Окислительно-восстановительные реакции — Знание-сила

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно- восстановитедьными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления химических элементов.

Степень окисления

Степень окисленияэто условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании того, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью — положительные.

Степень окисления — формальное понятие; как правило степень окисления совпадает с валентностью.

Валентность — это количество связей, которые образует атом в молекуле.

Расчет степени окисления

Основные положения:

  1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).
  2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
  3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1), галогены в бинарных соединениях с металлами -1.
  4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V2+5O5-2; N-3H3+1;  K+1Cl+7O4-2; K2+1H+1P+5O4-2;  Na2+1Cr2+6O7-2 ; Na2+1B4+3O7-2

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A     Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO2 + Na2O = Na2SO3

2H2 + O2 = 2H2O

Реакции разложения

Cu(OH)2  =  CuO + H2O

2HgO = 2Hg + O2

Реакции обмена

AgNO3 + KCl = AgCl¯ + KNO3

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

B    Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg0 + O20 = 2Mg+2O-2

2KCl+5O3-2  =  2KCl-1 + 3O20­

2KI-1 + Cl20 = 2KCl-1 + I20

Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn+2Cl2 + Cl20­ + 2H2O

Такие реакции называются окислительно — восстановительными.

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов переходят к другим.

Окисление — это процесс отдачи электронов. При окислении степень окисления повышается:

H20 — 2ē = 2H+

S-2 — 2ē = S0

Al0 — 3ē = Al+3

Fe+2 — ē = Fe+3

2Br — 2ē = Br20

Атом, отдающий электроны ē, называется восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов. При восстановлении степень окисления понижается.

Mn+4 + 2ē = Mn+2

Cr+6 +3ē = Cr+3

S0 + 2ē = S-2

Cl20 +2ē = 2Cl

O20 + 4ē = 2O-2

Атомы, присоединяющие электроны ē, являются окислителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов — (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Важнейшие восстановители и окислители

ВосстановителиОкислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 + O20 = S+4O2-2

S — восстановитель; O2 — окислитель

Cu+2O + C+2O = Cu0 + C+4O2

CO — восстановитель; CuO — окислитель

Zn0 + 2HCl = Zn+2Cl2 + H20­

Zn — восстановитель; HСl — окислитель

Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  =  I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O

KI — восстановитель; MnO2 — окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H2S-2 + H2S+4O3 = 3S0 + 3H2O

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20­

Cl+5 — окислитель; О-2 — восстановитель

N-3H4N+5O3  =  N2+1O­ + 2H2O

N+5 — окислитель; N-3 — восстановитель

2Pb(N+5O3-2)2 = 2PbO + 4N+4O2 + O20­

N+5 — окислитель; O-2 — восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N-3H4)2Cr2+6O7  =  Cr2+3O3 + N20­ + 4H2O

Cr+6 — окислитель; N-3 — восстановитель.

Диспропорционирование — окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl20 + 2KOH = KCl+1O + KCl-1 + H2O

3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

3HN+3O2 = HN+5O3 + 2N+2O­ + H2O

2N+4O2 + 2KOH = KN+5O3 + KN+3O2 + H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Подбор коэффициентов методом электронного баланса.

Электронный баланс — метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в которых происходит обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления.

Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

  1. Записывают схему реакции.

KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2­ + H2O

2. Определяют степени окисления элементов, которые её меняют.

KMn+7O4 + HCl-1 = KCl + Mn+2Cl2 + Cl20­ + H2O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем.

восстановление Mn+7 + 5ē = Mn+2 окислитель

окисление 2Cl-1 — 2ē = Cl20 восстановитель

4. Уравнивают число принятых и отданных электронов с помощью множителей, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, изменяющих степень окисления.

5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции.

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

6. Проверяем количество атомов в левой и правой части уравнения, оно должно быть одинаковы.

Задания:

1) Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах реакций, лежащих в основе
получения металлов:
a) Mn2O3 + Si → SiO2 + Mn
б) FeO + Al → Al2O3 + Fe

2) Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

a) Na2S + KMnO4 + H2O → S + MnO2 + NaOH + KOH
б) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

в) KBr + KMnO4 + H2SO4 → Br2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

г) K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Вставить формулу как
Блок
Строка
Дополнительные настройки
Цвет формулы
Цвет текста
#333333
Используйте LaTeX для набора формулы
Предпросмотр
\({}\)
Формула не набрана
Вставить
Не копируйте текст!