Окислительно-восстановительные свойства веществ

Для понимания зависимости окислительно-восстановительных свойств веществ от положения элемента, их образующего, в ПСЭ, надо вспомнить о понятиях «окислительно-восстановительные реакции», «окислитель» и «восстановитель».

Окислительно-восстановительные (о/в) реакции – реакции, идущие с переносом электронов.

Степень окисления (СО) – условный заряд, который приобрел бы атом, если все связи в нем были ионные. Вычисляется исходя из постулатов:

- молекула нейтральна, ее СО равна нулю;

- СО водорода (в большинстве соединений) и щелочных металлов (Li – Fr) равна +1, металлов основной подгруппы 2 группы (Ве – Mg) равна +2;

- СО кислорода (в большинстве соединений) равна –2.

К качестве примера определим СО марганца в перманганате калия (КMnO₄). Сумма отрицательных зарядов на кислороде равна +8 [(+2) × 4]. Так как СО молекулы равна 0; сумма положительных зарядов должна быть равна -8; из них СО К⁺ равна +1. Следовательно, СО марганца равна +7.

Окислитель – элемент, принимающий электроны. При этом он восстанавливается. Его СО понижается. Например, Mn⁺⁷ + 5e = Mn²⁺

Восстановитель отдает электроны. При этом он окисляется. Его СО повышается. Например, Mn ²⁺ – 2e = Mn⁴⁺.

Чем больше заряд и меньше «радиус» элемента, тем легче принять электрон, тем активнее окислитель. Способность элементов притягивать к себе электроны отражает понятие «электроотрицательность» (ЭО). Поэтому в периодах ПСЭ ЭО элементов увеличивается слева направо; в группах ЭО увеличивается снизу вверх. Наиболее активные окислители – фтор, хлор, кислород, азот имеют наибольшие значения ЭО. Самый активный из них – фтор имеет самое высокое значение ЭО. Фтор окисляет даже кислород и благородные (ранее назывались инертными) газы.

Чем меньше заряд и больше «радиус» элемента, тем легче отдать электрон, тем сильнее выражены восстановительные свойства. Самый активный восстановитель ПСЭ – франций

В периоде ПСЭ с ростом заряда и незначительным уменьшением «радиуса» окислительные свойства усиливаются слева направо за счет усиления притяжения валентных электронов наиболее положительно заряженным ядром. Это необходимо учитывать, определяя окислитель и восстановитель в реакциях между элементами одного периода. Так в реакции между серой и хлором окислитель – хлор, восстановитель – сера.

В группах ПСЭ сверху вниз усиливаются восстановительные свойства.

Для понимания связи о/в свойств элемента и его соединений с положением элемента в ПСЭ, рассмотрим следующие понятия:

высшая степень окисления (больше которой не может быть)численно равна номеру группы, в которой находится элемент в ПСЭ. В высшей СО все элементы – только окислители, могут только принимать электроны.

Например, высшая СО серы равна + 6;

н изшая степень окисления (меньше которой не может быть) для металлов равна нулю; для неметаллов численно равна номеру группы, в которой находится элемент в ПСЭ, минус восемь. Например, низшая СО серы равна –2 (H₂S), магния равна 0;

промежуточная степень окисления – СО, находящаяся между низшей и высшей СО элемента. В промежуточной СО элементы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от партнера по реакции. Например, промежуточная СО на сере в сернистой кислоте (H₂SO₃) и SO₂ - оксиде серы (IV), равна +4, поэтому сернистая кислота в реакции с H₂S – окислитель, а в реакции с КMnO₄ – восстановитель.

Типы о/в реакций

Для понимания процесса протекания о/в реакций рассмотрим различные типы о/в реакций.

межмолекулярные реакции – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, например, КMnO₄ + H₂S;

внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся внутри одной и той же молекулы. Например, в молекуле

(NH₄)₂ Cr₂О₇: N^-3 – восстановитель, Сr⁶⁺ - окислитель;

самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) –окислитель и восстановитель один и тот же элемент, находящийся в промежуточной СО. Он сам себя окисляет и восстанавливает. Например, Сl₂ в реакции с водой сам себя окисляет и восстанавливает.

Определение продуктов о/в реакций.

В межмолекулярных и внутримолекулярных о/в реакциях сначала определяют окислитель и восстановитель. Затем, исходя из их возможных СО, определяют возможные продукты реакции, помня о том, что окислитель понижает СО, а восстановитель ее повышает. Например, в реакции между оксидом свинца (IV) и иодидом калия (в сернокислой среде): PbO₂ – окислитель (свинец находится в 4 группе ПСЭ, Pb⁺⁴ – высшая СО свинца). Понижая свою СО, свинец может превратиться в Pb⁺²; KI - восстановитель (йод – элемент 7 группы ПСЭ, I^1- - низшая CО йода). Повышая свою СО, йод может превратиться в I₂⁰. Напомним, что молекула йода, как и других галогенов, состоит из двух атомов.

Cхема реакции:

PbO₂ + KI + Н₂SO₄ = PbSO₄ + I₂⁰ ₊ K₂SO₄ + Н₂О,

где K₂SO₄ + Н₂О – продукты реакции обмена.

Следует помнить, что для амфотерных элементов (оксиды и гидроксиды которых – амфотерны), вид получаемого продукта зависит также и от реакции среды: Pb²⁺ в сернокислой среде существует в виде PbSO₄, в щелочной среде (КОН) – в виде К₂РbO₂, т.к.

Pb(OH)₂ + Н₂SO₄ = PbSO₄ + Н₂О

Pb(OH)₂ + 2КОН = К₂РbO₂+ 2Н₂О

Для амфотерных элементов, имеющих много различных СО, например,

для марганца, в зависимости от среды получаются продукты с различными СО. Больше всего СО изменяется в кислой среде, меньше всего – в щелочной. Например, в кислой среде Mn⁺⁷ + 5e = Mn²⁺,

в нейтральной Mn⁺⁷ + 3е = Mn⁴⁺

в щелочной среде Mn⁺⁷ + 1е = Mn⁺⁶

В реакциях диспропорционирования элемент, находящийся в промежуточной СО, может сам себя окислять и сам себя восстанавливать, вступая в реакции самоокисления – самовосстановления. При этом (если реакция проводится без нагревания) получаются продукты реакции со СО, ближайшими к исходному. Например:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Коэффициенты в уравнениях о/в реакций.

Чтобы правильно расставить коэффициенты в уравнении о/в реакции, нужно составить электронный баланс, помня, что количество отданных и принятых электронов в реакции равны между собой.

Составим такой баланс для выше написанной реакции между оксидом свинца (IV) и иодидом калия (в сернокислой среде) и расставим коэффициенты в ее уравнении PbO₂ + 2KI + 2Н₂SO₄ = PbSO₄ + I₂⁰ ₊ K₂SO₄ + 2Н₂О

Pb⁺⁴ + 2e = Pb²⁺ , 2I^- - 2e = I₂

Тренировочные задания

Вопрос

Ответ

1.О «силе» кислоты можно судить по значению ее константы диссоциации; чем она больше, тем сильнее кислота. Исходя из сравнения «радиуса» (r) и «заряда» (z) элемента, образующего кислоту, предскажите значение константы диссоциации какой кислоты должно быть больше: НNO3 или HNO2, HСlO2 или HClO. 2.Исходя из сравнения «радиуса» (r) и заряда (z) элемента, образующего основание, определите, какое из оснований будет реагировать с концентрированным раствором КОН: Fe(OH)2 или Fe(OH)3, Mn(OH)2 или Mn(OH)4. 3.Реакции с водой - (гидролизу) подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. Определите, какая из указанных солей будет подвергаться гидролизу: КСlО2 или KСlO. 4.Исходя из сравнения «радиуса» и заряда элемента, укажите, какой из оксидов олова и свинца– SnО, SnО2, PbO, PbO2 – наиболее сильный окислитель, наиболее сильный восстановитель. 5.Расставьте коэффициенты в о/в реакциях, составив электронный баланс реакции. а)Mn(OH)2 + O2 + H2O = Mn(OH)4 б)Cu + H2SO4 (k) = CuSO4 + SO2 + H2O 6.Напишите уравнения реакций PbO с кислотой и основанием.

Дата добавления: 2014-12-27