Общие понятия и определения. Реакции, в ходе которых элементы, входящие в состав реагирующих веществ, изменяют степень окисления

Реакции, в ходе которых элементы, входящие в состав реагирующих веществ, изменяют степень окисления, называются окислительно – восстановительными (ОВР).

Степень окисления. Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в предположении, что все связи в молекуле или ионе предельно поляризованы. Степень окисления элемента в составе молекулы вещества или иона определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений (правил):

1. Степень окисления элементов в простых веществах, в металлах в элементном состоянии, в соединениях с неполярными связями равны нулю.Примерами таких соединений являются N20, Н20, Сl20, I20, Мg0, Fe0 и т.д.

2. В сложных веществах отрицательную степень окисления имеют элементы с большей электроотрицательностью.

Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

+1 +7 -2

HClO4

О-2

О-2 Cl О-2 Н+ Элемент ЭО

О-2 Н 2,1

Cl 3,0

О 3,5

В некоторых случаях степень окисления элемента численно совпадает с валентностью (В) элемента в данном соединении, как, например, в НClО4.

Приведенные ниже примеры показывают, что степень окисления и валентность элемента могут численно различаться:

N ≡ N В (N)=3; с.о.(N)=0

Н+

 

Н+ C-2 О-2 Н+

Н+

ЭО (C) = 2,5 В(С) = 4 с.о.(С) = -2

ЭО (О) = 3,5 В(О) = 2 с.о.(О) = -2

ЭО (Н) = 2,1 В(Н) = 1 с.о.(Н) = +1

3. Различают высшую, низшую и промежуточные степени окисления.

Высшая степень окисления – это ее наибольшее положительное значение. Высшая степень окисления, как правило, равна номеру группы (N) периодической системы, в которой элемент находится. Например, для элементов III периода она равна: Na+2, Mg+2, AI+3, Si+4, P+5, S+6, CI+7. Исключение составляют фтор, кислород, гелий, неон, аргон, а также элементы подгруппы кобальта и никеля: их высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к I группе.

Низшая степень окисления определяется количеством электронов, не достающих до устойчивого состояния атома ns26. Низшая степень окисления для неметаллов равна (N-8), где N – номер группы периодической системы, в которой элемент находится. Например, для неметаллов III периода она равна: Si-4, P-3, S-2,CI ˉ. Низшая степень окисления для металлов – это наименьшее ее положительное значение из возможных. Например, марганец имеет следующие степени окисления: Mn+2, Mn+4, Mn+6, Mn+7; с.о.=+2 – это низшая степень окисления для марганца.

Все остальные встречающиеся степени окисления элемента называют промежуточными. Например, для серы степень окисления, равная +4, является промежуточной.

4. Ряд элементов проявляют в сложных соединениях постоянную степень окисления:

а) щелочные металлы – (+1);

б) металлы второй группы обеих подгрупп (за исключением Нg) – (+2); ртуть может проявлять степени окисления (+1) и (+2);

в) металлы третьей группы, главной подгруппы – (+3), за исключением Tl, который может проявлять степени окисления (+1) и (+3);

г) F-

+1 -1 +2 -1

д) H+, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2 и т.д.), где его степень окисления равна (-1);

+1 -1 +2 -1

е) О-2, за исключением пероксидов элементов (Н2О2, СаО2 и т.д.), где степень окисления кислорода равна (-1), надпероксидов элементов

+1 -1/2 +1 -1/2

(КО2, NaO2 и т.д.), в которых его степень окисления равна – ½, фторида

+2 -1

кислорода ОF2.

5. Большинство элементов могут проявлять разную степень окисления в соединениях. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

В качестве примера вычислим степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте Н3РО4. Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю, поэтому обозначим степень окисления фосфора через Х и, умножив известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3+Х+(-2)*4 = 0, из которого Х = +5.

Вычислим степень окисления хрома в дихромат – ионе (Cr2О7)2-.

Сумма всех степеней окисления в сложном ионе должна быть равна (-2), поэтому обозначим степень окисления хрома через Х, составим уравнение 2Х +(-2)*7 = -2, из которого Х = +6.

Понятие степени окисления для большинства соединений имеет условный характер, т.к. не отражает реальный эффективный заряд атома. В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного

+1 -1 +2 -1 +3 -1

атома к другому: NaI ,MgCI2, AIF3. Для соединения с полярной ковалентной связью фактический эффективный заряд меньше степени окисления, однако это понятие весьма широко используется в химии.

Основные положения теории ОВР:

1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями; во время реакции они окисляются, образуя продукт окисления. При этом элементы, участвующие в окислении, повышают свою степень окисления. Например:

AI – 3e- ® AI3+

H2 – 2e- ® 2H+

Fe 2+ - e- ® Fe3+

2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, присоединяющие электроны, называют окислителями; во время реакции они восстанавливаются, образуя продукт восстановления. При этом элементы, участвующие в восстановлении, понижают свою степень окисления. Например:

S + 2e- ® S2-

CI2 + 2e- ® 2 CI ˉ

Fe3+ + e- ® Fe 2+

3.Вещества, содержащие частицы восстановители или окислители, соответственно называют восстановителями или окислителями. Например, FeCI2 является восстановителем за счет Fe2+, а FeCI3 - окислителем за счет Fe3+.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Таким образом ОВР представляют собой единство двух противоположенных процессов – окисления и восстановления

5. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. На последнем правиле базируются два метода составления уравнений для ОВР:

1. Метод электронного баланса .

Здесь подсчет числа присоединяемых и теряемых электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Обратимся к простейшему примеру:

Na0 + Cl ® Na+ Cl

       
   


2 Na0 – eˉ ® Na+ - окисление

1 Cl2 + 2eˉ ® 2 Cl - восстановление

2 Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl

2 Na + Cl2 = 2NaCl

Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).

2. Метод ионно-электронный (метод полуреакций).

Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.

Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:

1. Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2. Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.

3. Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.

4. Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

5. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:

а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;

б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН в зависимости от характера среды:

Процесс Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда
Связывание избытка кислорода О-2+2Н+2О О-22О=2ОН ˉ О-22О=2ОН ˉ
Восполнение недостатка кислорода Н2О= О-2+2Н+ Н2О = О-2+2Н+ 2ОН ˉ=О-22О

в) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).

6. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и полученных электронов.

7. Найти основные коэффициенты при каждой полуреакции. Для этого полученное в п.6 число (НОК) разделить на число электронов, фигурирующих в данной полуреакции.

8. Умножить полуреакции на полученные основные коэффициенты, сложить их между собой: левую часть с левой, правую – с правой (получить ионно-молекулярное уравнение реакции). При необходимости “привести подобные” ионы с учетом взаимодействия между ионами водорода и гидроксид-ионами: H++OH ˉ= H2O.

9. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

10. Провести проверку по частицам, не участвующим в ОВР, исключенным из полной ионно-молекулярной схемы (п.3). При необходимости коэффициенты для них находят подбором.

11. Провести окончательную проверку по кислороду.

Примеры:

1. Кислая среда.

Молекулярная схема реакции:

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + NaNO3 + H2O + K2SO4

Полная ионно-молекулярная схема реакции:

K++MnO + Na++NO +2H++ SO ® Mn2+ + SO + Na+ + NO + H2O + 2K+ +SO .

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

+7 +3 +5

MnO +NO +2H+ ® Mn2+ + NO + H2O

ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия

В ходе реакции степень окисления Mn понижается от +7 до +2 (марганец восстанавливается), следовательно, MnО – окислитель; Mn2+ - продукт восстановления. Степень окисления азота повышается от +3 до +5 (азот окисляется), следовательно, NO – восстановитель, NO – продукт окисления.

Уравнения полуреакций:

2 MnO + 8H+ + 5e- ® Mn2+ + 4H2O - процесс восстановления

10 +7 +(-5) = +2

5 NO + H2O – 2e- ® NO + 2H+ - процесс окисления

-1 -(-2) = +1

2MnO + 16H+ + 5NO + 5H2O = 2Mn2+ +8H2O + 5NO + 1OH+ (полное ионно-молекулярное уравнение).

В суммарном уравнении исключаем число одинаковых частиц, находящихся как в левой, так и в правой частях равенства (приводим подобные). В данном случае это ионы Н+ и Н2О .

Краткое ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид

2MnO + 6H+ + 5NO ® 2Mn2+ + 3H2O + 5NO .

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO4 + 5 NaNO2 + 3 H2SO4 = 2MnSO4+5NaNO3 + 3H2O + K2SO4.

Проверим баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР:

K+ ( 2 = 2), Na+ (5 = 5), SO (3 = 3). Баланс по кислороду: 30 = 30.

2. Нейтральная среда.

Молекулярная схема реакции:

KMnO4 + NaNO2 + H2O ® MnO2 + NaNO3 + KOH

Ионно-молекулярная схема реакции:

K+ + MnO + Na+ + NO + H2O ® MnO2 + Na+ + NO + K+ + OH

Краткая ионно-молекулярная схема:

+7 +3 +4 +5

MnO + NO + H2O ® MnO2 + NO + OH-

ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия

Уравнения полуреакций:

2 MnO + 2H2O + 3eˉ ® MnO2 +4OH -процесс восстановления

6 -1 +(-3) = -4

3 NO + H2O – 2eˉ ® NO + 2H+ - процесс окисления

-1 - (-2) = +1

2MnO + 4H2O + 3NO + 3 H2O ® 2MnO2 + 8 OH- + 3NO + 6H+.

Приводим подобные, учитывая:

8 ОН + 6Н+ = 6Н2О + 2ОН .

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

2MnO + 3NO + H2O ® 2MnO2 + 3 NO + 2OH .

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO4 + 3NaNO2 + H2O ® 2MnO2 + 3NaNO3 + 2KOH.

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: Na+ (3 = 3); K+ ( 2 = 2). Баланс по кислороду: 15 = 15.

3. Щелочная среда.

Молекулярная схема реакции:

KMnO4 + NaNO2 + KOH ® K2MnO4 + NaNO3 + H2O.

Ионно-молекулярная схема реакции:

K++MnO + Na++NO + K++ OH ® 2K++MnO + Na++NO + H2O.

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

+7 +3 +6 +5

MnO + NO +OH ® MnO + NO + H2O

oк-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия

Уравнения полуреакций:

2 MnO + 1e- ® MnO – процесс восстановления

1 NO + 2OH - 2e- ® NO + H2O – процесс окисления

-3 - (-2) = -1

2 MnO + NO +2OH ® 2MnO + NO + H2O (краткое ионно-молекулярное уравнение).

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH ® 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: К+ (4 = 4); Na+ (1 = 1). Баланс по кислороду: 12 = 12.








Дата добавления: 2015-04-19; просмотров: 1402;


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: 0.042 сек.