Окислительно-восстановительные реакции

Реакции осаждения

Реакция водных растворов солей

Образующие соль
кислота	основание	Реакция	рН
Сильная	Сильное	Нейтральная
Сильная	Слабое	Кислая	<7
Слабая	Сильное	Щелочная	>7
Слабая	Слабое
Сильнее основания		Кислая	<7
	Сильнее кислоты	Щелочная	>7
Одинаково слабые	Практически нейтральная	»7

Электролиты (кислоты, основания, соли) обладают различной растворимостью в воде. При смешивании растворов двух хорошо растворимых электролитов возможно образование малорастворимых веществ, выпадающих из раствора в виде осадка.

Реакции осаждения — ионные реакции, протекающие с образованием ма­лорастворимых веществ.

Чем ниже растворимость образующегося вещества, тем меньше свободных ионов этого вещества остается в растворе, а значит, в большей степени реак­ция приближается к необратимой:

AgNO₃ + NaCl = А_gС1¯ + NаNО₃

Растворимость хлорида серебра (I) составляет всего 1*10^-5 моль/л. Следовательно, после смешивания, например 0,01M растворов нитрата сереб­ра (I) и хлорида натрия, в конечном растворе остаточная концентрация ио­нов Аg⁺ и С1^- чрезвычайно низкая, поскольку основное количество этих ионов переходит в осадок АgС1.

а) Степени окисления. Окислители и восстановители

Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, отданных атомом других, атомом при положительной степени описаний или принятых данным атомом от других атомом, при отрицательной стороне окисления.

При определении степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1. степень окисления простых веществ равна нулю С1₂, S, Сu.

2. сумма всех степеней в нейтральной молекуле равна нулю, а в заряженном ионе равна заряду.

3. постоянную степень окисления имеют: щелочные Ме – (+1); Ме главной подгруппы, IIa группы, а так же цинк, кадмий – (+2).

4. водород в большинстве соединений – (+1), кроме гидридов Ме (КаН, СаН₂), в них он имеет степень окисления (-1).

5. степень окисления кислорода (-2), кроме соединений со фтором ОF₂ – (+2).

Большое число элементов имеют переменную степень окисления. Например азот:

NH₃, N₂H₄, NH₂OH, N₂, N₂O, NO, HNO₂, NO₂, HNO₃

Изменение степени окисления элемент в процессе химической реакции называется окислением если элемент отдает электроны и восстановлением если элемент принимает электроны. соответственно элемент принимающий электроны называется окислителем, а элемент отдающий электроны - восстановителем. Например: 4А1+3О₂ ® 2А1₂О₃,
А1 повышает степень окисления от 0 до +3, он восстановитель а сам окисляется, О₂ понижает степень окисления с 0 до -2 то есть он окислитель а сам восстанавливается. Причем следует отметить, что оба процесса и окисление, и восстановление протекают одновременно, а общее число отданных и принятых электронов равно: 4А1 по 3 электрона 4*3=12 и 6О по 2 электрона
6*2=12 электронов.

Как уже говорилось многие вещества могут находится в разных степенях окисления.

Элементы находящиеся в высших степенях окисления, например: S^+б d
соединении Н₂S0₄, N⁺⁵ в НNO₃, Мn⁺⁷ в Н₂МnO₇ (перманганаты), Сr⁺⁶ в
хроматах и дихроматах. Рb⁺⁴ в РbO₂ и другие, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны только принимать электроны, то есть эти элементы, а следовательно и соединения в которые они входят могут быть только окислителями.

Напротив, элементы находящиеся в низших степенях окисления, например S^2- в H₂S, N^3- в NН₃, I^1- в HI и так далее, могут только окисляться, так как их атомы способны только отдавать электроны, то есть эти элементы и соединения, содержащие их могут быть только восстановителями.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут выступать в химических процессах как окислители, так и восстановители. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны. В зависимости от того с каким веществом они взаимодействуют и условий проведения реакции.

Наиболее важные окислители.

1. Типичные неметаллы находящиеся в свободном состоянии: F₂>С1₂, Вг₂>I₂, O₂.

2. Кислородосодержащие кислоты и их соли: КМnO₄, К₂Сr₂O₇, К₂СrO₄, Н₂SO₄, НNO₃.

3. Ионы многовалентных металлов, находящиеся в наивысших степенях окисления (Fе³⁺; Сu²⁺; Нg²⁺)

4. H ⁺ в растворах кислот (как правило при взаимодействии с металлами окисляется до Н₂).

Наиболее важные восстановители.

1. Активные Ме (щелочные, щелочноземельные, Zn, А1, Fе) в свободном состоянии.

2. Без кислородные кислоты и их соли (НС1, HВr, HI, Н₂S).

3. Гидриды щелочных и щелочноземельных Ме (СаН₂, КН) и так далее.

4. Металлы в низших степенях окисления Sn²⁺, Fе²⁺, Си⁺ и т.д.

б) Составление ОВР. Виды ОВР

При составлении уравнений ОВР рекомендуется придерживаться следующего порядка:

N₂H₄ + АgNО₃ + КOH ® N₂ +Аg + КNО₃ + Н₂O

1. расставить степени окисления элементов входящих в химическое уравнение.

2. выявить элементы которые меняют степени окисления.

3. составить электронный баланс в котором указывается какое количество электронов принимает окислитель, и отдает восстановитель, а также уравнивается количество отданных и принятых электронов, путем подбора коэффициентов.

4. расставить коэффициенты из электронного баланса в уравнение реакции.

5. уравнять количество элементов в правой и левой части уравнения реакции.

a) уровнять элементы участвующие в электронном балансе.

б) элементы кроме О и Н,

в) уровнять количество О,

г) проверить равенство по Н.

Рассмотрим реакцию 2Н₂ + О₂ ®2Н₂O, в этой реакции окислитель О и восстановитель Н находятся в разных молекулах. Такие ОВР называются межмолекулярного окисления восстановления. Возможен другой случай ОВР, например (NH₄)₂СrО₇ ® N₂ +Сr₂O₃+Н₂О в данном случае Cr понижает свою степень окисления с (+6) до (+3), а азот окисляется от от (-3) до (0) причем оба элемента Сг и N то есть, окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле. Это так называемая реакция внутримолекулярного окисления восстанавливается.

Кроме того, реакция 4Н₃РО₃ ® 3Н₃РО₄+РН₃, служит примером реакций самоокисления - самовосстановления. В данной реакции и окислителем и восстановителем является один и тот же элемент Р, принадлежащий одной молекуле. В результате этой реакции образуется более окисленная и более восстановленная форма Р, чем в левой части уравнения.

Наиболее сложными ОВР являются реакции, в которых окислению или восстановлению подвергается не один элемент, а два или более, например:

As₂S₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

2Аs^+3– 4е ® 2АS^+5	- восстановитель
3S^2- – 24е ® 3S^+6	- восстановитель
N^+5+3е ® N^+2	- окислитель

3As₂S₃ + 28HNO₃ ® 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

Дата добавления: 2014-01-07