Окислительно-восстановительные реакции –реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Вещество, в состав которого входит элемент, атомы которого отдают электроны, является восстановителем.
Вещество, в состав которого входит элемент, атомы которого принимают электроны, является окислителем.
Важнейшие окислители | Важнейшие восстановители |
1) галогены (F2, Cl2, Br2, I2); 2) кислород (О2), озон (О3), пероксиды (H2O2); 3) кислородсодержащие кислоты и их соли: KMnO4, K2CrO4, K2CrO7, концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, царская водка (конц. HNO3 + конц. 3HCl), кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли (HClO, HClO3, HBrO3, HClO4 и др.); 4) ионы металлов в высшей степени окисления (Fe3+, Cu2+, Hg2+ и др.); 5) анод при электролизе. | 1) простые вещества: щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо, водород, углерод (в виде угля), фосфор, кремний; 2) бескислородсодержащие кислоты и их соли (HCl, HBr, HI, H2S); 3) гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2 и др.); 4) металлы в низшей степени окисления (ионы Sn2+, Fe2+, Cu+ и др.); 5) катод при электролизе. |
Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.
Mn+7 + 5ē → Mn+2; Cl20 +2ē → 2Cl–
Отдача атомом электронов, приводящее к повышению его степени окисления, называется окислением.
Н20 – 2ē → 2H+; Fe+2 – ē → Fe+3
Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.
Классификация окислительно-восстановительных реакций (ОВР):
- межмолекулярные ОВР
H2S+4O3 + 2H2S–2 → 3S0 + 3Н2О
5KN+3O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 → 5KN+5O3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
- реакции самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования)
2Н2О2–1 → 2Н2О–2 + О20
3С120+ 6КОН → 5КС1–1 + КС1+5О3 + 3Н2О
- внутримолекулярные реакции окисления-восстановления
(N–3H4)2Cr2+7O7 → N20 + Cr2+3O3 + 4Н2О
2КС1+5О3–2 = 2КС1–1 + 3О20
Коэффициенты в уравнении ОВР определяют двумя методами: электронного баланса и полуреакций (ионно-электронный).
Метод электронного баланса.Для определения коэффициентов выбирают элементы, изменяющие степени окисления в ходе реакции, для них составляют уравнения, отражающие принятие и отдачу электронов, имея в виду, что общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем.
Пример. Расставить коэффициенты в уравнении
KMnO4 + HCl → Cl2 + КCl + MnCl2 + H2O
1) определим степени окисления всех элементов:
K+1Mn+7O4–2 + H+1Cl–1 → Cl20 + К+1Cl–1 + Mn+2Cl2–1 + H2+1O–2
2) в ходе взаимодействия только марганец и хлор изменяют степень окисления, составим схемы полуреакций передачи электронов:
Mn+7 + 5ē → Mn+2 | 5 | 2 (окислитель / восстановление)
2Cl–1 – 2ē → Cl20 | 2 | 5 (восстановитель / окисление)
3) выставим полученные коэффициенты в уравнение:
2KMnO4 + HCl → 5Cl2 + КCl + 2MnCl2 + H2O
4) уравняем число атомов, не участвовавших в окислении (в следующем порядке: число атомов металлов, не изменивших степень окисления; ионы кислотных остатков, не изменивших степень окисления; число атомов водорода):
2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2КCl + 2MnCl2 + 8H2O
5) проверим правильность расстановки коэффициентов подсчетом числа атомов различных элементов слева и справа.
Метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса).Коэффициенты в уравнении ОВР определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих во взаимодействии. Этот метод позволяет учесть влияние реакции среды.
Так, восстановление перманганат-иона MnO4– в зависимости от среды может протекать до Mn2+ (в кислой среде), MnO2 (в нейтральной) и MnO42– (в щелочной). Эти взаимодействия можно представить следующими схемами:
K2SO3 + KMnO4 + KOH → K2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7)
K2SO3 + KMnO4 + H2O → K2SO4 + MnO2 + KOH (pH=7)
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O (pH<7)
Расставим коэффициенты в последней ОВР:
1) определим, степень окисления каких элементов изменяется при реакции;
2) составим уравнения процессов окисления и восстановления, занося в них ионы или вещества, в состав которых входят элементы, изменившие в ходе реакции степень окисления; при этом сначала уравняем количество атомов всех элементов, используя для этого воду и ее ионы (Н+ и ОН–), затем определим, сколько электронов принимают или отдают атомы при окислении и восстановлении:
MnO4– + 8H+ → Mn2+ + H2O
SO32– + H2O → SO42– + 2Н+
3) уравняем число электронов, принятых окислителем, и число электронов, отданных восстановителем:
5ē + MnO4– + 8H+ → Mn2+ + H2O | 5 | 2 (восстановление)
SO32– + H2O → SO42– + 2Н+ + 2ē | 2 | 5 (окисление)
4) сложив вместе оба уравнения, получим общее уравнение реакции в ионном виде;
10ē + 2MnO4– + 16H+ + 5SO32– + 5H2O→ 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10Н+ + 10ē
5) добавив недостающие ионы, запишем уравнение в молекулярном виде.
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
Для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах, пользуются величинами окислительно-восстановительных потенциалов (редокс-потенциалы).
Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом (Е°или φ°, В) называется энергия полуреакции, рассчитанная по отношению к стандартному водородному электроду (н.у.).
Чем меньше алгебраическая величина редокс-потенциала, тем больше восстановительная активность полуреакции, и наоборот. Так, стандартный редокс-потенциал полуреакций:
F20 + 2ē → 2F– φ0 = +2,870
Ca2+ + 2ē → Ca0 φ0 = –2,866
Следовательно, молекула F20 – окислитель, а ион Ca2+ – восстановитель.
Используя справочные сведения стандартных редокс-потенциалов полуреакций можно определить возможность протекания ОВР в данных условиях. Окислительно-восстановительный процесс осуществляется в том направлении, в котором разность потенциалов окислителя и восстановителя (электродвижущая сила – э.д.с.) положительна (∆φ = φок – φвос > 0).
Дата добавления: 2015-08-08; просмотров: 836;