части этой схемы появилось 10 атомов водорода, а в левой части водород отсутствует. Поэтому к левой части уравнения прибавляем 10 ионов водорода (это можно сделать, поскольку основная реакция протекает с участием Н⁺ ионов)

SO₄^2- + 10Н⁺ ® H₂S + 4H₂O

По всем элементам данную реакцию мы уравняли. Для нее осталось соблюсти условие электронейтральности. В левой части этой реакции суммарный заряд равен +8, а в правой 0. Поэтому для электронейтральности мы должны прибавить 8 электронов к левой части уравнения

SO₄^2- + 10Н⁺ + 8е ® H₂S + 4H₂O

Теперь составляем вспомогательную схему по другому элементу-иоду

I^- ® I₂

Сначала уравняем эту реакцию по атомам иода

2I^- ® I₂

Для соблюдения условия электронейтральности к правой части этого уравнения надо прибавить 2 электрона

2I^- ® I₂ +2е

Теперь составляют общую схему из этих двух реакций

SO₄^{2 -} + 10H⁺ +8e = H₂S + 4H₂O

2I^- = I₂ + 2e

Поскольку количество электронов, участвующих в обеих этих реакциях должно быть одним и тем же, то оба уравнения нужно умножить на коэффициенты, кратные числам 8 и 2

SO₄^{2 -} + 10H⁺ +8e = H₂S + 4H₂O 1

2I^- = I₂ + 2e 4

Умножим обе части этих уравнений на эти коэффициенты и затем сложим полученные уравнения

SO₄^{2 -} + 10H⁺ +8e = H₂S + 4H₂O 1

2I^- = I₂ + 2e 4

SO₄^{2 -} + 10H⁺ +8e + 8 I^- = H₂S + 4H₂O + 4 I₂ + 8e

После приведения подобных членов получаем искомое уравнение

SO₄^2- + 8I^- + 10H⁺ ® 4I₂ +H₂S + 4H₂O

Для проверки еще раз смотрим баланс атомов по всем элементам.

Если окислительно-восстановительная реакция протекает в щелочной среде, то уравнивание вспомогательных уравнений по кислороду и водороду проводят за счет ОН^- частиц и молекул воды, как в реакции

KNO₃ + Al + KOH + H₂O ® NH₃ + KAlO₂

NO₃^- + 6H₂O + 8e = NH₃ + 9OH^- 3

Al + 4OH^- = AlO₂^- + 2H₂O + 3e 8

3 NO₃^- + 18H₂O+8 Al + 32OH^- = 3 NH₃ + 27OH^- + 8 AlO₂^- + 16H₂O

3 NO₃^- + 2H₂O + 8 Al + 5OH^- = 3 NH₃ + 8 AlO₂^-

Многие окислительно-восстановительные реакции широко используются на практике.

Получение магния

TiO₂ + 2C +2Cl₂ = TiCl₄ + 2CO TiCl₄ + 2Mg= Ti + 2MgCl₂

Термитная сварка рельсов методом алюмотермии

3Fe ₃O₄ + 8Al = 9Fe + 4Al₂O₃

Щелочное оксидирование стальных конструкций

3Fe + NaNO₃ + H₂O = Fe ₃O₄ + NH₃ + NaOH

Снятие окалины со стальных конструкций в расплаве щелочей

Fe₂O₃ + 3NaNO₂ = 2 Fe + 3NaNO₃

Получение металлов из оксидов

WO₃ + H₂ = W + 3H₂O

V₂O₅ + 5Ca = 2 V + 5 CaO

Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃

Регенерация кислорода в подводных лодках, космических кораблях

2CO₂ + 2Na₂O₂ = O₂ + 2Na₂CO₃

Надувание спасательных жилетов, поднятие антенн радиопередатчиков при авариях на воде

LiH + H₂O = H₂ + LiOH

Горение реактивного топлива

2LiBH₄ + 4O₂ = Li₂O + B₂O₃ + 4H₂O

B₂H₆ + 3O₂ = B₂O₃ + 3H₂O

N₂H₄ + O₂ = N₂ + H₂O

Химический контроль утечки жидкостей в гидросистемах космических кораблей

2Al + 6H₂O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + H₂

Реакция серебряного зеркала. 0.3 г AgNO₃ растворяют в 5 мл H₂O, по каплям добавляют конц. NH₄OH до растворения выпавшего осадка, добавляют 5 мл 3% NaOH, затем снова конц. NH₄OH до получения бесцветного раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃. Раствор переливают в цилиндр и добавляют 30 мл воды. Затем готовят раствор глюкозы (1.3 г в 25 мл воды), добавляют 1 каплю конц. HNO₃. Смесь кипятят 2 мин. Раствор охлаждают и добавляют равный объем спирта.

Смешивают раствор соли серебра с раствором глюкозы 1:10. Переливают в сосуд для серебрения (промытый хромпиком и водой) и нагревают до 50-60 градусов. Посеребренную поверхность промывают водой и спиртом.

Реакция-вулкан. 2-3 г (NH₄)₂Cr₂O₇. На спиртовке нагревается стеклянная палочка, и опускают в вершину горки.

Дата добавления: 2014-12-08