Значение окислительно-восстановительных реакций

Министерство образования и науки Украины

Реферат

по теме

«Огромное значение окислительно-восстановительных реакций»

Донецк 2008 г.

Содержание

Введение

Окисленность

Степень окисленности

Окислительно-восстановительные реакции

Уравнений окислительно-восстановительных реакций

Составление уравнения

Важнейшие окислителей восстановители

Окислительно-восстановительная двойственность

Диспропорцианирование

Химические источники электрической энергии

Список используемой литературы

Введение

Для начала хотелось бы сказать, что окислительно-востановительные реакции в химии весьма частое явление. Это связано с окислительностью элементов. Когда элемент находится в свободном состоянии -- образует простое вещество, тогда движение электронов около всех атомов этого вещества происходит одинаково. Это справедливо для всех простых веществ, независимо от их структуры. Например, в молекуле водорода электроны в равной мере движутся около обоих атомов: молекула Н2 неполярна. В случае кристаллов с ковалентной связью химические связи между атомами также симметричны относительно связуемых атомов. В случае металлов распределение как связанных, так и свободных электронов в среднем также является равномерным.

Иначе обстоит дело в сложных веществах. Химические связи между атомами различных элементов несимметричны, в молекулах сложных веществ осуществляются, как правило, полярные ко-валентные связи. В ионных соединениях эта неравномерность распределения электронов максимальна -- при образовании веществ с ионной связью валентные электроны практически полностью переходят от атома одного элемента к атому другого.

Окисленность

Неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях получила название окисленности. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента (полностью в случае ионной связи или частично в случае полярной), проявляет положительную окисленность. Элемент, к атомам которого смещаются электроны атома другого элемента, проявляет отрицательную окисленность.

Степень окисленности

Число электронов, смещенных от одного атома данного элемента (при положительной окисленности) или к одному атому данного элемента (при отрицательной окисленности), называется степенью окисленности элемента.

В простых веществах степень окисленности элемента всегда равна нулю. В соединениях некоторые элементы проявляют всегда одну и ту же степень окисленности, но для большинства элементов она в различных соединениях различна.

Постоянную степень окисленности имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окислеиности +1, в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1. Степень окисленности кислорода, как правило, равна -2; к важнейшим исключениям относятся пероксидные соединения, где она равна -1, и фторид кислорода OF2, в котором степень окисленности кислорода равна -2. Для элементов с непостоянной степенью окисленности ее значение всегда нетрудно подсчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окисленности всех атомов в молекуле равна нулю.

Для установления степени окисленности элементов в соединениях можно пользоватьсятаблицей электроотрицательностей элементов. При этом следует иметь в виду, что при образовании химической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность фосфора равна 2,2, а иода 2,6.

Поэтому в соединении Р1з общие электроны смещены к атомам йодами степени окисленности фосфора и иода равны соответственно +3 и -1. Однаков нитриде иода NI3 степени окисленности азота и иода равны -3, поскольку электроотрицательность азота (3,07) выше электроотрицательности иода.

Окислительно-восстановительные реакции

Все химические реакции можно разбить на две группы. В реакциях первой группы окисленность всех элементов, входящих в состав реагирующих веществ, остается неизменной, а в реакциях второй группы окисленность одного или нескольких элементов изменяется.

В качестве примера реакций первой группы можно привести реакцию нейтрализации:

НС1 + NaOH = NaCl + Н2О

Примером реакции второй группы может служить взаимодействие металла с кислотой:

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2(улетучивается)

Если при реакции нейтрализации ни один элемент не изменяет степень своей окисленности, то во втором примере степень окисленности цинка изменяется от 0 до +2, а водорода -- от +1 до 0.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисленное, сти элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение -- все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окислительно-восстановительных реакций также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений.

Простым примером окислительно-восстановительной реакции может служить реакция образования ионного соединения из простых веществ, например, взаимодействие натрия с хлором:

2Na + С12 = 2NaCl

Эта реакция, как всякая гетерогенная реакция, протекает в не« сколько стадий. В ходе одной из них атомы натрия превращаются в положительно заряженные ионы; степень окисленности натрия изменяется от 0 до + 1:

Na = Na+ + e-

Такой процесс -- отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисленности элемента -- называется окислением.

Электроны, отдаваемые натрием, принимаются атомами хлора, которые превращаются при этом в отрицательно заряженные ионы; степень окисленности хлора изменяется от 0 до -1:

С12 + 2е- = 2С1-

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисленноети элемента, называется восстановлением. Таким образом, в рассматриваемой реакции натрий окисляется, а хлор восстанавливается.

Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, окислителем. Следовательно, в данном примере натрий-- восстановитель, а хлор-- окислитель.

Из уравнений процессов восстановления и окисления видно, что одна молекула хлора, восстанавливаясь, присоединяет два электрона, а окисление одного атома натрия сопровождается отдачей одного электрона. Общее число электронов в системе при химических реакциях не изменяется: число электронов, отдаваемых молекулами {атомами, ионами) восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами (атомами, ионами) окислителя. Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома натрия.

Уравнений окислительно-восстановительных реакций

Хотя выше был рассмотрен пример простейшей окислительно-восстановительной реакции -- образование соединения из двух простых веществ. Обычно уравнения окислительно-восстановительных реакций носят более сложный характер и расстановка коэффициентов в них часто представляет довольно трудную задачу, вот несколько примеров:

Взаимодействие между иодоводородом и концёнтрированной серной кислотой. Эта реакция протекает согласно такой схеме:

HI + H2SO4 = I + H2S + Н2О

Если мы подсчитаем степень окисленности каждого элемента в исходных веществах и в продуктах реакции, то увидим, что она изменяется у иода и у серы. У иода в HI она равна -1, а в свободном иоде 0. Степень же окисленности серы изменяется от +6 (в H2SO4) до --2 (в H2S). Таким образом, степень окисленности иода повышается, а серы -- понижается. Следовательно, иод окис-; ляется, а сера восстанавливается.

Уравнение процесса окисления иода имеет простой вид:

2I- = I2 + 2е - (окисление)

Уравнение восстановления серы более сложно, так как и исходное вещество (H2SO4 или SO42-), и продукт реакции (H2S) кроме серы содержат другие элементы. При составлении этого уравнения будем исходить из того, что реакция протекает в кислой водной среде, а ион SO42- превращается в молекулу Н2S:

SO42- H2S

Четыре атома кислорода, высвобождающиеся при этом процессе, должны связаться в четыре молекулы воды. Для этого понадобятся восемь ионов водорода. Кроме того, два иона водороданеобходимы для образования молекулы H2S. Следовательно,с ионом SO42- должны взаимодействовать десять ионов водорода: SO42- + 10H+ H2S+4H2O

Суммарный заряд ионов, находящихся в левой части этой схемы, равен восьми элементарным положительным зарядам, а в правой ее части имеются лишь незаряженные частицы. Поскольку суммарный заряд в ходе процесса не изменяется, то, следовательно, в процессе восстановления принимают участие также восемь электронов:

SO42- + 10H+ + 8e - H2S+4H2O (восстановление)

В рассматриваемом примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления, к числу электронов, высвобождающихся при окислении, равно 4:1. Для получения суммарного уравнения реакции надо, складывая уравнения процессов восстановления и окисления, учесть это соотношение -- умножить уравнение восстановления на 4. При этом в записи обычно справа от вертикальной черты проставляются необходимые множители:

2I- = I2 + 2е - 4

+ SO42- + 10H+ + 8e - = H2S + 4H2O 1

SO42- + 8I + 10H+ = 4I2 + H2S+ 4H2O

Полученное уравнение реакции может быть представленои вмолекулярной форме:

H2SO4 + 8HI = 4Ia + H2S + 4Н2О

Составление уравнения

Составление уравнений окислительно-восстановительной реакции делается в определенном порядке. Его можно придерживаться и в других случаях при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Последовательность действий при этом следующая:

Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ.

Определить степень окисленности элементов в веществахправой и левой части схемы; отметить элементы, степень окисленности которых изменяется.

Составить уравнения процессов восстановления и окисления;найти отношение числа электронов, принимаемых при восстановлении и отдаваемых при окислении.

Сложить уравнения окисления и восстановления с учетомнайденного отношения числа электронов.

Важнейшие окислителей восстановители

Стоит сказать, что одни вещества могут проявлять свойства окислителей, а другие -- восстановителей. О чем уже упоминалось, окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий степень своей окисленности, а восстановитель содержит элемент, степень окисленности которого повышается в ходе реакции. Следовательно, окислителями могут быть прежде всего соединения высших, а восстановителями -- низших степеней окисленности, присущих данному элементу.

Металлы проявляют в своих соединениях только положительную окисленность, и низшая их степень окисленности равна нулю. Иначе говоря, низшей степенью окисленности они обладают только в свободном состоянии. Действительно, все свободные металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять только восстановительные свойства. На практике в качестве восстановителей применяют алюминий, магний, натрий, калий, цинк и некоторые другие металлы. Если металлу присущи несколько степеней окисленности, то те его соединения, в которых он проявляет низшую из них, также обычно являются восстановителями, например, соединения железа (II), олова (II), хрома (II), меди (I).

Окислителями могут быть те соединения металлов, в которых степень окисленности металла велика -- равна номеру группы, в которой находится металл, или близка к нему. На практике применяют, в частности: аммиачный раствор оксида серебра, аммиачный раствор сульфата меди (II), хлорид ртути(II), диоксид свинца РЬО2, хлорид железа (III), хромат и дихромат калия, перманганат калия КМпО4, диоксид марганца МпО2.

Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную окисленность. Естественно, что соединения, содержащие неметаллы в высших положительных степенях окисленности, могут быть окислителями, а соединения, в которых неметалл проявляет отрицательную окисленность,--восстановителями.

К широко применяемым в промышленности восстановителям относятся водород, углерод (в виде угля или кокса) и монооксид углерода СО.

К сильным окислителям принадлежат неметаллы верхней части VI и VII групп периодической системы. Сильные окислительные свойства этих веществ объясняются большой электроотрицательностью их атомов. Сильнее всего окислительные свойства выражены у фтора, но в практике чаще пользуются в качестве окислителей кислородом, хлором и бромом.

К соединениям, применяемым в качестве окислителей, относятся также кислоты. Наибольшее практическое значение имеют соляная, серная и азотная кислоты. При этом элементом окислителем в соляной кислоте является водород, в азотной -- азот, в разбавленной серной-- водород, в концентрированной -- сера. Поэтому уравнение процесса восстановления соляной и разбавленной серной кислот имеет вид:

2Н+ + 2е - = Н2

Азотная кислота, в зависимости от ее концентрации, температуры и природы восстановителя, может восстанавливаться до различных степеней окисленности азота. Одним из обычных продуктов ее восстановления является оксид азота NO:

NO3- + Н+ + 3е - = NO + 2Н2О

При восстановлении концентрированной серной кислоты также могут образовываться различные продукты. Одним из них может быть диоксид серы:

SO42- + 4 Н+ + 2е - = SO2 + 2Н2О

Из других соединений неметаллов, применяемых в качестве окислителей, можно указать на пероксид водорода, соли кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет высокую степень окисленности -- хлораты (КС1О3), перхлораты (КС1О4).

Окислительно-восстановительная двойственность

Внутри молекулярное окисление-восстановление. Соединения высшей степени окисленности, присущей данному элементу, могут в окислительно-восстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисленности элемента может в этом случае толькопонижаться. Соединения низшей степени окисленности могут быть,наоборот, только восстановителями; здесь степень окисленностиэлемента может только повышаться. Если же элемент находитсяв промежуточной степени окисленности, то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны.В первом случае степень окисленности элемента будет понижаться,во втором -- повышаться. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью -- способностью вступать в реакции как с окислителями, так и с восстановителями.

Так, азот образует соединения, в которых степень его окисленности изменяется от --3 (аммиак и соли аммония) до +5 (азотная кислота и ее соли). Азот, входящий в состав аммиака, может выступать только в качестве восстановителя, азот азотной кислоты -- только в качестве окислителя. Азотистая же кислота HNO2 и ее соли, где степень окисленности азота равна +3, вступают в реакции как с сильными окислителями, так и с сильными восстановителями. В первом случае HNO2 окисляется до азотной кислоты, во втором -- восстанавливается обычно до оксида азота NO

В качестве примеров окислительно-восстановительной двойственности азотистой кислоты можно привести реакции:

5KNO2 + 2KMnО4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2HNO2 + H2S = 2NO + S + 2H2O

Кроме азотистой кислоты окислительно-восстановительной двойственностью обладают сера, иод, пероксид водорода и ряд других веществ.

Диспропорцианирование

Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисленности, обладают в ряде случаев еще одним характерным свойством. Оно состоит в том, что в определенных условиях такое вещество претерпевает процесс, в ходе которого часть элемента окисляется, а часть -- восстанавливается. Этот процесс называется самоокислением-самовосстановлен и ем. Так, при взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НС1О) кислот:

С12 + Н2О = HCI + НС1О

Здесь и окисление, и восстановление претерпевает хлор:

С12 + 2Н2О = 2НС1О + 2Н+ + 2е - (окисление)

С12 + 2е = 2С1 - (восстановление)

Процесс самоокисление-самовосстановление называют также диспропорционированием.

Некоторые сложные вещества в определенных условиях (обычно при нагревании) претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление. При этом процессе одна составная часть вещества служит окислителем, а другая -- восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут служить многие процессы термической диссоциация. Так, в ходе термической диссоциации водяного пара:

2Н2О = 2Н2 + О2

кислород окисляется (его степень окисленности возрастает от --2 до 0), а водород восстанавливается (его степень окисленности уменьшается от +1 до 0).

Другим примером может служить реакция разложения нитрита аммония, применяемая в лабораторной практике для получения .чистого азота:

NH4NO2 = N2 + 2Н2О

Здесь ион NH4 окисляется, а ион NO2- восстанавливается до свободного азота.

Химические источники электрической энергии

Так как при любой окислительно-восстановительной реакция происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, так, при опускании цинковой пластинки в раствор сульфата меди происходит реакция

Zn + Cu2+ = Cu2+ + Zn2+-

Здесь восстановитель -- цинк -- отдает электроны. Эта полу* реакция выражается уравнением:

Окислитель -- ион меди -- принимает электроны. Уравнение этой полуреакции имеет вид:

Cu2+ + 2е - = Cu

В рассматриваемом примере обе полуреакции протекают в ме-1 сте соприкосновения цинка с раствором, так что электроны непосредственно переходят от атомов цинка к ионам меди. Можно, однако, осуществить эту реакцию таким способом, что окислительная и восстановительная полуреакции окажутся пространственно разделенными, а электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока -- по внешней цепи. Этот направленный поток электронов представляет собою электрический ток. При таком осуществлении окислительно-восстановительной реакции ее энергия будет превращена в электрическую энергию, которую можно использовать, включив во внешнюю цепь устройство, потребляющее электрическую энергию (например, электронагревательный прибор, электрическую лампу и т. п.).

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Их называют также химическими источниками электрической энергии (сокращенно ХИЭЭ) или химическими источниками тока.

В технике гальваническими элементами принято называть только ХИЭЭ, в которых протекают практически необратимые реакции. Такие ХИЭЭ обычно нельзя перезаряжать: они предназначены для однократного использования (в один или несколько приемов). ХИЭЭ, в которых протекают практически обратимые реакции, называют аккумуляторами: их можно перезаряжать и использовать многократно.

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление -- на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Список используемой литературы

1. «Общая химия» В.И. Сидоров, Е.Е. Платонова, Т.П. Никифорова, 2004г.

2. «Общая химия» Владимир Стародуб, 2007г.

3. «Общая и неорганическая химия» Ахметов Н.С., 2001г.