Окислительно-восстановительные реакции.

Теоретическая часть

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными. Степень окисления элемента в соединениях определяется как число электронов, смещенных от данного элемента к другим атомам (положительная) или от других атомов к данному элементу (отрицательная).

Процесс повышения степени окисления атома, в результате отдачи электронов, называется окислением. Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению степени окисления называется восстановлением.

Различают межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (одно из реагирующих веществ является окислителем, другое – восстановителем), реакции диспропорционирования (один из элементов исходного вещества является и окислителем, и восстановителем), внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (один из элементов, входящих в состав вещества является окислителем, другой – восстановителем).

К типичным окислителям относятся элементы, находящиеся в высшей степени окисления, так как их атомы способны только принимать электроны. Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут лишь отдавать электроны и являются типичными восстановителями. Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления могут проявлять свойства, как окислителя, так и восстановителя в зависимости от свойств второго реагента и условий проведения реакции.

Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. Молярная масса эквивалента (М_э) окислителя (востановителя) равна его молярной массе (М), деленной на число электронов (n), которое присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (востановителя) в протекающей реакции.

Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции определяется электродвижущей силой (S или Э.Д.С.). реакции. В стандартных условиях она может быть представлена как разность стандартных электродных потенциалов (Е⁰) окислителя и восстановителя (см. приложение 6) :

S ⁰ = ΔE ⁰ = E ⁰ _{окислителя} – Е⁰_{восстановителя}

Если ΔE ⁰ >0 реакция идет, если ΔE ⁰ <0 реация не идет.

Зависимость самого электродного потенциала от концентрации веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста:

Е = Е⁰ + 0,059/ n ∙ lg [Ок.]/[Вос.],

где n – число электронов в полуреакции, [Ок.] и [Вос.] - концентрации окисленной и восстановленной форм одного и того же реагента.

 

Ионно-электронный метод составления ОВР

Ионно-электронный метод (или метод полуреакций) используется для составления ОВР протекающих в растворах. Основан он на составлении отдельных полуреакций для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений. При этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций: сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества - в виде молекул.

Порядок составления ОВР

1. Записывается левая часть молекулярного уравнения ОВР, определяется окислитель и восстановитель.

2. Записываются полуреакции отдельно для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений, в которых левая и правая часть (избыток или недостаток кислорода в левой части) уравниваются с учетом рН раствора с помощью молекул Н₂О, ионов Н⁺ или ОН^-:

рН < 7: избыток [O]           2H⁺ + [O] ® H₂O

          недостаток [O]                  H₂O - [O] ® 2H⁺

рН = 7: избыток [O]           H₂O + [O] ® 2OH^-

          недостаток [O]                  H₂O - [O] ® 2H⁺

рН > 7: избыток [O]           H₂O + [O] ® 2OH^-

          недостаток [O]                  2OH^- - [O] ® H₂O.

3. Суммы зарядов в левой и правой частях полуреакций уравниваются путем прибавления или отнятия электронов. После этого подбираются множители к полуреакциям.

4. Записывается суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей.

5. Дописывается правая часть молекулярного уравнения ОВР и переносятся в него коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения.

 

Пример 1. Взаимодействие KMnO₄ c Na₂SO₃ в кислой среде.

1. Записываем левую часть уравнения, определяем окислитель и восстановитель:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ =

окисл. восст. среда

2. Составляем полуреакции для процессов восстановления и окисления с учетом кислой среды. В кислой среде перманганат ион MnO₄^- восстанавливается до иона Mn²⁺, а сульфит ион SO₃^2- окисляется до сульфат иона SO₄^2-:

MnO₄^- ® Mn⁺² - избыток кислорода связываем ионами Н⁺,

SO₃^2- ® SO₄^2- - недостающий кислород берем из воды и выделяются ионы Н⁺.

 

Получаем следующие полуреакции:

MnO₄^- + 8Н⁺ ® Mn⁺² + 4Н₂О

SO₃^2- + Н₂О ® SO₄^2- + 2Н⁺

3. Считаем суммы зарядов в левой и правой частях обеих полуреакций и уравниваем заряды с помощью электронов, подбираем множители:

2 |MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e ® Mn⁺² + 4Н₂О

5 |SO₃^2- + Н₂О - 2e ® SO₄^2- + 2Н⁺

4. Записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей:

2 |MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e ® Mn⁺² + 4Н₂О

5 | SO ₃ ^2- + Н₂О - 2e ® SO ₄ ^2- + 2Н⁺

2MnO₄^- + 16Н⁺ + 5SO₃^2- + 5Н₂О ® 2Mn⁺² + 8Н₂О + 5SO₄^2- + 10Н⁺

Сокращаем ионы водорода и молекулы воды и получаем:

2MnO₄^- + 6Н⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn⁺² + 3Н₂О + 5SO₄^2-

5. Дописываем правую часть молекулярного уравнения и переносим в него коэффициенты и ионно-молекулярного. Итоговое уравнение будет иметь следующий вид:

 

2 KMnO₄ + 5 Na₂ SO₃ + 3 H₂ SO₄ = 2 MnSO₄ + 5 Na₂ SO₄ + K₂ SO₄ + 3 H₂ O

2 |MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e ® Mn⁺² + 4Н₂О

5 | SO ₃ ^2- + Н₂О - 2e ® SO ₄ ^2- + 2Н⁺

2MnO₄^- + 6Н⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn⁺² + 3Н₂О + 5SO₄^2-

Пример 2. Окисление нитрата хрома (III) пероксидом водорода в щелочной среде - качественная реакция на ион Cr³⁺. В щелочной среде ион Cr³⁺ окисляется до хромат иона CrO₄^2-, имеющего желтую окраску.

2Cr(NO₃)₃ + 3Н₂О₂ + 10KOH ® 2K₂CrO₄ + 6KNO₃ + 8H₂О

2|Cr³⁺ + 8OH^- - 3e ® CrO₄^2- + 4H₂O

3 | H₂O₂ + 2e ® 2OH^-

2Cr³⁺ + 10OH^- + 3Н₂О₂ ® 2CrO₄^2- + 8Н₂О

 

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окисление иона Cr ³⁺ до высшей степени окисления

В пробирке к 6-8 каплям раствора Cr(NO₃)₃ прибавить осторожно, по каплям раствор NaOH до растворения образующегося осадка Cr(OH)₃ и затем 3-4 капли 3% раствора Н₂О₂. Смесь встряхнуть и, при необходимости, нагреть на водяной бане в течение 1-2 мин. Желтый цвет раствора свидетельствует об образовании иона CrO₄^2-. Эта реакция используется для определения иона Cr³⁺ в растворе. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции.

Cr(NO₃)₃ + NaOH + H₂O₂ ® Na₂CrO₄ + NaNO₃ + H₂O

 

---

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 451; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!