Окислительно-восстановительные процессы

Понятие о реакциях окисления-восстановления. Правила определения степени окисления атомов элемента. Свойства элементов, их положение в периодической системе Д. Менделеева. Характеристика окислителей и восстановителей. Методы составления уравнений реакций.

Рубрика Химия
Вид учебное пособие
Язык русский
Дата добавления 26.08.2015
Размер файла 53,5 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

МИНОБРНАУКИ РОССИИ

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего образования

"ЮЖНЫЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ"

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

для студентов 1 курса факультета биологических наук, направление "почвоведение"

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Рыбальченко И.В.

Ростов-на-Дону - 2014

Понятие о реакциях окисления-восстановления

Комплексные цели: студенты должны: знать, что такое степень окисления атома; что называют восстановителем и окислителем; объяснять суть процессов окисления и восстановления; уметь определять неизвестные степени окисления различных элементов в сложных веществах; составлять уравнения окислительно-восстановительных процессов методами электронного баланса и полуреакций.

Окислительно-восстановительные процессы широко распространены в природе (дыхание, усвоение углекислого газа растениями, гниение, коррозия металлов и т.д.) и играют важную роль в практической деятельности человека (извлечение металлов и неметаллов из руд, производство синтетических материалов и химических продуктов, использование химических источников электрического тока, процессы электролиза, борьба с коррозией и др.).

В настоящее время среди огромного разнообразия химических реакций можно выделить два типа, которые существенно отличаются друг от друга. К первому типу реакций относятся такие, в ходе которых степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. В этом случае новые молекулы образуются за счет перегруппировки атомов или ионов. К таким реакциям относятся следующие процессы:

а) огромное число реакций обмена, например:

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl;

б) некоторые реакции соединения, например:

CaO + H2O = Ca(OH)2;

в) некоторые реакции разложения, например:

CaCO3 = CaO + CO2.

В ходе перечисленных реакций степени окисления элементов не изменяются.

К другому типу химических реакций относятся реакции, при протекании которых степени окисления атомов изменяются. Например:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

В этой реакции принимают участие атомы железа, ионы хлора и водорода, причем, в ходе реакции степень окисления железа повышается от "0" до "+2", а ионов водорода понижается от "+1" до "0". Изменение степеней окисления обусловлено перемещением электронов от одних частиц к другим.

Правила определения степени окисления элемента

Степень окисления - это условный заряд, который приписывается атому при допущении, что все связи в веществе являются ионными. Известно, что чисто ионной связи в природе не существует. Можно говорить лишь о преимущественно ионном типе химической связи. Ионная связь возникает за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Для этого необходимо, чтобы более электроотрицательные атомы превратились в отрицательно заряженные ионы, а более электроположительные атомы - в положительно заряженные ионы. Такие превращения происходят при переходе валентных электронов от одних атомов к другим. Понятно, что ионная связь образуется при взаимодействии наиболее активных неметаллов и наиболее активных металлов.

Что же делать в случае, когда между атомами в молекуле образуется ковалентная связь? В этом случае условно считают, что электронные пары, которые связывают данный атом с другими атомами, полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента. Значения относительной электроотрицательности некоторых химических элементов представлены в Приложении А.

Степень окисления можно определить для любого атома в любом соединении, руководствуясь следующими правилами:

- в простых веществах (водород Н2, кислород О2, хлор Cl2, железо Fe и так далее) не происходит смещения связующих электронов, т.к. общие электронные пары в равной степени принадлежат всем взаимодействующим атомам одного вида, поэтому степени окисления атомов равны нулю;

- степени окисления атомов металлов в соединениях всегда положительные, причем щелочные металлы имеют постоянную степень окисления (+1), бериллий, магний, цинк и щелочноземельные металлы (+2), остальные металлы могут иметь переменные степени окисления в зависимости от валентного состояния. Например, Fe (+2), Fe (+3) или Fe (+6);

- для реально существующих простых ионов степень окисления совпадает с его зарядом, например: Са 2+, Al3+, Fe2+, Fe3+.

- водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), а в солеобразных гидридах (CaH2, NaH и т.д.) степень окисления атомов водорода равна (- 1);

- фтор является наиболее электроотрицательным элементом, поэтому в соединениях с другими элементами он всегда имеет степень окисления (- 1).

- кислород в своих соединениях чаще всего проявляет степень окисления (- 2). Исключение составляют перекисные соединения, где степень окисления кислорода равна (- 1) и соединения с атомами фтора, где атомы фтора всегда заряжены отрицательно, следовательно, атомы кислорода имеют степень окисления (+1) или (+2);

- в нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю;

- сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав иона, определяет в конечном итоге полный заряд этого иона;

- высшая положительная степень окисления атомов элементов обычно определяется номером группы, кроме элементов подгруппы меди и металлов восьмой группы побочной подгруппы;

- степень окисления указывается в формуле вещества соответствующей цифрой над символом элемента сверху, знак (+) или (-) ставится перед цифрой: +2 +6 +7 +3-3 Cu, S, Cl, N, N и т.д.

- для реально существующих ионов при указании его заряда знак ставится после цифры: например, Cu2+, S2-.

Перечисленные выше правила позволяют определять неизвестные степени окисления атомов в молекулах. Рассмотрим в качестве примера ион ClO3Ї. Согласно правилам, степень окисления кислорода равна (- 2), но всего в состав данного иона входят три атома кислорода, поэтому в целом на них приходится заряд, равный 3Ч(- 2) = - 6. Таким образом, можно составить простое уравнение: х + (- 6) = - 1. Следовательно, атом хлора в данном ионе имеет степень окисления равную (+5).

Очень часто степень окисления элемента не совпадает с его валентностью, которая, в первом приближении, определяется числом электронов, принимающих участие в образовании общего электронного облака связи. Например, в молекулах HCl и H2 каждый из атомов отдает по одному электрону в общее пользование, однако степени окисления их различны. Водород - это простое вещество, поэтому в молекуле Н 2 максимальная электронная плотность находится на равном расстоянии от ядер обоих атомов, поскольку оба атома равноценны. В молекуле HCl максимальная электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому хлора, поэтому степень окисления водорода равна (+1), а хлора (- 1).

В общем случае вопрос о степени окисления (положительная или отрицательная) атомов А и В в молекулах сложных веществ типа А 2В, АВ, АВ 2 и т.п., решается при сопоставлении значений электроотрицательностей этих элементов (см. Приложение А). Максимальная плотность электронного облака всегда смещена к более электроотрицательному атому. Поэтому атомам с большей электроотрицательностью приписывают отрицательные степени окисления, а атомам с меньшей электроотрицательностью - положительные степени окисления.

Задание. Определить степени окисления атомов в следующих частицах: K3PO4, SO42-, HNO3, SiH4, Fe2+, CrO42-, KClO3.

Процессы окисления и восстановления

Реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами, который сопровождается повышением степени окисления, называется окислением.

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные отдавать электроны, называются восстановителями. В процессе отдачи электронов восстановители окисляются.

Процессы окисления выражаются электронными уравнениями:

Znо - 2e- = Zn2+; 2ClЇ - 2e- = Cl2о;

Fe2+ - 1e- = Fe3+; MnO42- - 1e- = MnO4-.

Процесс принятия электронов атомами, молекулами или ионами, который сопровождается понижением степени окисления, называется восстановлением. реакция окисление восстановление уравнение

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные принимать электроны, называются окислителями. В процессе принятия электронов окислители восстанавливаются.

Процессы восстановления также выражаются электронными уравнениями:

Sо + 2e- = S2-; Cl2о + 2e- = 2ClЇ;

Fe+6 + 3e- = Fe3+; 2H+ + 2e- = H2о.

Окисление и восстановление - это одновременно протекающие процессы, неразделимые во времени. Элементы, которые находятся в низшей степени окисления, могут только окисляться, так как их атомы способны только отдавать электроны. Элементы, которые находятся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы могут только принимать электроны. Вещества, которые содержат атомы элементов в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Они способны как принимать электроны, в зависимости от партнера и от условий проведения процесса, так и отдавать.

Окислительно-восстановительные свойства элементов и их положение в периодической системе Д.И. Менделеева

Превращение нейтральных атомов в положительно заряженные ионы определяется значением энергии ионизации внешних валентных электронов. Чем меньше энергия ионизации элемента, тем выше его восстановительные свойства. Минимальные значения энергии ионизации имеют атомы элементов с большими атомными радиусами, содержащие s-электроны и один, реже два р-электрона - Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+ и др.

Превращение нейтральных атомов в отрицательно зараженные ионы определяется значением энергии сродства к электрону. Величина энергии сродства к электрону может служить мерой окислительных свойств простых веществ. Чем больше сродство к электрону, тем ярче выражены окислительные свойства химического элемента. Большое сродство к электрону имеют атомы кислорода, серы и легких галогенов, им до завершения внешнего валентного уровня не хватает всего двух или одного электрона, они имеют маленькие атомные радиусы.

Энергия ионизации атома и сродство к электрону- это количественные характеристики свойств отдельного атома. Чтобы решить вопрос о том, как именно будут перестраиваться электронные оболочки атомов при их взаимодействии друг с другом, необходимо учитывать обе эти характеристики. Суммарное значение энергии ионизации атома и его сродства к электрону называется электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность атома, тем более вероятно его превращение в отрицательный ион. Электроотрицательность также является периодической функцией заряда ядра атома. Часто пользуются не абсолютными значениями электроотрицательности, а относительными. Например, по шкале Полинга (см. приложение А), в которой электроотрицательность лития условно принята за единицу, можно определить значения относительной электроотрицательности многих химических элементов.

Поэтому, в пределах каждого периода по мере увеличения заряда ядра (т.е. слева направо) восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные свойства возрастают и достигают максимума у галогенов.

В главных подгруппах периодической системы по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз) восстановительные свойства простых веществ увеличиваются, окислительные свойства - уменьшаются.

В побочных подгруппах находятся переходные металлы, которые проявляют только восстановительные свойства.

Окислители

1) Окислители - простые вещества. Окислительные свойства характерны для простых веществ, нейтральные атомы которых способны путем присоединения электронов переходить в отрицательно зараженные ионы с электронной структурой ближайшего благородного газа. То есть, это типичные неметаллы, их атомы обладают максимальными значениями относительной электроотрицательности.

Так, молекулы галогенов F2, Cl2, Br2 и I2, выступая в роли окислителей, превращаются в отрицательно заряженные ионы FЇ, ClЇ, BrЇ и IЇ, причем от фтора F2 к йоду I2 окислительная способность уменьшается:

2F2 + 2H2O = 4HF + O2;

5Cl2 + Br2 + 6H2O = 10HCl + 2HBrO3;

I2 + H2S = 2HI +S.

Если окисление галогенами происходит в кислой среде, то продуктами восстановления являются соответствующие галогеноводородные кислоты HF, HCl, HBr или HI. Если процесс протекает в щелочной среде, то получаются соли этих кислот - галогениды.

Кислород, сера и ее аналоги переходят в степень окисления (- 2) и, в зависимости от реакции среды, кислород входит в состав Н 2О или ОНЇ. А сера при повышенной температуре ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам: продуктами ее восстановления являются сероводород и сульфиды металлов. К сильнейшим окислителям относится озон.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O;

4FeSO4 + O2 + 2Н 2О = 4Fe(OH)SO4;

Zn + S = ZnS.

2) Окислители - высшие оксиды, кислородсодержащие кислоты и их соли. В состав таких окислителей обычно входят атомы элементов в высшей или одной из наиболее высоких степеней окисления, например KМnO4, Mn2O7, K2Cr2O7, CrO3, HNO3 любой концентрации, H2SO4 концентрированная, нитраты, кислородсодержащие кислоты галогенов HClO3, HBrO3, HClO и их соли. Также к сильным кислородсодержащим окислителям относятся оксиды марганца (+4) и свинца (+4).

Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца (+7) и восстанавливается до различных продуктов в зависимости от кислотности среды. В кислой среде - до Mn2+ (степень окисления марганца +2), в нейтральной и слабощелочной среде - до MnO2 (степень окисления марганца +4), в сильнощелочной - до манганат-иона MnO42- (степень окисления марганца +6):

5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;

3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3K2SO4 +2MnO2 + 2KOH;

K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = K2SO4 +2K2MnO4.

Хромат и бихромат калия, действуя в качестве окислителей, в кислой среде восстанавливаются до трехзарядного катиона Cr3+, который в зависимости от прибавляемой кислоты образует соответствующие соли CrCl3, Cr(NO3)3 или Cr2(SO4)3. В щелочной среде могут получаться Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-.

K2Cr2O7 + 3H2S + 4 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O;

2K2CrO4 + 3K2S + 8H2O = 2K3 [Cr(OH)6]+3S + 4KOH.

Оксиды свинца (+4) PbO2 и марганца (+4) MnO2 также являются сильными окислителями в кислой среде:

MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

5 PbO2 + 2Mn(NO3)2 + 6HNO3(разб.) = 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2H2O.

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5), причем окислительная способность усиливается по мере увеличения концентрации кислоты. В концентрированном виде азотная кислота окисляет большинство неметаллов до их высшей степени окисления. Состав продуктов восстановления самой азотной кислоты зависит активности восстановителя и концентрации кислоты: чем активнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем глубже протекает процесс восстановления атомов азота (+5):

концентрация кислоты уменьшается слева направо:

NO2 NO N2O N2 NH4+.,

активность восстановителя возрастает слева направо.

Чаще всего при восстановлении азотной кислоты получается смесь различных продуктов. Считается, что при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с неметаллами или с малоактивными металлами образуется преимущественно диоксид азота. При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может получаться оксид азота (+2), а в случае активных металлов образуются оксид азота (+1) или свободный азот. Сильно разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами может восстанавливаться даже до иона аммония.

P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O;

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O;

3Cu + 8HNO3 (35 %) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

4Zn + 10HNO3 (разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O;

5Zn + 12HNO3 (разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O;

4Mg + 10HNO3(очень разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Нитрат-ион проявляет окислительные свойства также и в щелочной среде, причем в растворах он восстанавливается до NH3, а в расплавах до соответствующих нитритов:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 4Na2 [Zn(OH)4]+ NH3;

3KNO3 + 2KOH +Fe = K2FeO4 +3KNO2 + H2O.

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет атома серы в степени окисления (+6), который может восстанавливаться в зависимости от условий до SO2 (степень окисления серы +4), до свободной серы (степень окисления 0) или до сероводорода H2S (степень окисления - 2). Состав продуктов восстановления определяется активностью восстановителя, соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, температурой процесса и концентрацией серной кислоты. Чем активнее восстановитель, тем глубже протекает восстановление. Например, малоактивные металлы (медь, серебро и др.), бромоводород, некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2. Активные металлы (магний, цинк и т.п.) - до свободной серы или сероводорода. Иногда одновременно образуются все три продукта в различных соотношениях.

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

3Mg + 4H2SO4 = 3MgSO4 + S + 4H2O;

4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO3, HBrO3, HClO) и их соли, выступая в качестве окислителей, чаще всего восстанавливаются до хлорид- или бромид-иона (степень окисления галогена равна - 1) в случае хлора и брома или до свободного йода (степень окисления равна 0).

6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O;

NaClO + 2HCl = Cl2 + NaCl + H2O;

HIO3 + 5HI = 3I2 + 3H2O.

3) Окислитель - ион водорода Н+. Соединения, содержащие положительно заряженный ион водорода Н+, точнее, ион гидроксония Н 3О+ (вода, растворы "кислот-неокислителей", растворы щелочей), восстанавливаются до свободного водорода.

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2;

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;

Be + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2 [Be(OH)4]+ H2.

4) Окислители - ионы металлов в их высших степенях окисления. Ионы металлов в высоких степенях окисления (не всегда высших, например, Fe3+, Cu2+, Ni2+, Hg2+ и т.д.) выступая в роли окислителей, переходят чаще всего в ионы с более низкой степенью окисления.

2FeCl3 + 3H2S = 2FeS+ S + 6HCl;

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4;

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.

Восстановители

1) Простые вещества. Восстановительные свойства могут проявлять все металлы, но к типичным восстановителям относятся активные металлы (щелочные и щелочноземельные, цинк, алюминий, магний, железо и др.). Также восстановительные свойства проявляют такие неметаллы, как водород, углерод (в виде кокса или угля), фосфор, кремний. В кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде - металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (цинк, алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или СО 2, фосфор до ортофосфорной кислоты.

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

3Mg + 4H2SO4 = 3MgSO4 + S + 4H2O;

Be + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2 [Be(OH)4]+ H2.

2) Положительно заряженные ионы металлов. К этой группе восстановителей относятся катионы металлов в их низших положительных степенях окисления, т.к. они способны при взаимодействии с окислителями повышать степень окисления за счет отдачи электронов.

SnCl2 + Cl2 = SnCl4;

2FeSO4 + H2O2(конц.) + H2SO4(разб.) = Fe2(SO4)3 + 2H2O.

3) Отрицательно заряженные простые ионы неметаллов. К этой группе восстановителей относятся бескислородные кислоты (HCl, HBr, HI, H2S) и их соли, а также гидриды щелочных и щелочноземельных металлов (NaH, CaH2). Анионы, которые входят в состав этих веществ, способны терять электроны и переходить в состояние нейтральных атомов или молекул, но могут претерпевать и дальнейшее окисление.

4HCl + PbO2 = PbCl2 +Cl2 + 2H2O;

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl;

NaH + H2O = NaOH +H2.

4) Окислительно-восстановительная двойственность. Некоторые элементы могут проявлять переменные степени окисления - низшие, высшие и промежуточные. Например, азот в аммиаке имеет низшую степень окисления (- 3), а в азотной кислоте - высшую степень окисления (+5). Существует также ряд соединений, где азот имеет промежуточные значения степени окисления между этими крайними значениями.

Соединение азота N2H4 NH2OH N2 N2O NO N2O3 NO2

Степень окисления -2-1 0 +1 +2 +3 +4.

Соединения, которые содержат атомы в крайних степенях окисления, ведут себя однозначно: либо являются окислителями, либо - восстановителями. Так, атомы азота в аммиаке, ионе аммония, нитридах металлов не способны более к присоединению электронов, поэтому данные вещества проявляют только восстановительные свойства за счет азота в степени окисления (- 3). В азотной кислоте, нитратах, оксиде азота (+5) атомы азота уже не способны терять электроны, поэтому эти вещества проявляют только окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5).

Если вещество содержит атомы элемента в промежуточной степени окисления, то оно может вести себя двояко: может, как приобретать электроны, так и терять их. В первом случае вещество ведет себя как окислитель, во втором случае - как восстановитель. Все определяется химической природой партнера, характером среды и условиями протекания данной окислительно-восстановительной реакции.

Например, простое вещество сера проявляет восстановительные свойства по отношению к хлору и кислороду; с другой стороны, она может быть окислителем по отношению к металлам и водороду. В подавляющем большинстве случаев, водород ведет себя как восстановитель, но по отношению к активным металлам проявляет окислительные свойства. Йод является очень слабым окислителем, зато легко проявляет восстановительные свойства по отношению азотной кислоте или хлорной воде.

3 I2 + 2Аl = 2 Аl I3;

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIО 3 + 10 HCl.

Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, кроме фтора, характерны реакции диспропорционирования, когда атомы хлора являются одновременно и окислителями, и восстановителями:

Cl2 + 2KOH = KOCl + KCl + H2O.

Азотистая кислота и нитриты - одно из наиболее распространенных веществ с окислительно-восстановительной двойственностью. Действуя, как восстановитель, они окисляются до азотной кислоты или нитратов. Проявляя окислительные свойства, они восстанавливаются до NO или еще более низких степеней окисления, если это позволяет восстановитель.

5HNO2 + 2KМnO4 + 3H2SO4 = 5HNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O;

2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O.

Пероксид водорода, пероксиды металлов, дисульфид водорода и дисульфиды металлов. В соединениях такого типа содержатся атомы кислорода и серы со степенью окисления (- 1). В присутствии восстановителя эти атомы могут принимать еще по одному электрону и понижать степень окисления до (- 2). При взаимодействии с окислителями они способны отдавать электроны, повышая степень окисления до нуля и образуя свободные кислород или серу.

5H2O2 + 2KМnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O;

2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O.

Сернистая кислота, оксид серы (+4), сульфиты. В этих соединениях содержатся атомы серы в промежуточной степени окисления (+4). Поэтому, проявляя восстановительные свойства, они могут окисляться до серной кислоты, оксида серы (+6) и сульфатов, где атомы серы имеют степень окисления (+6). При взаимодействии с очень сильными восстановителями, они могут проявлять окислительные свойства, восстанавливаясь до свободной серы, где атомы серы имеют степени окисления (0).

3K2SO3 + 2KМnO4 + H2O = 3K2SO4 +2MnO2 + 2KOH;

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O.

Говоря об окислительно-восстановительной двойственности, нужно помнить, что в некоторых случаях она может быть обусловлена различной природой отдельных составных частей молекулы. Например, соляная кислота HCl проявляет восстановительные свойства за счет хлорид-ионов ClЇ, и окислительные свойства за счет катионов H+.

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные реакции - это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав различных молекул. Такие реакции являются наиболее распространенными. Например:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Feо - 2e- = Fe+2 (процесс окисления, Feо - восстановитель)

Cu+2 + 2e- = Cuо (процесс восстановления, Cu+2 - окислитель).

Восстановитель входит в состав одного вещества, окислитель входит в состав другого вещества, причем реагирующие вещества не обязательно имеют молекулярное строение.

Внутримолекулярные реакции - это реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления разных атомов, входящих в состав одной и той же молекулы. Чаще всего это реакции термического разложения веществ.

NH4NO3 = N2O + H2O

N-3-4e- = N+1 (процесс окисления, N-3 - восстановитель)

N+5 + 4e- = N+1 (процесс восстановления, N+5 - окислитель).

Реакциями диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления) называются реакции, в которых происходит изменение степени окисления атомов одного и того же элемента, причем этот атом должен иметь одну из промежуточных степеней окисления.

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Clо - e- = Cl+ (процесс окисления, Clо-восстановитель)

Clо + e- = Cl- (процесс восстановления, Clо-окислитель).

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций можно использовать два метода: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронного баланса. Данный метод подсчета отданных и принятых электронов проводят в соответствии со значениями степеней окисления атомов до и после реакции. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций нужно пользоваться следующими правилами:

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции; найти атомы элементов, которые изменяют степени окисления; определить, кто из них является окислителем, а кто - восстановителем.

2. Составить схемы процессов окисления и восстановления в виде электронных уравнений.

3. Уравнять число отданных и принятых электронов и составить уравнение электронного баланса с учетом найденных дополнительных множителей.

4. Перенести выявленные коэффициенты в схему уравнения.

5. Для соединений, не участвующих в переходе электронов, нахождение коэффициентов провести, сопоставляя число атомов в левой и правой частях уравнения.

6. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Пример 1. Окисление алюминия кислородом протекает по схеме:

Al + O2 > Al2O3

Степени окисления изменяют атомы алюминия и кислорода:

Alо + O2о > Al23+ O32-

Алюминий повышает степень окисления, следовательно, проявляет восстановительные свойства. Кислород понижает степень окисления, значит, выступает в роли окислителя. Составляем электронные уравнения процесса окисления алюминия и процесса восстановления кислорода:

Alо - 3e- = Al3+ (процесс окисления)

O2о + 4e- = 2O2- (восстановление).

Электронный обмен является эквивалентным, поэтому определяем наименьшее общее кратное число перемещаемых электронов; в данном случае оно равно 12. Находим дополнительные множители для отданных и принятых электронов, поделив 12 на 3 и на 4, соответственно.

Alо - 3e- = Al3+ ¦4

O2о + 4e- = 2O2- ¦ 3

Найденные множители являются коэффициентами перед формулами восстановителя и окислителя в левой части уравнения:

4Al + 3O2 > 4 Al3+ + 6O2-

Эти же коэффициенты должны отражать число соответствующих атомов в продуктах окисления и восстановления в правой части уравнения. В нашем случае: число атомов алюминия со степенью окисления (+3) равно 4 (т.к.2Ч2= 4). Число атомов кислорода в правой части уравнения равно 6 (т.к. 2Ч3 = 6).

4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Пример 2. При сливании растворов иодида калия и хлорида железа (III) реакция протекает по следующей схеме:

KI + FeCl3 > I2 + FeCl2 + KCl

Определяем степени окисления атомов, которые изменяются при прохождении реакции, подчеркнем эти атомы; затем находим восстановитель и окислитель:

KIЇ + Fe3+Cl3 > I2о+ Fe2+Cl2 + KCl

У подчеркнутых элементов изменились степени окисления: иодид-ион является восстановителем, катион железа (III) - окислителем. Составляем электронные уравнения процесса окисления и процесса восстановления:

2IЇ - 2e- = I2о (процесс окисления)

Fe3+ + e- = Fe2+ (восстановление).

Находим наименьшее общее кратное число перемещаемых электронов и дополнительные множители для процессов окисления и восстановления.

2IЇ - 2e- = I2о ¦1

Fe3+ + e- = Fe2+ ¦2

Складывая почленно, с учетом найденных множителей, получим:

2IЇ + 2Fe3+ = I2о + 2Fe2+

Переносим найденные коэффициенты в схему уравнения:

2KI + 2FeCl3 > I2 + 2FeCl2 + KCl.

Осталось уравнять число атомов калия в левой и правой части уравнения:

2KI + 2FeCl3 > I2 + 2FeCl2 + 2KCl.

Чаще всего окислительно-восстановительные реакции имеют более сложный характер, и расстановка коэффициентов в таких уравнениях представляют сложную задачу. Естественно, если окислительно-восстановительная реакция протекает в неводной среде или в водном растворе, но без участия молекул воды и ее составляющих, то расставлять коэффициенты в таких уравнениях нужно методом электронного баланса.

Чтобы правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции нужно знать свойства взаимодействующих веществ и на этой основе предугадать продукты, которые могут образоваться в тех или иных условиях. Очень часто в процессах, протекающих в водных растворах, бывают задействованы молекулы воды, ионы водорода или гидроксильные ионы. В этом случае нужно пользоваться методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций).

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). В данном методе коэффициенты подбираются с помощью электронно-ионных уравнений, которые отличаются от электронных уравнений тем, что в них записываются реально существующие в водных растворах или расплавах ионы. Порядок действий практически такой же, как и в методе электронного баланса.

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции; затем найти атомы элементов, которые изменяют степени окисления; определить, кто из них является окислителем, а кто - восстановителем.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных веществ и продуктов, которые реально существуют в условиях протекания реакции.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в обеих частях каждой полуреакции с учетом того, что в процессах окисления и восстановления могут участвовать молекулы воды, ионы водорода или гидроксильные ионы.

4. Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой части каждой полуреакции; для чего прибавить (или отнять) соответствующее число электронов к левым частям полуреакций окисления и восстановления.

5. Подобрать дополнительные множители (основные коэффициенты) для полуреакций таким образом, чтобы число электронов, отданных при окислении, было равно числу электронов, принятых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить остальные коэффициенты в уравнении реакции. Проверить правильность расстановки коэффициентов: число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым.

Важно помнить, что в водных растворах связывание избыточного кислорода из исходных веществ и продуктов происходит по-разному в кислой, нейтральной или щелочной средах.

Так, в кислой среде каждый избыточный атом кислорода из окислителя связывается с двумя ионами водорода в молекулу воды:

О 2- + 2Н+ = Н2О.

В нейтральной и щелочной среде избыточный кислород связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов:

О 2- + Н 2О = 2ОНЇ.

Присоединение кислорода восстановителем в кислой и нейтральной средах происходит за счет молекул воды, при этом образуются ионы водорода:

Н 2О = О 2- + 2Н+.

В щелочной среде атомы кислорода можно взять из гидроксид-ионов, при этом образуются молекулы воды:

2ОНЇ = О 2- + Н 2О.

Пример 1. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия и иодида калия в кислой среде:

КMnO4 + KI + H2SO4 > MnSO4 + I2 + K2SO4 +H2O.

Чтобы записать уравнение в ионном виде, нужно учесть, что слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы мы записывает в молекулярной форме, только сильные растворимые в воде электролиты можно разбить на ионы:

К+ + MnO4Ї + K+ + I- + 2H+ + SO42- > Mn2+ + SO42- + I2о + 2K+ +SO42- +H2O.

Сократив одинаковые ионы, получим ионную схему реакции:

MnO4Ї + I- + 2H+ > Mn2+ + I2о + H2O.

Очевидно, что перманганат-ионы являются окислителями и восстанавливаются до Mn2+, иодид-ионы являются восстановителями и окисляются до I2о.

Составляем полуреакцию восстановления с учетом того, что исходное вещество содержит в четыре раза больше атомов кислорода, чем продукт реакции, поэтому в левую часть полуреакции добавляем столько ионов водорода, сколько нужно для связывания избыточного кислорода:

MnO4Ї + 8H+ > Mn2+ + 4H2O

Так как суммарный заряд в левой части уравнения должен быть равен (+2), то наш окислитель будет принимать 5 электронов:

MnO4Ї + 8H+ + 5е- > Mn2+ + 4H2O

Полуреакция окисления в данном случае составляется просто:

2I- - 2e- > I2о.

На следующем этапе каждую полуреакцию умножают на такой множитель, чтобы суммарно число принятых окислителем электронов, было равно числу отданных восстановителем. После этого суммируем обе полуреакции и получаем сбалансированное полное ионно-молекулярное уравнение данного процесса:

2I- - 2e- > I2о ¦5

MnO4Ї + 8H+ + 5е- > Mn2+ + 4H2O ¦2

10 I- + 2MnO4Ї + 16H+ > 5I2о + 2Mn2+ + 8H2O

Полученные коэффициенты переносим в основное уравнение, ставим их перед соответствующими веществами:

2КMnO4 +10 KI + 8H2SO4 > 2MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + 8H2O

Коэффициент перед сульфатом калия определяем после подсчета всех атомов калия в левой части уравнения: 2 + 10 = 12. Поделив это значение на два (т.к. 1 моль K2SO4 содержит два моля атомов калия) получим коэффициент, равный 6.

2КMnO4 +10 KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O.

Пример 2. Уравнять реакцию процесса окисления сероводорода хлорной водой, который протекает по схеме:

H2S + Cl2 +H2O > H2SO4 + HСl

Уравнение в ионном виде выглядит так:

H2S + Cl2 +H2O > 2H+ + SO42- + H+ + СlЇ

Так как степень окисления хлора понижается, а степень окисления серы повышается, то хлор проявляет в данном случае окислительные свойства, а сероводород - восстановительные.

Запишем уравнение полуреакции восстановления хлора:

Cl2 + 2е- > 2ClЇ

Составляя уравнение полуреакции окисления, будем исходить из схемы: H2S > SO42-. Отсюда видно, что продукт реакции содержит 4 атома кислорода, которые в кислой среде можно получить из четырех молекул воды. При этом образуются восемь ионов водорода Н+, кроме этого, молекула H2S дает еще два иона Н+; всего в правой части уравнения получается десять ионов Н+:

H2S + 4H2O > 10 H+ + SO42-

Суммарный заряд ионов в правой части уравнения равен (+8), поэтому восстановитель в левой части уравнения должен отдать восемь электронов:

H2S + 4H2O - 8e- > 10 H+ + SO42-

Число отданных электронов в четыре раза больше числа принятых электронов, поэтому при сложении уравнений полуреакций восстановления и окисления, первое уравнение умножаем на 4, а второе - на 1:

Cl2 + 2е- > 2ClЇ ¦4

H2S + 4H2O - 8e- > 10 H+ + SO42- ¦1

4Cl2 + H2S + 4H2O > 8ClЇ + 10 H+ + SO42-

Теперь можно записать окончательное уравнение в молекулярной форме:

4H2S + Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HСl

Пример 3. Во многих случаях окислитель (чаще всего кислота) выполняет еще и функцию солеобразователя. Например, окисление меди азотной кислотой может протекать по следующей схеме:

Cu + HNO3 > Cu(NO3)2 + NO + …

Запишем уравнение в ионном виде:

Cuо + H+ + NO3Ї > Cu2+ + 2(NO3)- + NO + …

Степени окисления здесь изменяются у атомов меди и азота; восстановителем является медь, окислителем выступают нитрат-ионы азотной кислоты.

Cuо - 2е- > Cu2+,

NO3- > NO.

Из последней схемы видно, что исходное вещество-окислитель содержит на два атома кислорода больше, чем продукт восстановления; в кислой среде эти атомы кислорода будут связываться с ионами водорода Н+ и образовывать две молекулы воды:

NO3- + 4Н+ > NO + 2Н 2О

Суммарный заряд частиц в левой части равен (+3). Чтобы заряд обеих частей уравнения был одинаков, необходимо в левую часть добавить три электрона:

NO3- + 4Н+ + 3е- > NO + 2Н 2О

Чтобы уравнять число перемещаемых электронов, перед сложением полуреакций, нужно уравнение процесса окисления умножить на три, а уравнение процесса восстановления - на 2:

Cuо - 2e- > Cu2+ ¦3

NO3- + 4Н+ + 3е- > NO + 2Н 2О ¦2

3Cuо + 2NO3- + 8Н+ > 3Cu2+ + 2NO + 4Н2О.

В молекулярном уравнении перед молекулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент восемь, так как, только две молекулы кислоты идут на процесс окисления меди, а еще шесть молекул азотной кислоты дополнительно расходуются на образование трех молекул соли - нитрата меди:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О.

Пример 4. Рассмотрим случай, когда восстановитель (чаще всего кислота) одновременно выполняет функцию солеобразователя, например, при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой. Процесс идет по следующей схеме:

KMnO4 + HCl > MnCl2 + Cl2 + …

В ионно-молекулярном виде:

K+ + MnO4- + H+ + Cl- > Mn2+ + 2Cl- + Cl2 + …

Восстановителем являются хлорид-ионы: Cl- > Cl2. Естественно, необходимо удвоить число ионов хлора, тогда в сумме восстановителем будет отдано два электрона:

2Cl- - 2e- > Cl2.

В процессе восстановления перманганат-ионы в кислой среде переходят в катионы марганца (II): MnO4- > Mn2+. Четыре атома кислорода в левой части нужно связать с восемью ионами водорода; тогда в правой части уравнения получится четыре молекулы воды:

MnO4Ї + 8H+ > Mn2+ + 4H2O.

Так как суммарный заряд в левой части уравнения должен быть равен (+2), то наш окислитель будет принимать 5 электронов:

MnO4Ї + 8H+ + 5е- > Mn2+ + 4H2O.

Чтобы уравнять числа отданных и принятых электронов, при суммировании необходимо уравнение процесса окисления умножить на 5, а уравнение процесса восстановления - на 2:

2Cl- - 2e- > Cl2 ¦5

MnO4Ї + 8H+ + 5е- > Mn2+ + 4H2O ¦2

10Cl- + 2MnO4Ї + 16H+ > 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O.

Из суммарного ионно-молекулярного уравнения видно, что из шестнадцати молекул соляной кислоты, только десять молекул окисляются перманганат-ионом, четыре - идут на образование двух молей соли MnCl2, еще образуются восемь молекул воды:

2KMnO4 + 16 HCl > 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.

Наконец, после уравнивания ионов калия, видно, что в данном случае образуется еще одна соль - хлорид калия:

2KMnO4 + 16 HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl.

Пример 5. Иногда в состав восстановителя входят два окисляющихся элемента, например, при окислении концентрированной азотной кислотой сульфида мышьяка (III) по схеме:

As2S3 + HNO3 > H3AsO4 + H2SO4 + NO.

В ходе этого процесса окисляются атомы мышьяка и атомы серы: степень окисления мышьяка повышается от (+3) до (+5), степень окисления серы повышается от (- 2) до (+6). Причем, одна молекула сульфида мышьяка превращается в два арсенат-иона и три сульфат-иона:

As2S3 > 2AsO43- + 3SO42-

Источником кислорода, необходимого для образования двух арсенат- и трех сульфат-ионов в кислой среде являются молекулы воды (2Ч4 + 3Ч4 = 20 штук), при этом должно высвободиться 40 ионов водорода:

As2S3 + 20Н 2О > 2AsO43- + 3SO42- + 40Н+.

Суммарный заряд частиц в правой части равен (+28), т.е. восстановителем отдано 28 электронов:

As2S3 + 20Н 2О - 28е- > 2AsO43- + 3SO42- + 40 Н+.

При составлении полуреакции восстановления будем исходить из схемы: NO3- > NO. Избыток кислорода в исходном веществе в кислой среде связывается с ионами водорода и образуется две молекулы воды:

NO3- + 4Н+ > NO + 2Н2О.

Суммарный заряд частиц в левой части полуреакции равен (+3), в правой части - 0; чтобы уравнять заряды обеих частей уравнения, необходимо в левую часть добавить три электрона:


Подобные документы

  • Характеристика окислительных и восстановительных процессов. Правила определения степени окисления атомов химических элементов, терминология и правила определения функции соединения в ОВР. Методы составления уравнений: электронного баланса, полуреакций.

    презентация [63,2 K], добавлен 20.03.2011

  • Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Степень окисления как условный заряд атома элемента. Распространённые восстановители. Свободные неметаллы, переходящие в отрицательные ионы. Влияние концентрации.

    презентация [498,5 K], добавлен 17.05.2014

  • Понятие окисления и восстановления. Типичные восстановители и окислители. Методы электронного и электронно-ионного баланса. Восстановление металлов из оксидов. Химические источники тока. Окислительно-восстановительные и стандартные электродные потенциалы.

    лекция [589,6 K], добавлен 18.10.2013

  • Определение водородного и гидроксильного показателей. Составление окислительно-восстановительных реакций и электронного баланса. Изменение степени окисления атомов реагирующих веществ. Качественные реакции на катионы различных аналитических групп.

    практическая работа [88,2 K], добавлен 05.02.2012

  • Окислительно-восстановительные реакции, при которых происходит процесс переноса электронов от одних атомов к другим. Направление самопроизвольного протекания реакций. Виды потенциалов и механизмы их возникновения, а также ряд напряжений металлов.

    презентация [104,9 K], добавлен 18.05.2014

  • Понятие степени окисления элементов в неорганической химии. Получение пленок SiO2 методом термического окисления. Анализ влияния технологических параметров на процесс окисления кремния. Факторы, влияющие на скорость получения и качество пленок SiO2.

    реферат [147,2 K], добавлен 03.12.2014

  • Сущность и виды окисления - химических реакций присоединения кислорода или отнятия водорода. Ознакомление с методами восстановления металлов в водных и соляных растворах. Изучение основных положений теории окислительно-восстановительных реакций.

    реферат [130,1 K], добавлен 03.10.2011

  • Важнейшие окислители и восстановители. Правила определения CO. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций и подбор стехиометрических коэффициентов. Влияние различных факторов на протекание ОВР. Электрохимический ряд напряжений металлов.

    презентация [72,4 K], добавлен 11.08.2013

  • Строение атома водорода в периодической системе. Степени окисления. Распространенность в природе. Водород, как простое вещество, молекулы которого состоят из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Физико-химические свойства.

    реферат [17,4 K], добавлен 03.01.2011

  • Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ. Приобретение навыков составления окислительно-восстановительных уравнений методом электронного баланса. Техника безопасности при проведении опытов.

    методичка [29,8 K], добавлен 09.03.2009

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.