ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в реакции элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВ-реакции). Как минимум, два элемента меняют свою степень окисления: один – повышает, другой – понижает. В ходе ОВ-процесса происходит переход электронов от одних частиц (молекул, атомов, ионов) к другим.
Рассмотрим реакцию: 0¯ -1 0 -1
Cl2 + 2KJ = J2 + 2KCl
Мысленно любую ОВ-реакцию можно разделить на две полуреакции - окисления и восстановления:
Cl2 + 2e = 2Cl- - присоединение электронов, восстановление окислителя,
окислитель
2J- - 2e = J2 - Отдача электронов, Окисление восстановителя.
восстановитель
Атомы, молекулы, ионы, принимающие электроны, называют окислителями (окислитель – “грабитель”).
Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями.
Каждая полуреакция представляет собой равновесие между окисленной (Ox) и восстановленной (Red) формами какого-либо элемента (редокспара). Окисленной называется форма с более высокой степенью окисления элемента. Равновесный стандартный потенциал любой редокспары Е0Ox/Red приводится в справочнике.
ПРИМЕЧАНИЕ: независимо от формы записи равновесного процесса знак потенциала не менять!!!
Cl2 + 2e = 2Cl- или 2Cl- - 2e = Cl2, E0(Cl2/2Cl-) = +1,36 B.
Ox Red Red Ox
J2 + 2e = 2J- или 2J- - 2e = J2, E0(J2/2J- ) = +0,54 B.
По величине потенциала полуреакций можно судить об окислительно-восстановительных свойствах систем. Более высокий по своей алгебраической величине потенциал указывает на более высокую окислительную способность окислителя. Более низкий потенциал свидетельствует о более высокой восстановительной способности восстановителя.
Таким образом, согласно потенциалам, Cl2 - более сильный окислитель, чем J2 , а ион J- - более сильный восстановитель, чем Cl-.
В зависимости от степени окисления элемента в веществе он может проявлять различные функции в ОВ-реакциях. По этому признаку можно выделить три группы веществ и соединений.
1. Типичные окислители.
Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F2 и O2, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Сильными окислителями являются также Cl2 и J2, но в отличие от фтора и кислорода в некоторых реакциях они могут проявлять и восстановительные свойства.
Из соединений только окислительными свойствами обладают те, которые содержат элементы в высших степенях окисления: Mn(+7) HMnO4, KMnO4, в растворе ион MnO4-
Cr(+6) H2Cr2O7, K2Cr2O7, в растворе нейтральном и кислом
ион Cr2O72-
H2CrO4, K2CrO4, в щелочной среде ион СrO42-
Bi(+5) NaBiO3 – нерастворим в воде
Pb(+4) PbO2 - нерастворим в воде
Fe3+ FeCl3, в растворе ионы Fe3+ + e = Fe2+
Sn4+ SnCl4, в растворе ионы Sn4+ + 2e = Sn2+
S(+6) H2SO4 (конц) – сильный окислитель
N(+5) HNO3 – сильный окислитель в любой концентрации
Cl(+7) HClO4 , KClO4 – сильнейшие окислители
Сильные окислители характеризуются значениями потенциалов Е0Ox/Red > +1 В.
Если Е < 0 В – это свидетельствует о слабых окислительных свойствах системы.
2. Типичные восстановители.
Только восстановительные свойства проявляют металлы в свободном состоянии: Me0– ne = Men+.
Особенно активными восстановительными свойствами обладают металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода (чем левее, тем активнее).
Из соединений только восстановительными свойствами обладают те, которые содержат элементы в низших степенях окисления – это соединения, содержащие, например, ионы Cl-, Br-, J-, S2-, Se2-, Te2-, азот в степени окисления (-3) в молекуле NH3 или ионе NH4+ , кислород в степени окисления
(-2) в молекуле Н2О или ионе ОН-.
Сильные восстановители характеризуются значениями потенциалов Е0Ox/Red < 0 В.
Если Е > +0,5 В – это свидетельствует о слабых восстановительных свойствах системы.
3. Соединения, обладающие ОВ-двойственностью.
Если элемент в составе простого вещества или соединения находится в промежуточной степени окисления (ни высшей, ни низшей), то он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Это зависит от второго участника реакции.
Например, элементарная сера S0 в реакции с сильным окислителем проявляет восстановительные свойства и может окисляться до S(+6) (до ионов SO42-), а в реакциях с сильным восстановителем – проявляет окислительные свойства и восстанавливается до S2-.
S0 + 2e = S2- S0 - 6e = S (+6)
3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p
Возможность и направленность ОВ-реакций
Возможность осуществления и самопроизвольного протекания ОВ-реакции определяется двумя условиями:
1. Наличие в системе окислителя и восстановителя.
2. Обязательное соотношение потенциалов Еокислителя > Евосстановителя
Рассмотрим ОВ-реакцию, о которой известно, что она самопроизвольно протекает в прямом направлении. Вспомним гальванический элемент Даниэля-Якоби. Суммарный ОВ-процесс, протекающий в ГЭ самопроизвольно, отражается уравнением: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu или в ионном виде Zn0 + Cu2+ = Zn2+ + Cu0.
Запишем полуреакции: Cu2+ + 2e = Cu0, E0(Cu2+/Cu) = +0,34 B,
окислитель
Zn0 – 2e = Zn2+, E0(Zn2+/Zn) = -0,76 B,
восстановитель
В гальваническом элементе данные полуреакции разделены пространственно, что позволяет преобразовать энергию химической реакции в электрическую. Эта же реакция, проведенная в пробирке, идет самопроизвольно в том же направлении, только энергия ее рассеивается.
Разность потенциалов окислителя и восстановителя – есть ЭДС окислительно-восстановительной реакции (ЭДС гальванического элемента). При стандартных условиях Е0 = Е0окислителя – Е0восстановителя.
Изменение свободной энергии Гиббса для ОВ-реакции DG0 = -RTlnK = -zFE0, где F – константа Фарадея, z – число электронов, передаваемых восстановителем окислителю за один пробег этой реакции.
Самопроизвольное протекание процесса возможно, если DG0 < 0, это возможно, если Е0>0, т.е. Е0окислителя >Е0восстановителя.
ПРИМЕРЫ.
2+¯ 0 0 2+
1. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции: CuCl2 + Fe = Cu + FeCl2 ?
Окислитель Cu2+ + 2e = Cu0 , E0 (Cu2+/Cu) = +0.34 B.
Восстановитель Fe0 - 2e = Fe2+ , E0 (Fe2+/Fe) = -0.44 B.
E0окислителя > Е0восстановителя - реакция возможна.
2. Возможно ли совместное сосуществование ионов в растворе Fe3+, Cl-, J- ?
Сосуществование ионов возможно при отсутствии между ними каких-либо химических реакций.
Среди указанных ионов есть типичный окислитель – Fe3+ и типичные восстановители – Cl- и J-.
Проверим, возможно ли между ними химическое взаимодействие в виде ОВ-реакции.
Fe3+ + e = Fe2+, E0 = +0.77 B
2Cl- - 2e = Cl2 , E0 = +1.36 B
2J- - 2e = J2 , E0 = +0.54 B
Между ионами Fe3+ и J– возможен ОВ-процесс. Следовательно, совместное сосуществование указанных ионов в растворе без изменения их степеней окисления невозможно.
Участие среды (Н+, ОН-, Н2О) в ОВ-реакциях
1. Состояние ионов в растворе.
При проведении ОВ-реакций в водных растворах необходимо учитывать, что в результате этих реакций происходит изменение ионного состава растворов. Чтобы отразить эти изменения, составляют уравнения в ионной форме. При этом руководствуются общими правилами составления ионных уравнений, т.е. записывают сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, газы и осадка – в виде молекул. В электронную схему включают только реально существующие ионы. При этом следует помнить, что, во-первых, элементы с высокой степенью окисления входят в состав сложных кислородсодержащих ионов, и, во-вторых, свободные ионы О2- в растворе не существуют.
Степень окисления элемента | Состояние ионов в растворе Среда кислая ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾® щелочная |
±1, ±2 | K+ Mg2+ Mg(OH)2¯ Cu2+ Cu(OH)2¯ Be2+ Be(OH)2¯ амф. Be(OH)42- Zn2+ Zn(OH)2¯ амф. Zn(OH)42- Cl- S2- |
O(-2) H2O OH- | |
+5, +6, +7 | Mn(+7) MnO4- Cr(+6) Cr2O72- CrO42- Cl(+7) ClO4- S (+6) SO42- N (+5) NO3- |
±3, +4 | Могут быть простые и сложные ионы Bi3+ BiO+ Bi(OH)3¯ Ti4+ TiO2+ TiO(OH)2¯ или Ti(OH)4 Al3+ Al(OH)3 ¯ амф. Al(OH)4- Cr3+ Cr(OH)3¯ амф. Cr(OH)63- S(+4) SO32- N(-3) NH4+ NH3 N(+3) NO2- |
В щелочной среде катионы металлов образуют труднорастворимые гидроксиды (кроме щелочных металлов и Ca2+, Sr2+, Ba2+. Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи с образованием гидроксокомплексов (см. таблицу).
2. Зависимость ОВ-потенциала реакций от концентрации ионов Н+ (или ОН-).
Если ионы Н+ или ОН- участвуют в равновесном процессе между окисленной и восстановленной формами, то потенциал такой системы зависит от их концентрации (см уравнение Нернста).
ПРИМЕР. Какая среда благоприятствует протеканию реакции KJ + KJO3 ® /J2/ ?
Составим схему реакции в ионном виде, найдем окислитель и восстановитель:
5+¯ 0
J- + JO3- ® /J2/ - реакции такого типа называются реакциями конмутации или
выравнивания степеней окисления
2J- - 2e = J2 , Е0 (J2/2J-) = +0.54 B - потенциал этой реакции от среды не зависит
восстановитель
2JO3- + 10e + 6H2O = J2 + 12OH-, Е0 (2JO3-/(J2 + 12OH-)) = +0.26 B – в ходе прямой реакции
окислитель накапливаются ионы ОН-, т.е. среда становится щелочной.
Поскольку Еокислителя < Евосстановителя , реакция между иодидом и иодатом калия в нейтральной и щелочной среде невозможна.
2JO3- + 10e + 12H+ = J2 + 6H2O, E0 ((2JO3- +12Н+)/J2 ) = +1,09 В – кислотная среда
способствует смещению равновесия в сторону прямой
реакции, окислительные свойства иодат-ионов возрастают.
В кислотной среде Еокислителя > Евосстановителя , реакция будет протекать самопроизвольно.
Составим уравнение реакции, учитывая два основополагающих принципа:
1) число атомов любого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым;
2) чмсло электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем ( принцип электронного баланса).
´ 5 ½ 2J- - 2e = J2
´ 1 ½ 2JO3- + 10e + 12H+ = J2 + 6H2O
_______________________________________________________________
10J- + 2JO3- + 12H+ = 6J2 + 6H2O
5J- + JO3- + 6H+ = 3J2 + 3H2O
Чтобы уравнять число электронов, отданных иодид-ионами и принятых иодат-ионами, необходимо первую полуреакцию умножить на 5. После сложения уравнений полуреакций получим уравнение ОВ-реакции в ионной форме. Поскольку все коэффициенты получились четные, то можно их сократить в два раза. Далее можно записать молекулярное уравнение, сохраняя все коэффициенты, полученные в ионном уравнении. Ионы Н+ вводят в раствор, добавляя сильную кислоту. Обычно используется разбавленная серная кислота. Соляную и азотную кислоты применяют реже, так как они могут сами участвовать в ОВ-реакции: НС1 как восстановитель за счет ионов С1-, а HNO3 как сильный окислитель за счет N(+5). В молекулярной форме уравнение реакции принимает вид:
5KJ + KJO3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3H2O + 3K2SO4. Ионы калия и сульфат-ионы записывают в виде соли сульфата калия.
3. При взаимодействии одних и тех же веществ в различных средах могут образовываться различные продукты реакции.
ПРИМЕРЫ.
1) Cr3+ + окислитель ¾OH-® / СrO42- + продукты восстановления окислителя/
Cr3+ + окислитель ¾H+® / Сr2O72- + продукты восстановления окислителя/
2) KMnO4 + восстановитель ¾ H+® / Mn2+ + продукты окисления восстановителя/
малиновый бесцветный
KMnO4 + восстановитель ¾Н2О® / MnО2¯ + продукты окисления восстановителя/
малиновый темный коричневый
KMnO4 + восстановитель ¾ОН-® / MnО42- + продукты окисления восстановителя/
малиновый зеленый
Составление уравнений ОВ-реакций
1. Найти окислитель и восстановитель среди исходных веществ.
2. Предположить продукты реакции на основании знания химических свойств участвующих в реакции веществ или опытных данных.
ПРИМЕЧАНИЕ: В реакциях, идущих в разбавленных водных растворах, не образуются
оксиды металлов (кроме MnO2), только соли !!!
Оксиды неметаллов SO2, SO3, N2O, NO, NO2 , как правило, образуются в
реакциях с участием концентрированной серной кислоты или азотной
кислоты. В других случаях записывают ионы –SO42-, NO3-.
3. Выбрать соответствующую среду, если она не указана заранее. Помнить, что большинство
реакций протекает в кислой среде. Щелочная среда менее желательна, т.к. могут протекать
побочные процессы (например, осаждение труднорастворимых основных солей и
гидроксидов).
4. Записать полуреакции в соответствии с правилами написания ионных уравнений. Каждая
полуреакция должна быть уравнена по элементам и зарядам.
ПРИМЕЧАНИЕ: При написании полуреакций с участием кислородсодержащих ионов нередко
возникают избыточные атомы кислорода в одной из частей уравнений.
Необходимо уравнять этот кислород. Это достигается одним из следующих
приемов.
А) В кислой среде избыток атомов кислорода связывают ионами водорода (на каждый ион кислорода
требуется два иона водорода) О(-2) + 2Н+ ® Н2О
+4 +6
SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
Б) В щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды (на каждый ион
кислорода требуется одна молекула воды) О(-2) + Н2О ® 2ОН-
+4 +6
SO32- - 2e + 2ОН- = SO42- + Н2О
В) В нейтральной среде избыток атомов кислорода следует связывать одним из двух первых способов, но так, чтобы в левой части уравнения получались молекулы воды.
5. По принципу электронного баланса ураниваем число отданных и принятых электронов, умножая каждую полуреакцию на соответствующий коэффициент.
6. Записать суммарное ионное уравнение.
7. Записать полное молекулярное уравнение, т.е. ввести те ионы, которые в ионной реакции не участвовали. Все коэффициенты, полученные в ионном уравнении реакции, сохраняются.
Ионы Н+ вводят в раствор, добавляя обычно разбавленный раствор H2SO4. Разбавленные растворы соляной и азотной кислоты применяют реже, как правило, в тех случаях, когда они являются непосредственными участниками реакции.
Ионы ОН- вводят в раствор, добавляя разбавленные растворы щелочей NaOH, KOH.
ПРИМЕРЫ.
+7 +4
1. KMnO4 + Na2SO3 ------ H+ ---® / Mn2+, SO42- /
окислитель восстановитель
Перманганат калия – типичный окислитель за счет Mn(+7). Сульфит натрия – обладает ОВ-двойственностью, поскольку сера находится в промежуточной степени окисления S(+4). В присутствии сильного окислителя сульфит натрия проявляет свойства восстановителя.
Перманганат-ионы в кислой среде восстанавливаются до ионов Mn2+ (малиновый раствор перманганата калия обесцвечивается). Сера в сульфит-ионе окисляется до S(+6), т.е. образуются сульфат-ионы SO42-.
Среда задана. Записываем полуреакции.
2 ½ MnO4- +5e +8H+ = Mn2+ + 4H2O
5 ½SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
________________________________________________________
2 MnO4- + 5 SO32- + 16H+ + 5H2O = 2Mn2+ + 5SO42- + 8H2O + 10H+
После приведения подобных членов получаем:
2 MnO4- + 5 SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
Записываем молекулярное уравнение реакции:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
В правой части уравнения 8 сульфатных группировок – 5 образовались в результате ОВ-реакции, а 3 – внесены в раствор с серной кислотой.
+7¯ +4 +6 +6
2. KMnO4 + Na2SO3 ------ ОН----® / MnО42-, SO42- /
окислитель восстановитель
Поскольку задана щелочная среда, то в уравнениях полуреакций не должно быть Н+ -ионов !!!
2 ½ MnO4- +e = MnО42-
1 ½SO32- - 2e + 2ОН- = SO42- + Н2О
________________________________________________________
2 MnO4- + SO32- + 2ОН- = 2MnО42- + SO42- + H2O
2KMnO4 + Na2SO3 + 2NaOH = 2Na2MnO4 + K2SO4 + H2O
+7¯ +4 +4 +6
3. KMnO4 + Na2SO3 ----H2O---® / MnO2¯, SO42- /
окислитель восстановитель
По условию задана нейтральная среда, следовательно, в левой части уравнений полуреакций могут быть только молекулы воды.
2 ½ MnO4- +3e + 2Н2О = MnО2¯ + 4OН-
3 ½SO32- - 2e + H2O = SO42- + 2H+
________________________________________________________
2 MnO4- + 3 SO32- + 7H2O = 2MnО2 + 3SO42- + 8ОН- + 6H+
6Н2О + 2ОН-
После приведения подобных членов получаем:
2 MnO4- + 3 SO32- + H2O = 2MnО2 + 3SO42- + 2ОН-
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 +3Na2SO4 + 2KOH
Как видно из уравнения, среда в результате реакции становится щелочной.
+5 +2
4. Cu0 + HNO3 (разбавленная) ® / Сu2+, NO /
Среда проведения данной реакции задана (молчаливо) исходными веществами (азотной кислотой).
3 ½ Cu – 2e = Cu2+
2 ½NO3- + 3e + 4H+ = NO + 2H2O
____________________________________________________
3Cu + 2NO3- + 8H+ = 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
Две молекулы HNO3 необходимы для окисления меди, а шесть молекул HNO3 вводятся дополнительно для создания среды. Суммарное число молекул кислоты – 8 (восемь ионов Н+).
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Участие пероксида водорода Н2О2 в ОВ-реакциях.
+1 -1 -1 +1
В пероксиде водорода степень окисления кислорода (-1): H ¾O¾O¾H
Эта степень окисления кислорода не является устойчивой, поэтому кислород стремится перейти в устойчивые степени окисления (-2) или (0).
Таким образом, пероксид водорода обладает ОВ-двойственностью и в зависимости от среды проявляет сильные окислительные или восстановительные свойства.
Н2О2 как окислитель. Н2О2 + 2е + 2Н+ = 2Н2О, Е0 = +1,76 В
Н2О2 + 2е = 2ОН-, Е0 = +0,878 В
В кислой среде пероксид водорода является сильным окислителем.
Н2О2 как восстановитель. Н2О2 – 2е = О2 + 2Н+, Е0 = +0,868 В
Н2О2 – 2е + 2ОН- = О2 + 2Н2О, Е0 = -0,076 В
В щелочной среде пероксид водорода является сильным восстановителем.
Дата добавления: 2014-12-09; просмотров: 1465;