Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»

 

Цель работы: изучение понятий окисления и восстановления, а также правил составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

 

Окислители и восстановители и реакции между ними

         Многие химические реакции сопровождаются переносом или смещением электронов от одного реагента к другому. Такие реакции называются окислительно-восстановительными. По существу окислениепредставляет собой кажущуюся потерю электронов атомом, ионом или молекулой, а восстановление – кажущееся приобретение электронов. Полное число электронов, отдаваемых одним веществом при окислении, всегда должно быть равно полному числу электронов, приобретаемых в процессе восстановления, которым обязательно сопровождается первый процесс. Эта закономерность определяет взаимосвязь между реагентами в окислительно-восстановительной реакции и позволяет найти способ составления их уравнений.

         Чтобы определить число электронов, теряемых или приобретаемых реагентами, каждому атому в молекуле, ионе или в свободном состоянии приписывают особое число, называемое степенью окисления или окислительным числом. Это число указывает состояние окисления атома и представляет собой всего лишь удобную основу для учета переноса электронов: его не следует рассматривать как истинный заряд, которым обладает атом в молекуле. Изменение состояния окисления атома в окислительно-восстановительной реакции определяет число теряемых или приобретаемых электронов. Для нахождения окислительных чисел атомов можно пользоваться следующими правилами:

         1. В веществах, имеющих ионную связь, окислительные числа элементарных ионов равны их зарядам:

                              Na⁺¹Cl^-1 ,                 K⁺¹F^-1                Al⁺³F^-1₃ .

Окислительные числа можно ставить над атомами, а также в тексте – рядом с соответствующим атомом, например Na (+1):

Na(+1)Cl(-1),                  K(+1)F(-1),                Al(+3)F₃ (-1) .

 

         2. В веществах, имеющих ковалентные связи, каждый смещенный от атома электрон придает ему окислительное число +1, а каждый смещенный к атому электрон придает ему окислительное число –1, причем, в каждой ковалентной связи электрон атома менее электроотрицательного элемента смещен к атому более электроотрицательного элемента[1]:

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

        Н - О - Н           Н - Сl             С = О .

 

         3. Степень окисления атомов простых веществ равна нулю:

                     0                               0                               0

              Zn                     Cl₂                    Н₂

( например, относительная электроотрицательность атомов Сl в Cl₂ одинакова, поэтому нет смещения электронов от атома к атому).

 

         4. Сумма окислительных чисел всех атомов химического соединения равна нулю, а сложного иона – его заряду:

    +1 -2                                      +1 +6 -2                                           +6 -2

   H₂ O                            H₂ S O₄                              ( S O₄ )^2- .

2(+1) + (-2) = 0                    2(+1) + (+6) + 4(-2) = 0                      (+6) + 4(-2) = -2

 

         5. Степень окисления всегда одинакова:

· у атомов водорода +1, за исключением гидридов металлов, в которых степень окисления атомов водорода –1:

                         +1 -1                                    +2 -1                             

                   LiH                           CaH₂ ;

· у атомов кислорода –2, за исключением пероксидов, в которых степень окисления атомов кислорода –1:

                         +1 -1                                    +1 -1

                   Н₂О₂                        Na₂О₂;

· у атомов металлов первой группы главной подгруппы +1:

                      +1 –2 +1                            +1 –2 +1

                 LiOH                       NaOH;

· у атомов металлов второй группы главной подгруппы +2:

                       +2 –2 +1                            +2 –1

                 Mg(OH)₂                   BaCl₂;

· у атомов алюминия +3:

                         +3 –2                                 +3 -1            

                  Al₂O₃                        AlCl₃ .

 

         Учитывая эти правила, определим степень окисления атома фосфора х ¢ в дигидрогипофосфите калия и атома цинка х ² в его нитрате:

                                     +1 +1 Х ¢ -2

                             К Н₂ Р О₂

                    (+1) + 2(+1) + х ¢ + 2(-2) = 0, откуда   х ¢ = +1;

 

Zn(NO₃)₂ - это соль азотной кислоты, заряд нитрат-иона в которой равен

–1, следовательно Zn^{Х ²}(NO₃)₂^–1, откуда получим 

                     x ² + 2(-1) = 0 и x ² = +2.

 

         Рассмотрим далее на примере реакции окисления железа кислородом основные понятия и принципы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

                     Fe + O₂ ® FeO .                                                      (17)

 Расставим вначале окислительные числа к атомам реагентов и продуктам реакции:

                              0        0          +2 -2      

                     Fe + O₂ ® FeO .                                                                

Отдельно для атомов железа и кислорода запишем полуреакции изменения их степени окисления вследствие отдачи ими и принятия электронов:

   а)          Fe       ®  Fe²⁺ + 2е            (окисление) ;

                              0                          +2

                  восстановитель

 

   б)          O₂   + 4е ® 2O^2-         (восстановление) .

                              0                                            -2

                  окислитель

         Полуреакция (а) называется окислением. Вещества, атомы которых отдают электроны, называются восстановителями (Fe). В процессах окисления степень окисления атомов восстановителей возрастает ( в данном случае +2 > 0 ).

         Полуреакция (б) называется восстановлением. Вещества, атомы которых принимают электроны, называются окислителями (О₂). В процессах восстановления степень окисления атомов окислителей уменьшается ( в данном случае –2 < 0 ).

         При написании полуреакций должны быть выполнены следующие принципы:

во-первых, необходимо уравнять числа атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (материальный баланс);

во-вторых, необходимо уравнять суммарные числа зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой или правой частям полуреакций необходимое число электронов ( 0 = 0 в (а), - 4 = - 4 в (б));

в-третьих, подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении (электронный баланс).

         С учетом найденных множителей складываются полуреакции, а коэффициенты суммарной реакции ставятся в основную реакцию:

                                                                                                    множители

а)          Fe       ®  Fe²⁺ + 2е                      2

                0                          +2

б)          O₂        + 4е ® 2O^2-                    1

                   0                           -2

2Fe + O₂ + 4е = 2Fe²⁺ + 4е + 2O^2- .

    0         0           +2 -2      

2Fe + O₂ ® 2FeO .

 

         Типичными восстановителями являются металлы, а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод, кремний. Восстановительная способность атомов элементов в простых веществах, характеризуемая энергией ионизации, увеличивается в периодах справа налево, а в группах - сверху вниз. Например, калий является более активным восстановителем, чем кальций, так как расположен в одном и том же периоде левее его; барий - более сильный восстановитель, чем стронций, так как стоит в одной и той же группе ниже стронция (его энергия ионизации меньше). Восстановительными свойствами обладают анионы бескислородных кислот и их солей ( Cl^-, Br ^-, I^-, S^2- ), атомы металлов и неметаллов в низших степенях окисления ( Fe²⁺, Cu⁺, Sn²⁺ и др. ) и гидриды металлов ( NaH, CaH₂ и др. за счет иона Н^- ).

         Окислительными свойствами обладают типичные неметаллы, например, галогены и кислород. Сравнить окислительную способность элементарных веществ можно по их расположению в таблице Менделеева. В пределах периодов окислительная способность, характеризуемая энергией сродства к электрону, нарастает слева направо, а в пределах групп – снизу вверх. Например, сера является более сильным окислителем, чем фосфор, так как расположена в периоде правее фосфора, а хлор – более сильный окислитель, чем бром, так как расположен выше него. Типичными окислителями являются кислородсодержащие кислоты и их соли: HМnO₄, HNO₃, HСlO₄, H₂SO₄ (конц.), KСlO₃ и т.д. В качестве окислителей могут выступать также протоны и катионы металлов в высших степенях окисления ( Н⁺, Fe³⁺, Sn⁴⁺ , Pb⁴⁺ и др. ). Следует отметить, что металлы окислительными свойствами не обладают.

         Состав продуктов восстановления окислителя зависит от активности восстановителя   и концентраций окислителя и восстановителя. Так например, азотная кислота проявляет в реакциях окислительные свойства благодаря атому азота в степени окисления +5. В зависимости от условий протекания процессов продуктами реакций могут быть: 

                          концентрация кислоты

             +4        +2       +1        0      -3

          NO₂ NO  N₂O N₂ NH₃

                      активность восстановителя

Чем менее активен восстановитель и выше концентрация кислоты, тем меньшее число электронов принимает окислитель.

      Некоторые соединения могут проявлять как окислительные свойства в случае взаимодействия с активными восстановителями, так и восстановительные свойства в случае взаимодействия с сильными окислителями. Как правило, это вещества, в составе которых находятся элементы переменной валентности, имеющие промежуточную степень окисления между высшим и низшим ее значениями. Например, вещества могут содержать атомы серы или марганца, обладающие различными окислительно-восстановительными свойствами, в следующих степенях окисления:

 

     +6                                       +4                 0                                -2

    S                              S            S                         S

     +7                            +6              +4                +2                     0

   Mn                  Mn        Mn          Mn            Mn