Теория окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих ве­ществ. Например:

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Например:

 

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во вто­рой — атомы брома и хлора изменяют степень окисления.

Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.

Окислительно-восстановительные реакции — самые распро­страненные и играют большую роль в природе и технике. Они явля­ются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топли­ва, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в при­роде. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превраще­ние химической энергии в электрическую — в гальванических эле­ментах и аккумуляторах. Они же лежат в основе мероприятий по охране природы. Поэтому эти реакции преобладают и в школьном курсе неорганической химии.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-вос­становительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

Аl-3е-=Аl3+ Н2-2е-=2Н+ Fe2+-e-=Fe3+ 2Сl--2е-=Сl2 При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электро­нов атомом, молекулой или ионом. Например:

S+2e-=S2-Сl2+2е-=2Сl-Fe3++e-=Fe2+ При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, на­зываются окислителями. Во время реакции они восстанавли­ваются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно назы­ваются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наобо­рот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:

Восстановитель - е-«Окислитель Окислитель +е-« Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одно­го атома на другой полностью или же лишь частично оттягивают­ся к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присо­единении электронов.

, Процессы окисления и восстановления можно физически от­делить друг от друга и осуществить перенос электронов по внеш­ней электрической цепи. Пусть в один стакан налит раствор иодида калия KI, а в другой — раствор хлорида железа (III) FeCl3. Растворы соединены между собой так называемым «электричес­ким ключом» — U-образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия КСl, обеспечивающим ионную проводимость.

В растворы опущены платиновые электроды. Если замкнуть цепь, включив в нее чувствительный амперметр, то по отклоне­нию стрелки можно будет наблюдать прохождение электрическо­го тока и его направление. Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида желе­за (III), т.е. от восстановителя — ионов I-— к окислителю — ионам Ре3+. При этом ионы I- окисляются до молекулы иода I2, а ионы Fe3+ восстанавливаются до ионов железа (II) Fe2+. Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реак­циями: иод — раствором крахмала, а ионы Fe2+ — раствором гексациано-(III)феррата калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6].

 

 

Описанная схема представляет собой гальванический эле­мент, построенный на основе окислительно-восстановительной реакции. Он состоит из двух полуэлементов: в первом протекает процесс окисления восстановителя:

2I--2е-=I2, а во втором — процесс восстановления окислителя:

Fe3++e-= Fe2+

Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умно­жив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения, получим уравнение реакции:

2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+

или

2KI+2FeCl3 = I2+2FeCl2+2KCl

Всякая окислительно-восстановительная реакция может слу­жить источником электрического тока, если она протекает в галь­ваническом элементе.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители и окислители могут быть как простыми веще­ствами, т. е, состоящими из одного элемента, так и сложными.

В соответствии с их местом в периодической системе элемен­тов атомы большинства металлов содержат на внешнем энергети­ческом уровне 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны, т.е. окисляются. Металлы об­ладают восстановительными свойствами.

В периодах с повышением порядкового номера элемента восста­новительные свойства простых веществ понижаются, а окислитель­ные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, на­пример, в третьем периоде натрий — самый активный в периоде восстановитель, а хлор — самый активный в периоде окислитель.

У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители — щелочные металлы, а наиболее активные из них Fr и Cs. Лучшие окислители— галоге­ны. Элементы главных подгрупп IV-VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстано­вительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как об­ладает наибольшей относительной электроотрицательностью.

Элементы побочных подгрупп (четных рядов) больших пери­одов имеют металлический характер, так как на внешнем уровне

их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. В отличие от простых веществ метал­лов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества неме­таллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители.

Окислительные или восстановительные свойства сложных ве­ществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, KMn+7O4, Mn+4O2, Mn+2SO4. В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может ее больше повышать. Он может только принимать электроны, а значит, KMnO4 может быть только окислителем. В третьем соединении у марганца низшая степень окисления — оно может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточ­ной степенью окисления (+4), а потому оно может быть и восста­новителем, и окислителем; все зависит от условий протекания реакции и веществ, с которыми будет взаимодействовать MnO2. Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью

окисления, также являются окислителями. Например, N+5O-3,

Mn+7O-4, Cr+62O2-7, Cl+5O-3, Сl+7О-4 и др. Окислительные свойства обуслов­ливает не атом с высокой степенью окисления, а весь анион, на­пример, не Mn+7, а весь анион MnO-4. Элементарные анионы про­являют только восстановительные свойства. Например, F-, Сl-, Br-,I-,S2- и др.

Важнейшие окислители и восстановители приведены в таб­лице 8.

Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций

Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций — метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают сте­пени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руко­водствуясь правилом: число электронов, отданных восстановите­лем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние опреде­ляются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на при­мерах.

 

 

Таблица 8.

Важнейшие восстановители и окислители

Пример 1.Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисле­ния от +2 до 0. Нитрат палладия (II) — окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

из которых следует, что при восстановлении и окислении коэффи­циенты равны 1.Окончательное уравнение реакции: Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu+Pd2++2NO3=Cu2++2NO-3+Pd И после сокращения одинаковых ионов получим:

Cu+Pd2+=Cu2++Pd

Пример 2.Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НСl+MnO2 ®Сl2+MnСl22O

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

НСl-1 + Mn+4O2 ®Сl02+Mn+2Сl22О

Это реакция окислительно-восстановительная, так как изме­няются степени окисления атомов хлора и марганца. НС1 — вос­становитель, MnO2 — окислитель. Составляем электронные урав­нения:

 

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставит­ся потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 Отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном урав­нении:

2НСl+MnO ®Сl2+MnСl22О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моля НС1 приходится 1 моль MnO2. Однако, учитывая, что для связывания образующе­гося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моля кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моля. Окончательное уравнение имеет вид: 4НСl+MnO2=Сl2+MnСl2+2Н2O

Проверку правильности написания уравнения можно ограни­чить подсчетом числа атомов какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме. Перепишем со­ставленное уравнение в ионной форме:

++4Сl-+MnO2=Сl2+Mn2++2Сl-+2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях (они под­черкнуты) получим:

++2Сl-+MnO2=С12+Mn2++2Н2О

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:

H2S+KMnO4+H2SO4 ®S+ MnSO4+K2SO42О

Затем Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

H2S-2+KMn+7O4+H2SO4®S0+Mn+2SO4+K2SO42О Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (H2S — восстановитель, KMnO4 — окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восста­новителе, а затем при других реагирующих веществах. Из элек­тронных уравнений видно, что надо взять 5 молей H2S и 2 моля KMnO4, тогда получим 5 молей атомов S и 2 моля MnSO4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения . найдем, что образуется также 1 моль K2SO4 и 8 молей воды.

Окончательное уравнение реакции будет иметь вид: 5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+2MnSO4+K24+2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсче­том атомов одного элемента, например кислорода: в левой части их 2• 4+3•4=20 и в правой части 2•4+4+8=20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5H2S+4MnO-4+6Н+=5S+2Mn2++8Н2O

Известно, что правильно написанное уравнение реакции яв­ляется выражением закона сохранения массы вещества. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заря­ды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.








Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 2166;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.017 сек.