Окислительно-востановительные реакции

Автор: Пользователь скрыл имя, 23 Марта 2012 в 13:52, реферат

Краткое описание

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Степень окисления элементов и сущность окислительно-восстановительных явлений Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике. Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реаги

Файлы: 1 файл

Окислительно.docx

— 23.05 Кб (Скачать)

Окислительно-восстановительные  реакции

 
 
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ   Степень окисления элементов и сущность окислительно-восстановительных явлений   Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике. Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например, NaOH + HCl = NaCl + H2O ― реакция идет без изменения степени окисления. 
 
Такого типа реакции называются обменными. Zn0 + HCl- = H20 + Zn2+Cl2 – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР). Zn0 - 2e ® Zn2+  1 восстановитель, окисление 2H+ + 2e ® H20    1 окислитель, восстановление Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление. Окисление ― это процесс отдачи электрона. 
 
Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, называется восстановителем. Восстановление ― это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем. 
 
Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления». Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов. Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. 
 
Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна, т.е. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Степень окисления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры. 
 
В простых веществах (О2, Н2, N2) степень окисления элемента всегда равна нулю, так как в этих соединениях электронная плотность равномерно распределена между атомами в молекуле и не наблюдается одностороннего оттягивания электронных пар, участвующих в образовании химических связей. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления ― числом притянутых электронных пар. В соединениях некоторые элементы проявляют всегда постоянную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. В каждом конкретном случае степень окисления рассчитывается по формуле соединения. Для определения степени окисления элементов в химических соединениях следует руководствоваться следующими положениями: 1. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления 1+, а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна 1-. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления 2-, к исключениям относятся пероксидные соединения, степень окисления кислорода в которых равна 1-, и фторид кислорода OF2, в котором она равна 2+. 2. Так как молекула электронейтральна, то алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов с учетом состава молекулы равна нулю. 
 
Принимая во внимание это положение, легко определить степень окисления элементов в соединении. Для этого надо знать формулу соединения и степени окисления других элементов, входящих в состав этого соединения. Например, необходимо вычислить степень окисления серы в серной кислоте: Н2SO4 (1+)·2 + X + (2-)·4 =0 X=6+ Находим, что степень окисления серы равна 6+. 3. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ О2, Сl2 и т.п. 
 
равна нулю. 4. Степень окисления металлов в атомарном состоянии согласно рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Zn и т.п.). 5. Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предсказания направления течения и продуктов химических реакций и т. 
 
д. Составление уравнений ОВР   Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций обычно используют два метода: 1) метод электронного баланса, 2) электронно-ионный метод. При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем. В данном руководстве мы остановимся на рассмотрении метода электронного баланса.   Метод электронного баланса   Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. 
 
Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и получающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения. При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следующую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb2S5 и HNO3.   1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb2S5 + HNO3 = H3SbO4+NO+H2SO4 . 2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции Sb2S2-5 + HN5+O3 = H3SbO4+N2+O+H2S6+O4 . 
 
3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель. В данной реакции степень окисления атомов серы S2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S2- является восстановителем. А степень окисления атомов азота N5+ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N5+ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции: N5+ + 3e® N2+  │ 40 окислитель, процесс восстановления S2- - 40e ® S6+ │ 3 восстановитель, процесс окисления Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120. 4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе 3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + NO + H2SO4 . 
 
5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффициенты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами: 3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 . 6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты: 3 Sb2S5 + 40 HNO3 = 6 H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 . 7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды 3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 . 8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реакции составлено правильно. 
 
Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом: 3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .   3  5S2- - 40ē = 5S6+ восстановитель (окисление) 40  N5+ + 3ē = N2+ окислитель (восстановление)   Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций   Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы дополнительные пояснения. 1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и число электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наибольший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. 
 
Например, в реакции HCl7+O4 + 4S4+O2 + 4H2O = 4H2S6+O4 + HCl1- основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1. Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции 2Fe3+Cl3 + 2HJ1- = J20 + 2Fe2+Cl2 + 2HCl основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2. 2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование). Например, в реакции Cu + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu0 требуется для окисления 2 молекулы окислителя HNO3; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO3 для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO3. И окончательно уравнение примет вид: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O. З. 
 
Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например, 3As3+2S2-3 + 28HN5+O3 + 4H2O ® 6H3As5+O4 + 9H2S6+O4 + 28N2+O 2As3+ - 4e ® 2As5+        -28e   3 3S2- - 24 ® 3S6+ N5+ + 3e ® N2+              +3e    28   4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например, 3HN3+O2 ® HN5+O3 + 2 N2+O + H2O                             N3+ + e ® N2+       2                             N3+ - 2e ® N5+     1 Классификация окислительно-восстановительных реакций   Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными. 
 
4N3-H3 + 3O02 ® 2N02 + 6H2O2- 2N3- - 6e ® N02        2 восстановитель O02 + 4e ® 2O2-             3 окислитель Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона. Например, разложение хлората калия 2KCl5+O2-3 ® 2KCl- + 3O02 Cl5+ + 6e ® Cl-     2 окислитель 2O2- -4e ® O02     3 восстановитель Реакции диспропорционирования (самоокисление– самовосстановление) - это реакции, в которых функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например: 4KCl5+O3 ® 3 KCl7+O4 + KCl- Cl5+ - 2e ® Cl7+    6        3 восстановитель Cl5+ +6e ® Cl-      2        1 окислитель Реакции конмутации – реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента. Например: N3-H4N5+O3 = N21+O + 2H2O Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций   Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в различных средах. 
 
а) Кислая среда: 2KMn7+O4 + 5K2S4+O3 + 3H2SO4 ® 2Mn2+SO4 + 6K2S6+O4 + 3H2O Mn7+ + 5e ® Mn2+         2 S4+ - 2e ® S6+                5   б) Нейтральная среда: 2KMn7+O4 + 3K2S4+O3 + H2O ® 2Mn4+O2 + 3K2S6+O4 + 2KOH Mn7+ + 3e ® Mn4+         2 S4+ - 2e ® S6+                3 в) Щелочная среда: 2KMn7+O4 + K2S4+O3 + 2KOH ® K2Mn6+O4 + 2K2S6+O4 +H2O Mn7+ + e ® Mn6+    2 S4+ - 2e ® S6+                1 Схематически это можно представить следующим образом: Окисленная  Восстановленная форма xt-align:justify;text-indent:35.45pt;line-height: 150%'>Форма                      Mn2+ - бесцветный Mn7+ ®              MnО2             - бурый осадок                      MnО42- - зеленый ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ   Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах. а) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в кислой среде. Налить в пробирку несколько капель (2 – 3) раствора перманганата калия, такой же объем 2Н раствора H2SO4, затем по каплям прибавлять сульфит натрия до полного обесцвечивания раствора. В какую степень окисления переходит Mn+7 в кислой среде? Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать какую функцию выполняет в ней сульфит натрия и серная кислота. 
 
б) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в нейтральной среде. Налить в пробирку несколько капель (3 – 5) раствора перманганата калия и примерно такой же объем сульфита натрия. Как меняется в этом случае цвет раствора? Какое соединение образовалось в осадке? Какая степень окисления марганца устойчива в щелочной и слабоосновной среде? 
 
Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты. в) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в щелочной среде. Налить в пробирку 3 - 4 капли концентрированного раствора NaOH или KOH, такой же объем сульфита натрия (Na2SO3), затем 2 – 3 капли раствора KMnO4. Как изменилась окраска раствора? Какой ион придает раствору такую окраску? Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты. 
 
На основании опытов а, б, в сделать общий вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости от рН среды. В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность? Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия (K2Cr2O7). а) Окисление сульфата железа (II) дихроматом калия. Налить в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и столько же 3Н раствора H2SO4, после чего по каплям приливать раствор сульфата железа (FeSO4). 
 
Пока дихромат-ионы полностью не прореагируют, оранжевый их цвет в сочетании с цветом образовавшихся гидратированных ионов хрома (III), образует бурый раствор. Поэтому добавление по каплям раствора сульфата железа (II) следует вести до достижения устойчивой окраски. В какой цвет окрашен раствор? Какую функцию выполняет в этой реакции сульфат железа (II)? Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты. 
 
б) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) дихроматом калия (K2Cr2O7). Приготовить в пробирке, как в предыдущем опыте, раствор дихромата калия (K2Cr2O7), подкисленный серной кислотой, и прибавлять к нему по каплям раствор сульфита натрия (Na2SO3) до достижения устойчивой окраски.           Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель. Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления. Для того чтобы убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия (NaNO2), надо: а) в одну пробирку поместить 3 – 4 капли раствора перманганата калия (KMnO4), подкислить раствор разбавленным раствором серной кислоты и добавить раствор нитрита натрия (NaNO2) до обесцвечивания раствора; б) в другую пробирку внести 3 – 4 капли раствора иодида калия (KI), подкислить разбавленным раствором серной кислоты и добавить раствор NaNO2 до изменения окраски. 
 
Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения реакций. В каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы. Опыт 4. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные процессы а) Внутримолекулярное окисление-восстановление дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7). 
 
На железную или керамическую пластинку поместить 2 – 3 грамма дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7), для начала реакции нагреть, после чего прекратить нагревание. Обратить внимание на особенности протекания реакции и ее продукты – газообразные (азот и пары воды) и твердый (Cr2O3 его цвет). Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель. б) Внутримолекулярное окисление  -восстановление нитрата меди (II). В пробирку внести несколько кристаллов нитрата меди (Cu(NO3)2∙3H2O). Закрепить пробирку в штативе и осторожно нагревать, наблюдая изменение цвета кристаллов и цвета выделяющегося газа. Написать уравнение реакции разложения нитрата меди (II), учитывая окраску возможных продуктов реакции: безводный Cu(NO3)2 – белый; Cu(NO2)2 – не существует; CuO – черный; Cu – красный; N2, NO, и О2 – бесцветные газы; NO2 – бурый газ. Указать окислитель и восстановитель в молекуле нитрата меди (II). 
 
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ   Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.   1. K2MnO4 + H2O = KMnO4 +MnO2 +KOH 2. PbS + H2O2 = PbSO4 + H2O 3. NaBrO3 +NaBr + H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + H2O 4. CuI +H2SO4 +KMnO4 = CuSO4 + I2 +MnSO4 +K2SO4 +H2O 5. CaH2+ H2O = Ca(OH)2 + H2 6. Na3[Cr(OH)6] + NaOH +PbO2 = Na2CrO4 +H2O + Na2[ Pb(OH)4] 7. Cr(NO3)3 = Cr2O3 + NO2 + O2 8. Fe2O3 + KNO3 + KOH = K2FeO4 + KNO2 +H2O 9. Cr2O3 + Na2CO3 + O2 = Na2CrO4 + CO2 10. Na2SO3 = Na2S + Na2SO4 11. Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O 12. K2Cr2O7 +H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O 13. Br2 + SO2 + H2O = HBr + H2SO4 14. H2S + H2SO3 = S + H2O 15. KMnO4 + NaNO2 + H2O = MnO2 + NaNO3 + KOH 16. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 = Na2SO4 + Br2 + H2O 17. As + Cl2 + H2O = H3AsO4 + HCl 18. K2Cr2O7 + HBr = Br2 + CrBr3 + KBr + H2O 19. KClO3 + HCl = KCl + Cl2 + H2O 20. FeCl2 + KClO3 + HCl = FeCl3 + KCl + H2O 21. Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH = Na2CrO4 + Na2SO4 + H2O 22. Mg + HNO3 = Mg(NO3)2 + N2 + H2O 23. KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O 24. Zn + H2SO4 = H2S + ZnSO4 + H2O 25. KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 = MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O


Информация о работе Окислительно-востановительные реакции