Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Ростовский Государственный Университет Путей Сообщения

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Общая химия для студl-заочников.doc

Скачиваний:

Добавлен:

07.06.2015

Размер:

1.62 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 78 / 178 9 10 11 12 13 14 15 16 17 > Следующая >>>

7 Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Степени окисления определяются числом электронов, передаваемых от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью. Например, в молекуле NаСl менее электроотрицательным является атом натрия, более электроотрицательным – атом Сl, поэтому электроны смещаются в сторону атома хлора. Натрий приобретает степень окисления +1, а хлор 1.

Процесс присоединения электронов частицами (атомами, ионами, молекулами) называется их восстановлением, а вещество, содержащее такую частицу, является окислителем.

Процесс отдачи электронов – окисление, а вещество – восстановитель. Следует также учесть, что если атомы окислителя и восстановителя содержатся в одной и той же молекуле, то реакция называется реакцией внутримолекулярного окисления – восстановления. Например:

2КСlО₃ = 2 КCl +3О₂

Если же в таких реакциях окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, то окислительно-восстановительный процесс называется диспропорционированием. Например, в реакции:

3К₂МnО₄ + 2Н₂О = 2КМnО₄ + МnО₂ + 4КОН

Mn⁺⁶ диспропорционирует в Mn⁺⁷ и в Мn⁺⁴.

Имеют место и реакции обратного диспропорционирования, в которых атомы, находящиеся в различных степенях окисления, приобретают одинаковую окисленность (степень окисления), например:

NH₄NO₃ = N₂О + 2H₂O

где N^³, окисляясь, а N⁺⁵ , восстанавливаясь, переходят в N⁺¹.

Типичными окислителями являются : F₂, О₂, Сl₂, перманганат-ион MnО, дихромат-ион Cr₂O, диоксид свинца РbО₂. Типичными восстановителями являются: активные металлы (К, Nа, Са), углерод (С), сульфид-ион(S^²), иодид-ион (I^–), сульфит-ион (SO), Fе²⁺, Sn²⁺ и др.

В простых веществах О₂, Cl₂, Н_2,N₂ и др. оба атома имеют одинаковую электроотрицательность. При образовании из этих атомов молекул смещения электронов не происходит, поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю. Некоторые простые вещества, например Fе, S, С и другие могут иметь разную степень окисления. Так, железо может иметь степень окисления +2 и +3, медь – +1 и +2, сера – +2, +4, +6. Кислород, как правило, имеет степень окисления –2, но в пероксидах его степень окисления равна (–1), во фторидах (+2). Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), элементы II группы – (+2), алюминий – (+3), галоген-ионы – (1).

В зависимости от того, к какому атому больше смещена электронная пара, говорят о положительной или отрицательной степени окисления. Степень окисления элемента, ближе к которому смещена электронная пара, является отрицательной, тогда как степень окисления другого атома в молекуле – положительна. Например, в молекуле воды электронная пара смещена в сторону атома кислорода. Следовательно, атом кислорода проявляет отрицательную степень окисления, а атомы водорода положительную.

В связи с тем что молекула в целом электронейтральна, то количество всех отрицательных единиц степени окисления должно быть равно количеству положительных единиц.

Положительная степень окисления, как правило, присуща тем элементам, которые на внешнем энергетическом уровне имеют 1, 2, 3 электрона, и, чтобы создать устойчивую 8-электронную оболочку, им легче отдать эти электроны, чем присоединить 7, 6, 5 электронов соответственно. Поэтому эти атомы будут отталкивать электроны.

Отрицательную по знаку степень окисления, как правило, будут иметь те элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне 5, 6, 7 электронов, и для создания 8-электронного энергетического уровня им легче принять недостающие, чем отдать 5, 6, 7 электронов. Эти атомы будут притягивать электроны.

Знание знака и величины степени окисления атомов с постоянным значением позволяет вычислить степени окисления других атомов в сложных соединениях.

Пример 1. Определить степень окисления серы в серной кислоте Н₂SO₄.

Решение. Для определения степени окисления серы в серной кислоте вспомним, что атом кислорода имеет степень окисления (2), а атом водорода (+1). В целом молекула любого вещества электронейтральна, следовательно, 2(+1) + х + (2)4 = 0. Отсюда сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

Пример 2. Определить степень окисления марганца в перманганате калия КМnO₄.

Решение. Степень окисления кислорода –2, калия +1. Молекула КМnO₄ электронейтральна, следовательно: (+1)1 + х + 4(2)=0.

Степень окисления марганца в перманганате калия равна +7.

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций пользуются двумя методами: электронного баланса и ионно-электронного баланса. Остановимся на первом.

Для успешной расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях важно соблюдать следующую последовательность:

Записать уравнение реакции, отметить элементы, изменяющие в результате реакции свои степени окисления, найти окислитель и восстановитель.
Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся частиц.
Уравнять число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций.
Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов.
Подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.
Расставить коэффициенты в уравнении реакции и проверить правильность расстановки. Число частиц каждого элемента в правой части уравнения должно быть равно числу частиц в левой части.

Рассмотрим применение метода электронного баланса в окислительно-восстановительных реакциях на нескольких примерах.

Пример 3.

К₂

Решение. Определим степень окисления всех элементов и установим, у каких из них она меняется. В молекуле К₂Сr₂O₇ ионы кислорода имеют суммарный электрический заряд, равный (–2)7 = 14. Молекула электронейтральна. Заряд двух ионов калия равен +2, а два иона хрома имеют заряд +12, следовательно, на долю одного иона хрома приходится +6 зарядов.

В правой части уравнения в молекуле Сr₂(SO₄)₃ хром связан с кислотным остатком серной кислоты, имеющим заряд –2. Молекула электронейтральна, следовательно, два иона хрома должны быть связаны с тремя SО – ионами. Рассуждая таким же образом, приходим к выводу, что степень окисления серы в сульфите натрия Nа₂SO₃ равна +4, а в сульфате натрия Nа₂SO₄ +6.

Составим электронные уравнения и приводим к балансу количество отданных и принятых электронов (окислителя и восстановителя). С учетом коэффициентов складываем ионы левых и правых частей полуреакций.

2Сr⁺⁶ + 6ē  2Сr⁺³ 2 1 восстановление, окислитель

S⁺⁴  2ē  S⁺⁶ 6 3 окисление, восстановитель

2Сr⁺⁶+ 3S⁺⁴2Cr⁺³ +3S⁺⁶

Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение, причем коэффициент для хрома не удваиваем, чтобы сохранить его баланс в левой и правой частях уравнения.

Приводим к балансу ионы калия и натрия.

Подсчитываем количество кислотных остатков справа и вычитаем три кислотных остатка в составе Nа₂SO₃, участвующих в окислении. Разница в коэффициентах дает коэффициент для кислоты.

Уравниваем водород в составе молекулы воды.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по количеству атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения оно равно 32.

Окончательное уравнение реакции: К₂Сr.

Пример 4.

Решение. Определяем степень окисления всех элементов и устанавливаем, что они меняются у марганца и хлора.

Составляем электронные уравнения и приводим к балансу ионы окислителя и восстановителя. С учетом коэффициентов складываем ионы левой и правой частей уравнений: