Окислительно-восстановительные реакции

Автор: Пользователь скрыл имя, 18 Декабря 2011 в 15:20, реферат

Краткое описание

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой.

Файлы: 1 файл

lab03metoda.doc

— 194.50 Кб (Скачать)

Окислительно-восстановительные  реакции

     Протекание  химических реакций в целом обусловлено  обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы  к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (p) + Cu (т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам  меди:

Zn (т) = Zn2+ (p) + 2e,

Cu2+ (р) + 2e  = Cu (т) ,

или суммарно:                           Zn (т) + Cu2+ (р) = Zn2+ (p) + Cu (т).

      Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

     Для удобства описания окислительно-восстановительных  реакций используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

      Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами: 1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю; 2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю; 3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона; 4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность; 5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

      Ряд элементов в соединениях проявляют  постоянную степень окисления, что  используют при определении степеней окисления других элементов: 1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1; 2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1); 3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий  во всех соединениях имеют степень окисления +2; 5) степень окисления алюминия в соединениях +3; 6) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+, О2-, О22-, О3-, а также фторидов OxF2.

      Степени окисления атомов элементов в  соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале  знак степени окисления, а затем  ее численное значение, например, 4, в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое число, а затем знак: Fe2+, SO42–.

      Окислительно-восстановительные  свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K O4, K2 2O7, H O3, O2, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, H3, H2 , H , могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H O2, H2 , , , Cl3, O2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

     Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H2O + 2F2 = O2+ 4HF

      Кислород  O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3

     Азотная кислота HNO3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:      

3Сu  + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO3 + 2H+e = NO2 + H2O

NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O

NO3 + 5H+ + 4e = 0,5N2O + 2,5H2O

NO3 + 6H+ + 5e = 0,5N2 + 3H2O

NO3 + 10H+ +8e = NH4+ + 3H2O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:                              

                                                           Концентрация кислоты

¬¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

NO2    NO    N2O    N2    NH4+

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

Активность  восстановителя

      Соли  азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO3 + 2KOH

K2ZnO2 + KNO2 + H2O

      Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO3(конц) + 4HCl(конц) = H[AuCl4] + NO­+ 2H2O

     Серная  кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C(графит) + 2H2SO4 (конц)

СO2­  + 2SO2­ + 2H2O.

Состав  продуктов восстановления определяется главным образом активностью  восстановителя и концентрацией  кислоты:

SO42– + 4H+ + 2e = SO2 + 2H2O

SO42– + 8H+ + 4e = S+ 4H2O

SO42– +10H+ + 8e = H2S + 4H2O

Концентрация  кислоты

¬¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

H2S        S       SO2

¬¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Активность  восстановителя

      Кислородсодержащие  кислоты галогенов  и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4HСlO = MnSO4 + 4HCl;

5Na2SO3 + 2HIO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O

      Перманганат калия  KMnO4 проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)2, в щелочной – до манганат-иона MnO42–:

кислотная среда:       5Na2SO3 +2KMnO4+ 3H2SO4(разб)= 5 Na2SO4 + 2MnSO4 +3H2O+K2SO4

нейтральная среда:   3Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2MnO(OH)2¯+ 2KOH

щелочная среда:         Na2SO3 + 2KMnO4+ 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

      Дихромат  калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании  и в кислотном растворе:

6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб) = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H2S + K2Cr2O7 + H2O = 3S¯ + 2Cr(OH)3¯ + 2KOH.

     Среди ионов окислительные свойства проявляют  ион водорода Н+ и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением  HNO3):                                       Mg + H2SO4 (разб) = MgSO4 + H2­

      Ионы  металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe3+, Cu2+, Hg2+, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:

H2S + 2FeCl3 = S¯ + 2FeCl2 + 2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al  + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu.

     Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний):                         Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2­

C + 4HNO3(конц, гор) = CO2­ + 4NO2­ + 2H2O

   Восстановительными  функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl-, Br-, I-, S2-, H-, и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr(конц) + Н2O2(конц) = Br2 + 2H2O;

2CaH2 + TiO2

2CaO + Ti +2H2­.

2FeSO4 + H2O2(конц)+ H2SO4(разб)

Fe2(SO4)3 + 2H2O.

      Окислительно-восстановительная  двойственность. Среди простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Информация о работе Окислительно-восстановительные реакции