Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь  


ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ




Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Цель работы: Ознакомление с наиболее характерными химическими свойствами металлов, ознакомление со свойствами важнейших окислителей и восстановителей, выработка навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Оборудование: Кристаллические вещества: KMnO4, NaCl, NaNO2, NaBiO3. Металлы: Fe (порошок), Mg, Zn, Fe (стружка), Cu, медная и железная проволоки. Растворы: HCl (конц), Na2S2O3, KSCN (NH4SCN), AgNO3, NH4OH, HNO3 (конц), фенолфталеин, H2SO4 (2н), HNO3 (2н), H2SO4 (конц), K3[Fe(CN)6] , KMnO4, KOH (2н), Na2SO3, K2Cr2O7, NaNO2, SnCl2, KBr, KI, толуол, Cl2. aq, Br2.aq, CuSO4, Pb(NO3)2, MnSO4, HNO3 (2н), NaOH (2н), Bi(NO3)3. Установка для получения хлора, ложечка для сжигания веществ, тигельные щипцы, стеклянные палочки, пробирки, штативы, наждачная бумага.

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 93-97, 99, 100, 196.

 

Теоретическая часть

Способы рационального извлечения металлов из руд, их очистка, получение сплавов и оптимальное использование материалов из них связано с особенностями их строения, физических и химических свойств. К главным особенностям металлов можно отнести:

1) специфическую кристаллическую структуру металлов (кроме ртути);

2) особый тип химической связи (металлическая связь);



3) невысокие потенциалы ионизации атомов и связанные с этим восстановительные свойства металлов в химических реакциях;

4) наличие в атомах и ионах металлов свободных атомных орбиталей и способность вследствие этого образовывать координационные соединения, являясь центральными атомами.

По восстановительной способности (активности) в зависимости от строения атомов металлы отличаются друг от друга. Активность металлов возрастает сверху вниз в подгруппах периодической системы (например, Rb более активный металл, чем Li) и уменьшается с ростом заряда ядра в периодах (например, Na более активный металл, чем Fe). Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных окислительно-восстановительных потенциалов Е0, образуют ряд напряжений или ряд активности металлов. Каждый металл может вытеснять из растворов солей все металлы, стоящие в ряду активности правее его. Металлы, расположенные левее водорода в ряду активности, вытесняют его из воды и неокисляющих кислот, если на поверхности металла не образуется

нерастворимая пленка соли, оксида или гидроксида. Металлы, расположенные правее водорода, не вытесняют его из растворов кислот.

В случае контакта двух металлов в присутствии электролита возникает гальванический элемент, в котором более активный металл является анодом.

Коррозия металлов - разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Различают коррозия химическую и электрохимическую.

Электрохимическая коррозия - разрушение металла в среде электролита с возникновением электрического тока. Электрохимическая коррозия связана с возникновением гальванического элемента. При этом активный металл является анодом, отдает электроны и разрушается (образует или нерастворимые продукты - ржавчину, или переходит в виде ионов в раствор), а менее активный металл или примеси являются катодом и принимают электроны.

Под действием окислителей, находящихся в электролите (Н+, растворенный кислород и др.) происходит катодная деполяризация, то есть катод передает электроны, полученные от анода указанным окислителям. Например, процессами катодной деполяризации с участием растворенного в воде кислорода являются:

при рН ³ 7 О2 + 2Н2О + 4ē ® 4OH-      j = 0,40 В

при рН < 7 О2 + 4Н+ + 4ē ® 2Н2О       j = 1,228 - 0,059 В

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, в ходе которых меняется степень окисления элементов, входящих в состав реагирующих и образующихся веществ.

Zn + 2HCl = Zn Cl2 + H2                        ОВР

                              Zn0  ® Zn+2                             

                             2H+ ® H20       

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O         не ОВР

 Степень окисления - условный заряд атома, если считать, что молекула состоит только из ионов. В KMnOстепень окисления Mn равна +7; в K2Cr2O7 степень окисления Cr равна +6

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой.

Caо - 2ē ® Ca+2 - окисление атома кальция.

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой.

Cl2о + 2ē ® 2Cl- - восстановление молекулы Cl2.

Окислитель - атом, молекула или ион, присоединяющие электроны.

Восстановитель - атом, молекула или ион, отдающие электроны. В ОВР число отданных восстановителем электронов всегда равно числу электронов, присоединенных окислителем.

Один из методов расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР - методэлектронного баланса. При этом используется следующая последовательность действий.

1) Составляется схема реакции. Например:

Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

2) Определяются степени окисления элементов (до и после реакции), у которых она меняется в ходе реакции. 

Cu0 - 2ē ® Cu+2 ½1

N+5  + ē ® N+4 ½ 2       

3) Составляют схему процессов окисления и восстановления и выбирают коэффициенты перед окислителем и восстановителем так, чтобы число отданных и присоединенных электронов было равно.

Восстановитель   Cu0 - 2ē ® Cu+2 ½ 1  окисление

Окислитель          N+5 + ē ® N+4    ½ 2  восстановление

Cu0 - 2ē + 2N+5 + 2ē ® Cu+2 + 2N+4

4) Найденные коэффициенты ставятся в уравнение реакции

Cu + (2)HNO3 = Cu(NO3)2 + (2)NO2 + H2O

5) Расставляются коэффициенты перед другими веществами. В данном примере учитываем, что HNO3 идет не только на окисление (2 молекулы), но и на образование Cu(NO3)2 (еще 2 молекулы). Следовательно, в реакцию пойдет всего 4 молекулы HNO3 на 1 атом Cu.

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса) основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде – ионы Н+ и молекулы воды, в щелочной среде – ионы ОН- и молекулы воды, в нейтральной – молекулы воды, ионы Н+ или ОН-):

Ca + HNO3(разб) ® NH4NO3 + …

     Ca0 - 2ē ® Ca2+                   ½ 4

NO3- +10H+ + 8ē ® NH4+ + 3H2O ½ 1

4Ca0 + NO3- + 10H+ ® 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O

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

Окислительно-восстановительный потенциалок/вос) - количественная характеристика способности электрохимической системы присоединять или отдавать электроны.

Е ок/вос = Ео ок/вос + . ln([Окисленная форма]/[Восстановленная  форма]).

 В данном уравнении (уравнении Нернста, 1889 г.): Еоок/вос -стандартный окислительно-восстановительный потенциал, то есть потенциал, измеренный в стандартных условиях (концентрация растворов равна 1 моль/л, Т = 298 К; R - газовая постоянная (8,314 Дж/моль×град); Т - абсолютная температура (К); F - число Фарадея (96500 Кл/моль); n - число электронов, участвующих в электродном процессе; [Окисленная форма] - концентрация окисленной формы (моль/л); [Восстановленная форма] - концентрация восстановленной формы (моль/л).

Например, для электродного процесса

 Cu - 2ē ® Cu+2

ЕоCu+2/Cu = 0,34В; n = 2; [Окисленная форма] = [Cu+2];

[Восстановленная форма] = [Cuo] = const и входит в значение Ео.

Если в уравнение Нернста подставить значения констант и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то получим:                        

Еок/вос = Еоок/вос + lg([Окисленная форма]/[Восстановленная форма]). Чем больше Ео ок/вос, тем сильнее окислительные свойства; чем меньше Еоок/вос, тем сильнее восстановительные свойства. 

Например: ЕоFe+2/Fe = -0,44 В; ЕоSn+2/Sn = -0,14 В. Следовательно, Sn+2 более сильный окислитель, чем Fe+2; Fe более сильный восстановитель, чем Sn.

В ОВР электрохимическая система с более высоким значением Е0 является окислителем, а с более низким - восстановителем. Это позволяет определять направление ОВР. Например, требуется определить, в каком направлении идет реакция:

2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4

 Запишем в ионном виде:

2Cl- + 2Fe+3 = 2Fe+2 + Cl2

Находим ЕоCl2/2Cl-= 1,36В; ЕоFe+3/Fe+2 = 0,77В. Видим, что ЕоCl2/2Cl-оFe+3/Fe+2, следовательно, Cl2 - окислитель, Fe+2 - восстановитель и реакция пойдет справа налево.

Для того, чтобы ОВР шла самопроизвольно необходимо, чтобы разность потенциалов (Э.Д.С. = Еоокислителя - Еовосстановителя) была положительной.

Э.Д.С. =  Еоок - Еовоcт > 0

Важнейшие окислители: KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, H2O2, H2SO4конц, HNO3, галогены, O2, S.

Важнейшие восстановители: металлы, углерод, Н2, KI, NaNO2, Na2SO3.

 




Читайте также:
Почему человек чувствует себя несчастным?: Для начала определим, что такое несчастье. Несчастьем мы будем считать психологическое состояние...
Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной...



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (127)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.014 сек.)
Поможем в написании
> Курсовые, контрольные, дипломные и другие работы со скидкой до 25%
3 569 лучших специалисов, готовы оказать помощь 24/7