Сущность окислительно-восстановительных реакций

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 3

3. Сущность окислительно-восстановительных реакций

    В ходе окислительно-восстановительных реакций возрастание степени окисления одного атома обязательно сопровождается понижением степени окисления другого атома.

    Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома, называется окислением, процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома – восстановлением. Оба процесса в системе протекают одновременно, причём число электронов, отданных в процессе окисления, равно общему числу электронов, присоединённых в процессе восстановления.

    При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель.

    Окислитель – вещество, в состав которого входит элемент, способный принимать электроны.  Восстановитель – вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны.

    В общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить схемой:

4. Важнейшие окислители и восстановители

    Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями?

    Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. А вот элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко её изменяют, т.е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов.

    Вещества, содержащие элементы в высшей степени окисления, могут быть только окислителями, (атомы элементов могут только принимать электроны).

    Вещества, содержащие элементы низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, (атомы элементов могут только отдавать электроны).

    Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью, они могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от партнера реакции.

Например,

-2                                                    +4

Н₂S – низшая с.о., восстановитель;   Н₂SО₃ - промежуточная с.о.,  

+6                                                   восстановитель и окислитель

Н₂SО₄ – высшая с.о., окислитель

Важнейшими окислителями являются:

1. простые вещества-неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности – фтор, кислород О₂

2. сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления – перманганат калия KMnO₄, хроматы и дихроматы, например, дихромат калия K₂Cr₂O₇, азотная кислота HNO₃ и её соли – нитрaты, концентрированная серная кислота H₂SO₄, хлорная кислота HClO и её соли - перхлораты, оксид свинца (IV) PbO₂.

Важнейшими восстановителями являются:  

1. простые вещества – металлы. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы, магний Mg, алюминий Al, цинк Zn.

2. сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления – метан CH₄, силан SiH₄, аммиак NH₃, фосфин PH₃, нитриды и фосфиды металлов (например, Na₃N, Ca₃P₂), сероводород H₂S и сульфиды металлов, галогеноводороды HCl, HBr, HI и галогениды металлов, гидриды металлов (например, NaH, CaH₂ )и др.  

        Среди веществ,содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены Cl₂ Br₂, хлорноватистая кислота HClO и её соли – гипохлориты, хлораты (например, KClO₃ и др.), оксид марганца (IV) MnO₂, соли трёхвалентного железа (FeCl₃ и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н₂, углерод С, оксид углерода (II) СО, сульфиты металлов (Na₂SO₃ и др.), соли двухвалентного железа (FeSO₄ и др.).

5. Метод электронного баланса

        Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций часто используется специальный метод – метод электронного баланса.

    В основе его лежит следующее правило: общее число электронов которые отдаёт восстановитель должно равняться числу электронов, которые присоединяет окислитель.

    Последовательность действий при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1. В заданной схеме реакций проставьте степень окисления над химическим знаком каждого элемента в формулах веществ (если можете сразу определить элементы, у которых изменяется степень окисления, то выполняйте сразу действия, указанные в пункте 3).

2. Подчеркните элементы, у которых степень окисления изменяется в процессе реакции.

3. Определите окислитель и восстановитель

4. Запишите происходящие при реакции перемещения электронов в виде электронных уравнений. В них указывается изменение степени окисления элементов и количество электронов, отданных восстановителем и присоединённых окислителем.

5. Вынесите число отданных и принятых электронов за вертикальную черту.

6. Определите число отданных и присоединённых электронов всей молекулой восстановителя и окислителя.

7. Найдите наименьшее общее кратное (НОК) числа отданных и принятых электронов всей молекулой восстановителя и окислителя.

8. Найдите основные коэффициенты, они определяются делением НОК на число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов.

9. Расставьте основные коэффициенты в схеме реакции перед восстановителем и окислителем в левой части и, соответственно, перед окисленной и восстановленной формами в правой части.

10. Уравняйте атомы элементов, которые не изменили степень окисления, соблюдая последовательность перед металлами, кислотными остатками, водородом.

11. Проверьте правильность расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения.

ПРИМЕР 1.

Составим уравнение реакции каталитического окисления аммиака кислородом.

Запишем схему реакции:

NH₃ + O₂→ NO + H₂O

Расставляем степени окисления:

_{-3             0          +2 –2        -2}

NH₃ + O₂→ NO + H₂O

Находим окислитель и восстановитель:

_{- 3  +2         0   - 2}

N→N ; О→ О

Считаем приобретаемые и отдаваемые электроны (не забывая, что в молекуле кислорода два атома):

_{- 3                     +2}      

N →  - 5ē = N  

_{0                          - 2}

 О₂ →  +4ē = 2О

Находим наименьшее общее кратное (устно) и дополнительные множители:

_{- 3                     +2}       

N→ - 5ē = N       4 окисление

_{0                          - 2}

 О₂ →  +4ē = 2О    5 восстановление

Дополнительные множители 4 и 5 будут коэффициентами в уравнении реакции:

один – при восстановителе, другой – при окислителе.

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

ПРИМЕР 2.

С + HNO₃ → CO₂ + NO + H₂O

C⁰  -  4e^- →  C⁺⁴    4  3   окисление

N⁺⁵  +3e^- →  N⁺²     3 4   восстановление

3С + 4HNO₃ → 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

ПРИМЕР 3.

Na₂SO₃ → Na₂SO₄ + Na₂S

S⁺⁴ -2e^- → S⁺⁶      2 3

S⁺⁴ +6e^- → S^-2           6 1

4Na₂SO₃ → 3Na₂SO₄ + Na₂S

6. Значение ОВР

Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы:

а) процесс фотосинтеза:

                хлорофилл             

6СО₂ + 6Н₂О    →     С₆Н₁₂О₆ + 6О₂

б) горение природного газа:

СН₄ + 2О₂ → СО₂ +2Н₂О

в) получение металлов из руд, например, железа:

ОВР играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.

На закрепление выполните следующие задания:

1. Закончите уравнения следующих процессов, определите процессы окисления и восстановления:

Al⁰ -3e^-→            N^-3 -5e^- →

S⁺⁶ +8e^- →          Br₂ +2e^- →

Ответ:

Al⁰ -3e^-→ Al⁺³ окисление                       N^-3 -5e^- → N⁺² окисление

S⁺⁶ +8e^- → S^-2 восстановление        Br₂ +2e^- → 2Br^- восстановление

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Ответ:

а) Cu⁰ -2e^- → Cu⁺² 2    3 восстановитель

N⁺⁵ +3e^- → N⁺² 3 2   окислитель

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Домашнее задание:

Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций.

1) Na + HNO₃ ® NaNO₃ + N₂O + H₂O

2) Mn₃O₄ + KClO₃ + K₂CO₃ ® K₂MnO₄ + KCl + CO₂

3) FeCl₂ + KMnO₄ + HCl ® FeCl₃ + Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

Познавательные статьи:



Психологические особенности спортивного соревнования

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Занятость населения и рынок труда

Социальный статус семьи и её типология