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