ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления одного или нескольких реагирующих веществ, называются окислительно-восстанови-тельными .
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, рассчитанный исходя из предположения, что она состоит из ионов. При определении степени окисления пользуются следующими правилами:
1) степень окисления атома в молекулах простых веществ равна нулю, например:
Сl2°, Na°, Н2°
2) степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов, равна +1;
3)степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме фторида кислорода OF2 и перекисных соединений, равна -2;
4) молекула простого вещества электронейтральна, т. е. сумма степеней окисления всех атомов молекулы равна нулю.
Рассчитаем степень окисления хрома в бихромате калия K2Cr2O7
2 * (+1) + 2 x + 7 * (-2) = 0 2х = 12 x = +6
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, процесс отдачи электронов называется окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, процесс принятия электронов называется восстановлением. В окислительно-восстановительной реакции число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Окислительно-восстановительные свойства зависят от строения цен-тральных атомов и проявляемой степени окисления. В периоде с ростом заряда ядра окислительные свойства возрастают, а восстановительные уменьшаются. В главных подгруппах сверху вниз окислительные свойства уменьшаются, восстановительные – увеличиваются.
Вещества, в состав которых входят элементы в высшей положительной степени окисления, являются окислителями, например:
+7 +6 +5 +6
КМnО4 К2Сr2О7 HNO3 H2SO4 (конц. )
Вещества, в состав которых входят элементы в отрицательной степени окисления, являются восстановителями, например:
-2 -3 -1
Н 2S HN3 KI
Вещества, с промежуточной степенью окисления центрального атома, могут быть и окислителями, и восстановителями, например:
-1 +4 +3
H2O2 Na2SO3 NaNO2
Глубина изменения степени окисления центральных атомов зависит от температуры, концентрации и активности реагентов, а также от рН среды. Например, перманганат-ион, в зависимости от рН среды, восстанавливается следующим образом :
Н+
¾¾¾¾¾¾® Mn 2+
Н2О
MnO4- ¾¾¾¾¾¾¾¾¾® MnO2
OН-
¾¾¾¾¾¾® MnO42-
Ход реакции зависит и от силы окислителя и восстановителя, например, тиосульфат-ион окисляется, в зависимости от силы окислителя, по схеме : сильный окислитель ( С12)
¾¾¾¾¾¾¾¾¾® 2 S О4 2-
окислитель средней силы ( Br2 )
S2 О3 2- ¾¾¾¾¾¾¾¾¾® S + S О4 2-
слабый окислитель ( 12)
¾¾¾¾¾¾¾¾¾® S4 О6 2-
Способы составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций
Применяется два метода составления уравнений окислительно-восста-новительных реакций : электронного баланса и электронно-ионный ( метод полуреакций ).
Метод электронного баланса
Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов, вхо-дящих в состав исходных и конечных веществ. Метод, в основном, при-меняется для составления уравнений реакций, идущих вне растворов.
Например:
1. Составляем схему реакции :
Fe S2 + O2 ® Fe2 O3 + S O2 .
2. Определяем элементы, изменяющие степени окисления.
3. Составляем схему электронного баланса :
2 2 Fe +2 2 e = 2 Fe +3
4 S-1 - 20 e = 4S+4
11 O2 - 4e = 2 О-2
4. В уравнении записываем коэффициенты у окислителя и восстано-вителя.
4 Fe S2 + 11O2 = 2 Fe2 O3 + 8 S O2 ..
Недостатком метода является то, что баланс не отражает изменений, происходящих с атомами и молекулами в ходе реакции, а также трудности, возникающие при определении продуктов достаточно сложных реакции.
Электронно-ионный метод
Этот метод основан на составлении электронно-ионных уравнений для процессов и окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение.
При составлении уравнений реакций соблюдается следующая последо-вательность:
1. Записывается схема полуреакций, при этом сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые - в виде молекул. Продукты реак-ции определяются на основании опыта или исходя из знания химии элементов, т.е. устойчивых степеней окисления.
2. Если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то избыточный кислород связывается в кислой среде ио-нами Н+, а в нейтральных и щелочных средах - молекулами воды.
3. Если исходное вещество содержит меньше кислорода, чем продукт реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейт-ральной средах за счет молекул воды, а в щелочных средах - (за счет ионов гидроксила.
4. Следует помнить, что суммарные числа и знак зарядов ионов справа и слева от знака равенства должны быть равны.
5. Правильность составления реакции проверяем по кислороду.
В качестве примера рассмотрим следующую реакцию :
+7 +4
KМnO4 + Na2SO3 + H2 SO4 ®
KМnO4 - является окислителем, так как центральный атом ( Mn) нахо-дится в высшей степени окисления, Na2SO3 содержит центральный атом ( S) в степени окисления +4, это средняя степень , поэтому ион SO32 - мо-жет проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, одна-ко, в данной реакции окислитель KМnO4 , следовательно, Na2SO3 – восстано-витель.
Восстановление иона МnO4¯ в кислой среде идет до Мn2+ , окисление ио-на SO32 - - до SO42 -.
Учитывая сказанное, можно записать схему полуреакций : МnO4 ¯ ® Мn2+
SO32 - ® SO42 -
Следующий этап – составление уравнений полуреакций. Уравнивание в кислой среде производится с использованием ионов Н+ и молекул Н2О.
2 МnO4 ¯ + 8Н+ + 7е ® Мn2+ + 4Н2 О
5 SO32 - + Н2 О – 2е ® SO42 - + 2Н+
2МnO4 ¯ + 16Н+ +5SO32 - + 5Н2 О ® 2Мn2+ + 8Н2О + 5SO42 - + 10Н+
6 3
Записываем итоговое уравнение полуреакции, проставляя множители ( как и в методе электронного баланса). После этого складываем левые и правые части уравнений полуреакций, умножая их предварительно на соот-ветствующие множители, и получаем общее ионное уравнение реакции. Если в левой и правой части уравнения есть одинаковые молекулы или ионы, их требуется сократить с учетом коэффициентов ( помните , что ионы Н+ и ОН¯ при сложении Н2 О).
Для получения молекулярного уравнения реакции ко всем ионам добавляем ионы противоположного знака
2KМnO4 + 5Na2SO3 + 3Н2 SO4 ® 2MnSO4 + 5Na2SO4 + К2 SO4 +3Н2 О
Рассмотрим ход этой реакции в щелочной среде.
В щелочной среде , ион МnO4 ¯ будет восстанавливаться до МnO4 2- ,
в отличие от кислой среды в щелочной среде при составлении электронно-ионных уравнений используются ионы OН¯ и молекулы Н2О.
+7 +4 + 6 +6
2KМnO4 + Na2SO3 + 2КОН® К2MnO4 + Na2SO4 + Н2 О
Производим все описанные выше действия и получаем ионное уравне-ние :
2 МnO4 ¯ +е ®МnO4 2-
1 SO32 - + 2ОН¯– 2е ® SO42 - + Н2 О
2МnO4 ¯ +5SO32 - + 2ОН¯ ® 2 МnO42- + SO42 - + Н2О
В нейтральной среде , ион МnO4 ¯ будет восстанавливаться до МnO2, уравнивание кислорода производится только молекулами Н2 О.
+7 +4 +4 +6
2KМnO4 + 3Na2SO3 + Н2O ® 2MnO2 + 3Na2SO4 + К2 SO4 +2КОН
2 МnO4 ¯ + 2 Н2О + 3е ® MnO2 + 4ОН¯
3 SO32 - + Н2 О – 2е ® SO42 - + 2Н+
2МnO4 ¯ + 4Н2 О + 3 SO32 - + 3Н2 О ® 2MnO2 + 8ОН¯ + 3 SO42 - + 6 Н+
2 6 Н2О
Окислительно-восстановительные реакции можно разделять на следующие типы:
1. Межмолекулярные – степени окисления меняют разные элементы,входящие в состав разных веществ.
Н2 + С12 = 2НС1
+1 H2 – 2 ē = 2H | |
-1 Cl2 + 2 ē = 2Cl |
2. Внутримолекулярные – степень окисления меняют разные элементы, входящие в состав одного вещества.
+5 -2 -1 0
2KClO3 = 2KCl + 3O2
+5 -1 Cl + 6 ē = Cl | |
-2 0 2O - 4 ē = O2 |
3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстанов-ления), в таких реакциях одинаковые частицы являются окислителем и восстановителем:
0 -1 +1
С12 +Н2О = НСl + НСlО
0 -1 Cl + 1 ē = Cl | |
0 +1 Cl - 1 ē + Н2О = ClО- + Н+ |
Дата добавления: 2021-03-18; просмотров: 67;