ТЕМА 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 22Следующая ⇒

О.В.Р. – реакции, которые протекают с изменением степени окисления (с.о.) атомов элементов, участвующих в реакции.

Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.

С.О. можно определить:

а) по формуле, помня: б) по П.С. Д.И. Менделеева

· Молекула – электронейтральна ● Высшая с.о. = № группы

=> ∑с.о. атомов всех элементов = 0. Исключения:

· Ме проявляют с.о. c IB – Сu, Ag, Au

Ме – IА: Li, Na, K, … = +1 o VIII B – Fe, Co, Ni (O, F, He, Ne)

Me – IIA: Са, Mg, Ba, … = +2 n ● Низшая («-» с.о.)

Me – ША: Al, … = +3 s характерна для р-эл-тов (неметаллов)

t IV, V, VI, VII = № гр. - 8

а остальные Ме – переменные

_-2 ₊₁ _-1 ₊₂ _-1

• O (искл.: Н₂О₂; ОF₂)

_{+1 +1 -1}

• H (искл.: NaH^‾)

Окисление – процесс отдачи электронов (алгебраическая величина с.о. возрастает).

Восстановитель – частица, отдающая электроны.

ВОССТАНОВИТЕЛЬ ОКИСЛЯЕТСЯ

Э - nē → Э⁺ⁿ ок-е

в-ль

Восстановители:

1. Ме – простые вещества;

2. Сложные вещества, содержащие вещества в низшей с. о.

Восстановление – процесс принятия электронов (алгебраическая величина с.о. уменьшается).

Окислитель – частица, принимающая электроны.

ОКИСЛИТЕЛЬ ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ

Э + nē → Э^-n в-е

ок-ль

Окислители:

1. Галогены;

2. Сложные вещества, содержащие элемент в высшей с. о.

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

Подбор коэффициентов в О.В.Р. методом электронного баланса

_{0 +5 +2 +1}

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Алгоритм.

1. Определите элементы, изменившие с.о.

2. Выпишите элементы попарно.

Zn⁰ → Zn⁺²

2 N⁺⁵ → 2 N⁺¹

3. Если с.о. возрастает, то электроны прибавляем (столько электронов вычитаем и прибавляем на сколько единиц меняется с.о.), укажите процессы.

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е

в-ль

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е

ок-ль

4. Находим Н.О.К. (ē) и подбираем к ним дополнительные множители.

н.о.к. доп. множитель

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е х4

в-ль 8

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е х1

ок-ль

5. Суммируем левую часть схемы с левой, а правую – с правой, учитывая дополнительные множители.

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е х4

в-ль 8

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е х1

ок-ль

∑ 4 Zn⁰ + 2 N⁺⁵ → 4 Zn⁺² + 2 N⁺¹

6. Переносим коэффициенты из баланса в схему реакции, учитывая, что HNO₃ является и окислителем и солеобразователем, поэтому коэффициент перед HNO₃ не переносим.

4 Zn + HNO₃ → 4 Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O.

7. Уравниваем число атомов в левой и правой частях схемы, начиная с металлов, затем – НеМе, Н и проверяем правильность по О.

30 = 30

4 Zn + 10 HNO₃ → 4 Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5 H₂O

Подбор коэффициентов ионно-электронным методом (метод полуреакций)

Алгоритм.

1. Составляем полное и краткое ионное уравнение, помня, что коэффициенты не подобраны.

2. Выписываем попарно частицы, изменившие свой состав или заряд.

3. Среда раствора.

Кислая Щелочная Нейтральная

а) избыток кислорода в а) недостаток О в части- а) избыток О в частице

частице связываем иона- це берём из ионов связываем молекулами

ми (Н⁺) с образованием (ОН‾) с образованием воды с образованием

молекул воды; молекул воды; ионов (ОН‾);

б) недостаток О в частице б) избыток О в частице б) недостаток О в частице берём из молекул воды с связываем молекула- берём из молекул воды

образованием Н⁺. ми воды с образовани- с образованием ионов

ем ионов (ОН‾). (Н⁺).

4. Уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях схемы.

5. Находим суммарный заряд частиц.

6. Если заряд увеличивается, то электроны вычитаем; если заряд уменьшается, то электроны прибавляем (уравниваем заряды).

7. Находим Н.О.К.электронов и подбираем к ним дополнительные множители.

8. Складываем левую часть схемы с левой, а правую с правой, учитывая дополнительные множители.

9. Сокращаем одинаковые частицы в левой и правой частях.

10. Переносим коэффициенты в схему реакции (если для одного вещества два коэффициента, то переносим больший).

11. Проверяем по кислороду правильность составления уравнения.

Кислая среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

K⁺+MnO₄^‾+2Na⁺+SO₃^2-+2H⁺+SO₄^2-→Mn²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+SO₄^2-+2K⁺+SO₄^2-+H₂O

MnO₄^‾+SO₃^2-+2H⁺→Mn²⁺+SO₄^2-+H₂O

н.о.к.

MnO₄^‾ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O х 2 (в-ие)

ок-ль 10

SO₃^2- + H₂O - 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ х 5 (ок-ие)

в-ль

6 3

2 MnO₄^‾+ 5 SO₃^2-+ 16 H⁺ + ~~5 H₂O~~ → 2 Mn²⁺+5 SO₄^2-+ 8 H₂O + ~~10 H⁺~~

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

Щелочная среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + КОН → К₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

K⁺+ MnO₄^‾+ 2 Na⁺+ SO₃^2-+ К⁺+ ОН‾ → 2 К⁺+ MnO₄^2-+ 2 Na⁺+ SO₄^2-+ H₂O

MnO₄^‾+ SO₃^2-+ 2 H⁺→ Mn²⁺+ SO₄^2-+ H₂O

н.о.к.

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄^2- х 2 (в-ие)

ок-ль 2

SO₃^2- + 2 OН‾ - 2 ē → SO₄^2- + 2 H₂О х 1 (ок-ие)

в-ль

2 MnO₄^‾+ SO₃^2-+ 2 ОН‾ → 2 MnO₄^2- + SO₄^2-+ H₂O

13 = 13

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH → 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Нейтральная среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOН

K⁺+ MnO₄^‾+ 2 Na⁺+ SO₃^2-+ H₂O → MnO₂+ 2 Na⁺+ SO₄^2-+ K⁺+ OН‾

MnO₄^‾+ SO₃^2-→ MnO₂+ SO₄^2-

н.о.к.

MnO₄^‾ + 2 H₂O + 3 ē → MnO₂ + 4 OH‾ х 2 (в-ие)

ок-ль 6

SO₃^2- + H₂O - 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ х 3 (ок-ие)

в-ль

1 2 ОН

2 MnO₄^‾ + ~~4 H₂O~~ + 3 SO₃^2-+ 3 H₂O → 2 MnO₂+ 3 SO₄^2-+ ~~6 H⁺~~ + ~~8 OH‾~~

18 = 18 ~~6 HOH~~

2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Расчёт Э.Д.С.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности является окислительно-восстановительный потенциал или стандартный электродный потенциал (φ˚ или Е˚В).

Чем больше значение φ˚, тем сильнее выражены окислительные свойства.

Чем меньше значение φ˚, тем сильнее выражены восстановительные свойства.

Э.Д.С. = φ˚_ок-ля - φ˚_в-ля

1. О.В.Р. возможна, если Э.Д.С. > 0.

2. Если Э.Д.С. < 0, то прямая реакция невозможна.

3. Если Э.Д.С. = 0, то в системе – химическое равновесие.

Возможна ли реакция: Mg + ZnSO₄ → Zn + MgSO₄?

_{0 +2 0 +2}

Mg + ZnSO₄ → Zn + MgSO₄

в-ль ок-ль

φ˚Zn⁺²/Zn⁰ = - 0,76 В

φ˚Mg⁺²/Mg⁰ = - 2,37 В