Transcript 4-Лекция 4-2_О-В реакции

Окислительно-восстановительные
свойства веществ
Окислительно-восстановительные реакции
Окисление и восстановление
•
Если в результате реакции степени окисления элементов не изменяются, то такие
реакции называют обменными, в противном случае – окислительновосстановительными реакциями.
•
Окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций:
окисления и восстановления.
Окисление – процесс противоположный восстановлению. В быту под
окислением понимают процесс соединения кислорода с каким-либо
веществом. Когда топливо – нефть, газ, или уголь сгорают – они
окисляются. Древесный уголь, который преимущественно состоит из
углерода и его окисление можно представить уравнением
•
•
С  О2  СО2
Однако химики применяют термин окисления и к таким реакциям
ХН2 (донор _ водорода)  А(акцептор _ в  да)  АН2 (восст  й _ акцептор)  Х (окис  й _ донор)
•
Некоторые соединения, не содержащие водорода, отдают акцептору
только электроны. Нижеприведенное уравнение описывает процесс
окисления ионов железа, который приобретает при этом еще один
положительный заряд, отдавая электрон акцептору, приобретающему
отрицательный заряд
Fe2  A(акцептор _ электрона)  Fe3  А (восстановленный _ акцептор)
Окислительно-восстановительные
реакции
Окислительно-восстановительная реакция состоит из двух
полуреакций: окисления и восстановления.
Окисление означает процесс, который определяется тремя
способами:
1) как присоединение кислорода к веществу;
2) как удаление водорода из вещества;
3) как отдачу электронов веществом.
Все три способа отражают повышение степени окисленности.
Термин восстановление означает процесс, который также
определяется тремя способами:
1) как удаление кислорода из вещества;
2) как присоединение водорода к веществу;
3) как приобретение электронов веществом.
Все три способа отражают понижение степени окисленности.
Таким образом окисление – это повышение степени
окисленности, восстановление – это понижение степени
окисленности.
Степень окисления
• Протекание химических реакций обусловлено обменом
частицами между реагирующими веществами, часто
сопровождается передачей электронов и их принятием другим
веществом. В некоторых случаях процесс передачи электронов
происходит неполностью.
• Поэтому в ОВР используют понятие степени окисления, а не
количества электронов, характеризующее состояние элемента в
химическом соединении и его поведение в реакциях.
• Степень окисления элемента в соединении определяется как
число электронов, смещенных от атома данного элемента к
другим атомам. Используя понятие степени окисления, можно
дать более общее определение процессов окисления и
восстановления.
• При восстановлении степень окисления элемента
уменьшается, при окислении – увеличивается.
Степень окисления
• Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий
степень окисления, называют окислителем; вещество, в состав
которого входит элемент, повышающий степень окисления,
называют восстановителем.
• Степень окисления элемента в соединении определяют в
соответствии со следующими правилами:
•
степень окисления элемента в простом веществе равна
нулю;
•
алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в
молекуле равна нулю;
•
алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в
сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом
одноатомном ионе равна заряду иона;
•
отрицательную степень окисления проявляют в соединении
атомы элемента, имеющего наибольшую
электроотрицательность;
• максимально возможная (положительная) степень окисления
элемента соответствует номеру группы, в которой расположен
элемент в Периодической систем
Степень окисления
• Степень окисления атомов элементов в соединении записывают
над символом данного элемента, указывая вначале знак степень
окисления, а затем ее численное значение
1
7
2
K Mn O 4
• Ряд элементов в соединениях проявляет постоянную степень
окисления:
• Фтор имеет степень окисления -1;
• водород проявляет степень окисления +1, кроме гидридов
металлов (-1);
• металлы IA подгруппы имеют степень окисления +1;
• металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий имеют степень
окисления +2;
• степень окисления алюминия +3;
• степень окисления кислорода равна -2, за исключением соединений, в
которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: - пероксидного аниона, озонидного аниона, а также фторидов кислорода ОxF2.
Классификация ОВ реакций
•
Различают четыре типа окислительно-восстановительных
реакций.
• 1. Если окислитель и восстановитель разные вещества, то такие
реакции относятся к межмолекулярным.
• 2. При термическом разложении сложных соединений, в состав
которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов
разных элементов, происходят о-в реакции, называемые
внутримолекулярными:
5 2
нагревание

2 K Cl O 3
3
1
2 K Cl  3 O 2 
нагревание 0
6
( N H 4 ) 2 Cr 2 O 7
7 2
2 K Mn O 4
0
нагревание


3
N 2   Cr 2 O3  4 H 2 O
6
4
0
K 2 Mn O4  Mn O2  O 2 
Классификация ОВ реакций
.
• 3 Реакции диспропорционирования (дисмутации
или, самоокисления - самовосстановления) –если
степень окисления этого элемента и повышается, и
понижается:
1
0
1
Cl 2  2 KOH  K Cl  K Cl O  H 2 O
нагревание
4
4 K 2 S O3
1
2H 2 O 2

нагревание 0

6
2
3K 2 S O4  K 2 S
2
O 2  2 H 2 O
Классификация ОВ реакций
• 4. Реакции контрпропорционирования (конмутации) – это
процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в
состав которых входит один и тот же элемент с разными
степенями окисления. В результате продуктом окисления и
восстановления является вещество с промежуточной степенью
окисления атомов данного элемента:
4
2
0
Na 2 S O3  2 Na 2 S  6HCl  3 S  6 NaCl  3H 2 O
5
1
0
H Br O3( конц )  5H Br ( конц )  3 Br 2  3H 2 O
Составление уравнений
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций
составляют, основываясь на принципах равенства числа одних
и тех же атомов до и после реакции, а также учитывая
равенство числа электронов, отдаваемых восстановителем, и
числа электронов, принимаемых окислителем.
• Реакцию представляют в виде системы двух полуреакций –
окисления и восстановления, суммирование которых с учетом
указанных принципов приводит к составлению общего
уравнения процесса.
• Для составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций наиболее часто используют метод электронно-ионных
полуреакций и метод электронного баланса.
Метод электронного баланса
•
используют для составления уравнений о-в реакций, между газами,
твердыми веществами и в расплавах. Последовательность следующая:
•
1. записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном
виде: FeCl3  H 2 S  FeCl2  S  HCl
•
•
2. определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе
3
2
2
0
реакции: Fe
Cl  H S  Fe Cl  S  HCl
3
2
2
3. по изменению степеней окисления устанавливают число электронов,
отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых
окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа
равенства числа электронов:  3
2
Fe 1e  Fe 2
2
0
S  2e  S
•
1
4. множители электронного баланса записывают в уравнение о-в реакции
как основные стехиометрические коэффициенты:
2FeCl3  H 2 S  2FeCl2  S  HCl
Метод электронного баланса
•
5. подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников
реакции:
2FeCl3  H 2 S  2FeCl2  S  2HCl
•
При расчете количественных, массовых и объемных соотношений
участников окислительно-восстановительных реакций используют
основные стехиометрические законы химии и, в частности, закон
эквивалентов. Для определения направления и полноты протекания
окислительно-восстановительных процессов используют значения
термодинамических параметров данных систем, а при протекании
реакций в водных растворах – значения соответствующих электродных
потенциалов.
Метод электронно-ионных полуреакций
•
•
применяют при составлении уравнений реакции, протекающих в водном
растворе. Выделяют следующие главные этапы составления уравнения
реакций:
1) записывают общую молекулярную схему процесса с указанием
восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция
•
•
SO2  K 2Cr2O7  H 2 SO4( разб )  
2) учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную
схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия.
Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не
указывают, за исключением ионов среды H  , OH :
SO2  Cr2O72  H   
•
•
3) определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также
продуктов их взаимодействия:
4
6
S O2  ( S O4 ) 2
6
(Cr 2 O7 ) 2  2Cr 3
Метод электронно-ионных полуреакций
•
4) записывают материальный баланс полуреакции окисления и
восстановления:
•
4
6
S O2  2 H 2 O  2e  ( S O4 ) 2  4 H 
-окисление восстановителя
6
•
(Cr 2 O7 ) 2  14 H   6e  2Cr 3  7 H 2 O
•
5) суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и
принятых электронов:
S O2  2 H 2 O  2e  S O42   4 H 
-восстановление окислителя
3
Cr 2 O72   14H   6e  2Cr 3  7 H 2 O 1
•
3 S O2  6 H 2 O  Cr 2 O72   14H   3 S O42   12H  2Cr 3  7 H 2 O
сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное
уравнение
3SO2  Cr2O72  2H   3SO42  2Cr 3  H 2O
•
Метод электронно-ионных полуреакций
•
6) добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления –
восстановления, уравнивают их количество слева и справа, и
записывают молекулярное уравнение реакции
3SO2  K 2Cr2O7  H 2 SO4( разб )  Cr (SO4 ) 3  K 2 SO4  H 2O
•
При составлении материального баланса полуреакций окисления и
восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в
состав частиц окислителя и восстановителя необходимо учитывать, что в
водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит
с участием молекул воды Н2О и ионов среды Н+ и ОН-.
•
В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с
образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных средах –
молекулами воды с образованием гидроксид-ионов
•
MnO4  8H   5e  Mn2  4H2O
NO3  6H2O  8e  NH3  9OH 
(кислая среда),
(нейтральная или щелочная среда).
Правила стяжения
•
В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся
к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах
расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н+; в
щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН- и образуется
одна молекула воды (табл.1).
• Для удаления одного атома кислорода окислителя в кислотной
среде в процессе восстановления расходуются два иона Н+ и
образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной
средах расходуется одна молекула Н2О образуются два иона
ОН- (табл. 2).
• Достоинства
метода
электронно-ионных
полуреакций
заключается в том, что при составлении уравнений
окислительно-восстановительных
реакций
учитываются
реальные состояния частиц в растворе и роль среды в
протекании процессов, нет необходимости использования
формального понятия степени окисления.
Если кислорода больше в соединениях продуктах реакции, чем в исходных реагентах
Таблица 1
Среда
Кислотная,
нейтральная
Щелочная
Частицы,
участвующие в
Образующиеся
присоединении
частицы
одного
атома
кислорода
Н2О
2Н+
Примеры
окисления
полуреакций
SO32  H 2 O  2e  SO42  2 H 
SO3  2 H 2 O  2e  SO42  4 H 
2ОН-
Н2О
SO32  2OH   2e  SO42  H 2 O
SO2  4OH  2e  SO42  2 H 2 O
Если кислорода меньше в соединениях продуктах реакции, чем в исходных реагентах
Таблица 2
Среда
Кислотная
Частицы,
участвующие в
связывании
атома
одного
кислорода
2Н+
Образую
щиеся
частицы
Н2О
Примеры полуреакций восстановителя
Cr 2 O72  14 H   6e  2Cr 3  7 H 2 O
MnO4  8 H   5e  Mn 2  4 H 2 O
Нейтральная,
щелочная
Н2О
2ОН-
Cr O42  4 H 2 O  3e  [Cr (OH ) 6 ]3  2OH 
MnO4  3H 2 O  3e  MnO(OH ) 2  4OH 
Окислительно-восстановительные
свойства ионов