Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Лекция 18. Реакции с переносом электронов или окислительно-восстановительные реакции


 

1. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций.

2. Метод полуреакций.

3. Окислительно-восстановительные потенциалы. Определение направления ОВ-реакций.

1. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций

Большинство реакций являются окислительно-восстановитель-ными реакциями (ОВ-реакциями). Они широко встречаются в природе, технике, быту, имеют большое биологическое значение. Фотосинтез, дыхание, гниение – все это ОВ-реакции. Много ОВ-реакций протекает в живых организмах.

В основе современных представлений об ОВ-реакциях лежат электронные представления, которые были предложены русским ученым Писаржевским в 1913г.

ОВ-реакции – это такие реакции, которые протекают с переходом электронов от одних частиц (восстановителя) к другим (окислителю), например, при вытеснении цинком меди из раствора сульфата меди (II).

CuSO4 + Zn → Сu + ZnSO4

При этом два электрона от атома цинка переходят к ионам меди, поэтому данная реакция будет ОВ-реакцией.

Можно дать и другое определение: ОВ-реакция – это реакция, протекающая с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например, . В этой реакции изменяют степени окисления атомы цинка и меди, поэтому она будет ОВ-реакцией.

При протекании ОВ-реакции происходит процесс окисления и процесс восстановления.

Окисление – это процесс отдачи электронов частицей (молекулой, атомом, ионом). Частица, отдавая электроны, окисляется, а сама является восстановителем по отношению к другой частице.

Zn° - 2e ® Zn2+ – процесс окисления, а цинк будет восстановителем.

При окислении степень окисления атома повышается (цинк повышает степень окисления от нуля до +2, то есть переходит из менее окисленного состояния Zno в более окисленное состояние Zn2+).

Восстановление – это процесс присоединения электронов частицей. Частица, присоединяя электроны, восстанавливается, а сама является окислителем по отношению к другой частице.

Cu2+ + 2e ® Cu° – процесс восстановления, а ион Cu2+ будет окислителем. При восстановлении степень окисления атома уменьшается (медь понижает степень окисления с +2 до нуля).



Окисление и восстановление – это два неразрывно связанных процесса, то есть единый процесс в ОВ-реакции. Один без другого протекать не могут, то есть в ОВ-реакции одновременно с процессом окисления происходит и процесс восстановления. При этом сколько электронов отдает восстановитель при окислении, столько же электронов принимает окислитель при восстановлении и, таким образом, во всей ОВ-реакции не может быть ни лишних, ни недостающих электронов. Так в реакции одновременно с процессом окисления Zn, отдающего электроны, происходит процесс восстановления ионов Cu2+, принимающего два электрона. Таким образом, окисление и восстановление – это два сопряженных процесса в ОВ-реакции, а окислитель и восстановитель (Cu2+ и Znо) составляют сопряженную пару в вышеприведенной ОВ-реакции.

Окислительно-восстановительные свойства элементов зависят от строения атома данного элемента и определяются положением элемента в ПСЭ. В периоде слева направо (®) восстановительные свойства элементов уменьшаются, а окислительные свойства увеличиваются. В главных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства элементов увеличиваются. Поэтому чем правее и выше находится элемент в ПСЭ, тем будет проявлять более сильные окислительные свойства. Самыми сильными окислителями поэтому являются галогены (кроме йода) и кислород. И наоборот, чем левее и ниже находится элемент в ПСЭ, тем сильнее проявляет восстановительные свойства. Поэтому самыми сильными восстановителями являются щелочные (Na, K, Cs и др.) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы.

Окислительно-восстановительные свойства зависят также от степени окисления элемента в веществе:

1) Если элемент (например, Mn и Cr) находится в высшей степени окисления (например, KMnO4, K2Cr2O7 и др.), то он может только понижать степень окисления, то есть только принимать электроны, являясь только окислителем.

2) Если элемент (например, йод и сера) находится в низшей степени окисления (KI, Na2S и др.), то может только повышать степень окисления, являясь только восстановителем.

3) Если элемент может проявлять в соединениях различную степень окисления и при этом в данном соединении имеет промежуточную степень окисления (Na2SO3, NaNO2, MnO2), то данный элемент может и повышать степень окисления, и понижать, то есть может и окисляться, и восстанавливаться, проявляя окислительно-восстанови-тельную двойственность (то есть может быть и окислителем, и восстановителем). Например, в КNO2 азот имеет промежуточную степень окисления, равную +3 и может повышать ее до +5 (окисляясь до КNO3), и понижать до +2 (NO), то есть КNO2 может быть и окислителем, и восстановителем.

Вначале подбирают исходные реагирующие вещества, среди которых должен быть окислитель и восстановитель (А + В). Затем записывают продукты реакции (Д + Е), в которые превращаются исходные вещества. В результате получили схему ОВ-реакции: А + В ® Д + Е.

Затем расставляются коэффициенты в уравнении ОВ-реакции. Для составления уравнений ОВ-реакций используются два метода:

1) Метод электронного баланса;

2) Ионно-электронный метод или метод полуреакций.

Разберем оба метода в отдельности.

Дана молекулярная схема реакции:

Mn + AgNO3 ® Mn(NO3)2 + Ag

Необходимо расставить коэффициенты.

1) Определяем степень окисления всех элементов во всех исходных и образующихся веществах и отмечаем (то есть пишем) степени окисления только тех элементов, у которых они изменились (то есть у серебра и марганца):

Mnо + Ag+1NO3 ® Mn+2(NO3)2 + Agо

2) Определяем окислитель и восстановитель. Марганец повышает степень окисления от нуля до +2, то есть отдал два электрона, поэтому окисляется, являясь восстановителем. Серебро понижает степень окисления от +1 до нуля, поэтому восстанавливается, принимая один электрон, являясь окислителем.

3) Составляем схему перемещения электронов от восстановителя к окислителю, т.е. составляем уравнения процессов окисления и восстановления:



Mno – 2e ® Mn+2
Ag+1 + 1e ® Ago

Так как должен быть электронный баланс во всей ОВ-реакции (т.е. сколько электронов отдает восстановитель, столько же электронов должен принять окислитель), то на один атом марганца Mno требуется два иона серебра Ag+, получаем:

Mno + 2Ag+ - 2e + 2e ® Mn+2 + 2Ago

В самом деле, один атом марганца отдает два электрона, а два иона Ag+ присоединят эти два электрона. Таким образом, будет электронный баланс во всей ОВ-реакции и не будет ни лишних электронов, ни недостающих.

В итоге получаем уравнение ОВ-реакции (вместе с коэффициентами):

Mn + 2AgNO3 ® Mn(NO3)2 + 2Ag

2. Метод полуреакций.

Этот метод, как и метод электронного баланса, основывается на том положении, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Только метод электронного баланса рассматривает отдельные атомы элементов (Mn+7, Ag+, Cr+6, N-3), а метод полуреакций рассматривает частицы (ионы, молекулы), которые реально есть в растворе, в котором протекает ОВ-реакция.

Рассмотрим ОВ-реакцию, протекающую в кислой среде (среду создает H2SO4):

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

это молекулярная схема реакции

Определяем степени окисления элементов, которые изменяют степени окисления (то есть марганца и азота), а затем определяем окислитель и восстановитель.

KMn+7O4 + KN+3O2 + H2SO4 ® Mn+2SO4 + KN+5O3 + K2SO4 + окислитель восст-ль +К2SO4 + H2O

Далее записываем ионную схему реакции: сильные и хорошо растворимые электролиты записываем в виде ионов; слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки записываем в виде молекул:

K+ + MnO4-`+ K+ + NO2- + H+ + SO42- ® Mn2+ + SO42- + K+ +

+ NO3- + K+ + SO42- + H2O

Затем составляем полуреакции окисления и восстановления, т.е. процессы окисления и восстановления.

MnO4- + 8Н+ +5e ® Mn2+ + 4H2O     полуреакция восст-ления
1 + 8 = +7   +2 + 4×0 = +2        
NO2- + H2O –2e ® NO3- + 2H+ полуреакция окисления  
-1 + 0 = -1   -1 + 2 = +1        
2MnO4-`+ 16H+ + 5NO2- + 5Н2О ® 2Mn2+ + 8 H2O + 5NO3- + 10Н+ (это уравнение получили после сложения двух полуреакций)

Н2О и ионы Н+ есть слева и справа, поэтому сокращаем:

2MnO4- + 6H+ + 5NO2- ® 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3-

Уравнение ОВ-реакции в молекулярной форме:

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

 

3. Окислительно-восстановительные потенциалы (электродные потенциалы). Определение направления ОВ-реакций

Окислительно-восстановительный потенциал – это есть мера окислительно-восстановительной активности веществ. Он количественно характеризует способность вещества отдавать или присоединять электроны и измеряется в вольтах.

Сущность возникновения электродного потенциала (j) состоит в следующем. Если пластинку металла (например, Zn) опустить в раствор, содержащий ионы цинка Zn2+ (например, в раствор ZnSO4), то между металлом и раствором возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Электродный потенциал (j) систем рассчитывается по уравнению:

где R – 8,314 Дж/моль·К;

Т – абсолютная температура (в оК);

F – число Фарадея (равно 96 500 Кулон/моль экв.)

[окисл.] – концентрация окисленной формы;

[восст.] – концентрация восстановленной формы;

n – число электронов в электродном процессе.

Например, для электродного процесса Zn2+ + 2e → Zno. Тогда n = 2, Zn2+ – окисленная форма, а Znо – восстановленная форма. jо = -0,76 в – это стандартный электродный потенциал, т.е. потенциал, когда [Zn2+] = 1 моль/л.

Тогда получаем

Зная [Zn2+], можем рассчитать j при данной концентрации ионов Zn2+ в растворе ([Zno] = const и можно не включать в расчет j).

Направление ОВ – реакции, как и любой реакции, можно определить по изменению энергии Гиббса этой реакции, т.е. по ΔG. Рассмотрим, например, ОВ-реакцию Zno + Cu2+ → Cuo + Zn2+. Изменение энергии Гиббса при стандартных условиях для любой ОВ-реакции будет равно:

ΔGореакции = -ZF (jоокисл. - jовосст.),

где F – число Фарадея, равное 96 500 Кулон/моль экв.,

Z – число электронов, участвующих в данной ОВ-реакции,

jоокисл. и jовосст. – стандартные электродные потенциалы окислительной (jоокисл.) и восстановительной (jовосст.) систем.

┌─2e─

Для ОВ-реакции Zno + Cu2+ → Cuo + Zn2+, окислительной системой будет медная, для которой jоCu+2/Cuo = + 0,34 в, а восстановительной системой будет цинковая, для которой jоZn2+/Zno = -0,76 в. При этом Z = 2, т.е. два электрона передаются в этой ОВ-реакции от цинка к ионам Cu2+. Поэтому получаем:

ΔGо = - ZF (jоокисл - jовосст) = - 2 ∙ 96 500 (+0,34 – (-0,76)) = -212 300 Дж.

Для данной ОВ-реакции получили ΔGо < 0, поэтому эта реакция будет протекать в прямом направлении, т.е. слева направо (→).

Таким образом, ОВ-реакция будет протекать в прямом направлении (т.е. ΔGо будет меньше нуля) в том случае, когда jоокисл > jовосст.

 

 

<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Лекция 17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза | Лекция 19. Комплексные соединения. Устойчивость комплексных соединений

Дата добавления: 2014-01-07; Просмотров: 2820; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



ПОИСК ПО САЙТУ:


Рекомендуемые страницы:

Читайте также:
studopedia.su - Студопедия (2013 - 2021) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление
Генерация страницы за: 0.008 сек.