Окислительно - восстановительные процессы
( редокс –процессы) Окислительно - восстановительными - называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов реагирующих веществ.Они сопровождаются полным или частичным переносом электронов от одного атома к другому. Степень окисления элемента - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит из ионов. Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений: 1. Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю. 2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю. 3. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), щелочно-земельные металлы, цинк, магний и кадмий (+2). 4. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов, например NaH, CaH2. 5. Степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (H2O2) и фторида кислорода (OF2). Пользуясь изложенными правилами, рассчитаем степень окисления хрома в соединении К2СrO4. Сумма зарядов на калии +2, на кислороде -8, тогда +2+х-8=0. Решая уравнение, находим, что х = + 6, следовательно, степень окисления хрома равна +6. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, например: Zn° - 2е = Zn2+; Fe2+ - е = Fe3+; S2- - 2е = S° Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атому или иону, например: Р° + Зе = Р3-; Сu2+ + 2е = Сu°; С12 + 2е = 2C1- При окислении степень окисления элемента повышается, а при восстановлении понижается. Частицы, принимающие электроны, играют роль окислителей, отдающие электроны - восстановителей. Оба процесса — окисление и восстановление — протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем. Существует три типа окислительно - восстановительных реакций: 1. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе различных молекул, называют межмолекулярными, например: 2Mg0 + О20 = 2Mg2+O2-. 2. Реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы, называются внутримолекулярными, например: (N-3Н4)2Cr2+6О7 = N20 + Сг2+3О3 + 4Н2О В данной реакции окислителем является хром со степенью окисления +6, восстановителем - азот со степенью окисления -3. 3. Реакции диспропорционирования. В этих реакциях функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент, например: Hg+12Cl2 = Hg+2C12 + Hg° Для нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций можно воспользоваться методом электронного баланса или методом полуреакций. Рассмотрим особенности данных методов на примере реакции: H2SO3 + HClO3 = H2SO4 + HCl Метод электронного баланса 1. Расставим степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ и продуктов реакции. H2+1S+4O3-2 + H+1Cl+5O3-2 = H2+1S+6O4-2 + H+1Cl-1 2. Подчеркнем те атомы, которые изменяют свои степени окисления. 3. Составим электронный баланс переходов. S4+ ─ 2е → S+6 3 восстановитель, процесс окисления С15+ + 6е → Сl- 1 окислитель, процесс восстановления 4. Суммируем левые и правые части схем переходов, перемножая их на найденные коэффициенты. 3S4+ + С1+5 → 3S+6 + Cl ¯ 5. Переносим найденные коэффициенты в молекулярную схему реакции. 3H2SO3 + НСlО3 = 3H2SO4 + НС1 В данном методе принимаются во внимание условно существующие в растворах ионы: S+6 вместо реального иона SO42-; С1+5 вместо реального иона ClO-. Метод полуреакций Данный метод оперирует переходами реальных ионов. При уравнивании окислительно-восстановительной реакции этим методом следует придерживаться следующего порядка: 1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции, отметить элементы, изменяющие степень окисления, найти окислитель и восстановитель. 2. Написать ионное уравнение реакции. При этом слабые электролиты, осадки или газы записать в виде молекул. 3. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием реально существующих в условиях реакции ионов или молекул. 4. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций, при этом следует учитывать, что в превращениях могут участвовать частицы среды Н2О, Н+ в кислой среде, Н2О ОН- в щелочной среде. 5. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой части полуреакции необходимое число электронов. 6. Подобрать коэффициенты для полуреакции так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. 7. Сложить левые и правые части полуреакций с учетом найденных коэффициентов и расставить коэффициенты в исходное уравнение реакции. Пример 1: Рассмотрим реакцию: H2SO3 + НСlO3 = H2SO4 + HC1 В данной реакции повышается степень окисления серы от +4 до +6 (сера окисляется, в реакции является восстановителем) и понижается степень окисления хлора от +5 до -1 (хлор восстанавливается, является окислителем). Записываем ионное уравнение реакции: Н+ + SO32- + СlO3- = Н+ + С1- + SO42- Из уравнения видно, что ион SO32- превращается в ион SO42-, а ион ClO-з в ион Cl¯. При рассмотрении окисления сульфита исходим из схемы: SO2-3→ SO2-4 . Поскольку для этого превращения необходим один атом кислорода, используем молекулу воды, при этом в правой части образуются два иона водорода. Суммарный заряд ионов в правой части равен нулю, а в левой части -2, поэтому вычитаем два электрона, т.е.: SO32- + Н2О – 2е = SO42- + 2 Н+ При восстановлении иона С1О3- в ион Сl- три атома кислорода связываются с шестью ионами водорода, превращаясь в 3 молекулы воды. Для уравнивания числа зарядов в правую часть добавляем шесть электронов, т.е.: С1О3- + 6Н+ + 6е = Cl- + 3Н2О Суммируем правые и левые части рассмотренных полуреакций, предварительно умножаем их на найденные коэффициенты: SO2-3 + Н2О -2е = SO42- + 2H+ 3 процесс окисления, восстановитель С lO - + 6Н+ +6е = С1- + ЗН2О 1 процесс восстановления, окислитель 3SO2-3+ СlO- + 3 Н2О + 6 H+ = 3SO2- 4 + С1- + 3 Н2О + 6 H+ В окончательной форме уравнение имеет следующий вид: 3H2SO3 + НСlО3 = 3H2SO4 + HCl H2SO3 - восстановитель, НСlО3 – окислитель. Пример 2: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O В данной реакции понижается степень окисления марганца от +7 до +2 (марганец восстанавливается, в реакции является окислителем), и повышается степень окисления кислорода от -1 до 0 (кислород окисляется, в реакции является восстановителем). При рассмотрении окисления кислорода исходим из схемы: H2O2 → O2; Полуреакция имеет вид: Н2О2 -2е → О2 + 2Н+ При рассмотрении восстановления исходим из схемы: МпО4-1 → Мn2+; Для связывания четырех атомов кислорода используем восемь ионов водорода и добавим в левую часть пять электронов МпО4-1 + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н2О Суммируем левые и правые части полуреакций, предварительно умножаем их на найденные коэффициенты, приводим подобные члены: Н2О2 - 2е = О2 + 2Н+ 5 окисление, восстановитель МпО4-1 + 8Н+ + 5е = М n 2+ + 4Н2О 2 восстановление, окислитель 5Н2О2 + 2МnО4- + 16 H + = 5О2 + 2Мn2+ + 10 H + + 8Н2О 5Н2О2 + 2МnО4- + 6Н+ = 5О2 + 2Мn2+ + 8Н2О В окончательной форме уравнение имеет следующий вид: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O KMnO4 – окислитель, Н2О2 – восстановитель. 1.5.1. Методические указания по теме В данной теме необходимо: – понять сущность окислительно-восстановительных процессов, как реакций, связанных с переходом электронов между реагирующими атомами и изменением их степеней окисления; –знать понятия: процесс окисления (процесс отдачи электронов), процесс восстановления (процесс принятия электронов); окислитель принимает электроны, восстановитель отдает электроны; –овладеть метод электронного баланса и методом полуреакций.
Популярное: Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация... Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (313)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |