Окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связано дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических элементах, аккумуляторах и топливных элементах.

Основные понятия

Все химические реакции можно разделить на два типа:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

2. Реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Степень окисления (окислительное число) характеризует состояние атома в молекуле.

Степень окисления элемента – условный электрический заряд атома (иона), который приобретает атом (ион) в результате смещения электронной плотности от менее электроотрицательного атома (иона) к более электроотрицательному атому (иону). Если молекула образована одним и тем же атомом (H₂, Cl₂), то электронная плотность распределена равномерно и степень окисления равна нулю.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1. Степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю (Zn^о, Fe^о, Cd^о, О₂^о, N₂^о); Это положение показывает формальное отображение валентности элемента в соединении. Валентность показывает количество связей, образуемых данным атомом с другими атомами. В молекуле водорода между атомами существует одинарная связь, валентность равна 1, а степень окисления = 0. В молекуле азота между атомами тройная связь, валентность = 3, а степень окисления = 0. Степень окисления и валентность совпадают между собой и равны 0 у благородных газов.

2. В сложных соединениях некоторые элементы проявляют одну и ту же степень окисления, но для большинства элементов она переменна.

Постоянную степень окисления в соединениях  имеют:

а) щелочные металлы: +1;

б) металлы главной подгруппы II группы, цинк, кадмий: +2;

в) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH^-1, CaH₂^-1  и др.), где степень окисления его равна  –1;

г) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

3. Для элементов с непостоянной степенью окисления (С/О) ее значение рассчитывают исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекул, равна нулю.

Определим в качестве примера С/О углерода в соединениях: СО, СО₂, СН₄, С₂Н₆, С₂Н₅ОН. С/О(Н) = +1, С/О(О) = –2. Обозначим С/О (С) за «х»:

СО          х – 2 = 0                Þ х = + 2

СО₂         х + 2(– 2) = 0         Þ х = + 4

СН₄         х + 4( +1) = 0        Þ х = – 4

С₂Н₆       2х + 6( +1) = 0       Þ х = – 3

С₂Н₅ОН  2х + 6( +1) – 2 = 0 Þ  х = + 4

 

Т.о., мы подошли к определению ОВР.

ОВР – это реакции, в результате которых изменяются С/О элементов. ОВР – это реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, в результате смещения электронной плотности от атома одного из реагентов (восстановителя) к атомам другого реагента (окислителя).

Не ОВР:             HCl + NaOH = NaCl + H₂O

ОВР:                       2Na + Cl₂ = 2NaCl

Na⁰ – e = Na⁺   ( процесс окисления)

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов, сопровождающийся увеличением С/О элемента.

Cl⁰ + e = Cl^-  (процесс восстановления)

Процесс восстановления – это процесс принятия электронов, сопровождающийся уменьшением С/О элемента.

Вещество (атом, молекула, ион), отдающее электроны, называется восстановителем. В процессе ОВР восстановитель окисляется.

Вещество (атом, молекула, ион), принимающее электроны, называется окислителем. В процессе ОВР окислитель восстанавливается.

 Число отданных и принятых электронов в ходе ОВР одинаково, т.е. одновременно протекают реакции окисления и восстановления.

     Восстановителями могут быть:

1. Нейтральные атомы металлов и некоторые неметаллы (Zn^о, Mg^о, C^о и др.)

2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S^-2, J^-,…);

3. Положительно заряженные ионы металлов с низшей степенью окисления (Sn⁺²,Pb⁺²);

4. Сложные кислородосодержащие ионы с низшей степенью окисления ( , );

5. Катод.

Наиболее употребляемыми восстановителями на практике являются: C, CO, H₂  , Zn, Ca, Mg, Al, Fe, H₂S, Na₂S, Na₂S₂O₃, HI, HBr, HCl и др.

 

Окислителями могут быть:

1. Нейтральные молекулы неметаллов (О₂⁰, О₃⁰, Cl₂⁰…);

2.Положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления ( …);

3.Сложные кислородосодержащие ионы в высшей степени окисления кислородообразующего элемента ( …);

4. Анод.

В качестве окислителей на практике чаще используют: O₂, Cl₂, Br₂, J₂, O₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO_4(к),  и др.

Вещества, в которых элемент имеет промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства ( ,…).

Как правило, в кислотах элементом-окислителем является катион водорода, т.е. процесс восстановления выглядит так:

2Н⁺ + е = Н₂­ (НCl,  разб. H₂SO₄)

Однако в концентрированной серной кислоте окислителем является S⁺⁶. Поэтому концентрированная серная кислота реагирует с активными и неактивными металлами, неметаллами и сложными веществами, восстанавливаясь при этом до Н₂S, S и SO₂. Состав продуктов восстановления определяется активностью восстановителя, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление.

Пример.

Активный металл +H₂SO_{4 (конц)} ® MeSO₄ + S (H₂S) + H₂O

^{восстановитель               окислитель}         

3Zn + H₂SO_4(конц.) + 3H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

Zn^о – 2e = Zn⁺²      4  процесс окисления

S⁺⁶ + 8e = S^-2     1  процесс восстановления

 

4Mg + H₂SO_4(конц.) = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

Mg^о – 2e = Mg⁺²   4  процесс окисления

S⁺⁶ + 8e = S^-2     1  процесс восстановления

 

Малоактивные металлы, а также бромоводород и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO₂

Cu + 2H₂SO_4(конц.)  = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

   Cu^о – 2e = Cu⁺²    1   процесс окисления

    S⁺⁶ + 2e = S⁺⁴      1   процесс восстановления

2HBr + H₂SO_4(конц.) = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

2Br^- – 2e = Br₂^o   1   процесс окисления

    S⁺⁶ + 2e = S⁺⁴     1      процесс восстановления

 

C_(уголь) + 2H₂SO_4(конц.) = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

C^о – 4e = C⁺⁴     1   процесс окисления

    S⁺⁶ + 2e = S⁺⁴   2   процесс восстановления

 

Азотная кислота, как правило, является окислителем за счет N⁵⁺, а H⁺ не принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях, поэтому из азотной кислоты металлы не вытесняют молекулярный водород. Окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом её концентрации. При взаимодействии HNO₃ с металлами образуются нитраты соответствующих металлов. Состав остальных продуктов восстановления HNO₃ зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты, чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление N⁺⁵ в HNO₃:

увеличение концентрация кислоты 

                                                         NO₂ NO N₂O N₂ NH₄⁺

увеличение активность восстановителя     

 

При действии сильно разбавленной азотной кислоты на активные металлы образуется нитрат аммония

 

Активный металл + HNO_3(P)        нитрат + NH₄NO₃ + H₂O

^{восстановитель                  окислитель}

4Ca + 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Ca^о– 2e = Ca⁺²     4   процесс окисления

     N⁺⁵+ 8e = N^-3     1         процесс восстановления

 

При действии разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота(II)

Малоактивный металл + HNO_3(P)       нитрат + NO + H₂O

^{восстановитель                    окислитель}       

3Ag + 4HNO_3(P) = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Ag^о – 1e = Ag⁺ 3      процесс окисления

  N⁺⁵ + 3e = N⁺²  1      процесс восстановления

 

а в случае активных металлов – оксид азота(I) или свободный азот

Активный металл + HNO_3(P)      нитрат + N₂O (N₂) + H₂O

^{восстановитель                  окислитель}   

5Mg + 12HNO₃ = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

Mg^о– 2e = Mg⁺²   4   процесс окисления

     N⁺⁵ + 8e = N^-3     1       процесс восстановления

 

При действии концентрированной азотной кислоты на активные металлы образуется оксид азота(I)

 

Активный металл + HNO_3(конц)      нитрат + N₂O + H₂O

^{восстановитель                  окислитель}      

8Aℓ + 30HNO₃  = 8Aℓ(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O

Aℓ^о– 3e = Aℓ⁺³      8   процесс окисления

        2N⁺⁵+ 8e = N⁺¹    3         процесс восстановления

 

а в случае малоактивных металлов образуется оксид азота(IV)

Малоактивный металл + HNO_3(окнц)        нитрат + NO₂ + H₂O

^{восстановитель                  окислитель}    

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Аg^о– 2e = Ca⁺²       4   процесс окисления

     N⁺⁵+ 8e = N^-3     1         процесс восстановления

 

С неметаллами HNO₃ восстанавливается чаще до NO или NO₂(реже).

3P + 5HNO_3(P) + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

  P^о – 5e = P⁺⁵      3      процесс окисления

   N⁺⁵ + 3e = N⁺²    5      процесс восстановления

 

Методы составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций

Основным методом составления ОВР является метод электронного баланса.  В его основе лежит правило: «Число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции». Порядок действий по этому методу:

1) определить С/О элементов, найти изменяющиеся;

2) составить электронный баланс, записать окисляющиеся и восстанавливающиеся элементы, количество присоединенных и отданных электронов;

3) уравнять число отданных и принятых электронов;

4) полученные коэффициенты расставить перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и перед продуктами их восстановления и окисления – в правой части уравнения;

5) уравнять ионы металла, не изменяющие своей С/О, а участвующие в связывании анионов среды;

6) расставить коэффициенты перед средой;

7) уравнять число атомов (Н) и (О).

 

Пример:

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

                  ^{восстановитель   окислитель           среда}

Расставим коэффициенты в уравнении реакции методом электр. баланса.

2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³  1    процесс восстановления

  S ^-2 – 2e = S^о         3    процесс окисления

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

---

Дата добавления: 2018-04-15; просмотров: 261; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!