Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ

• Название: no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
• Дата: 06.03.2023
• Размер: 0.51 Mb.
• Имя файла: Химия.docx
• Тип: Документы; #972604
• страница: 12 из 17

Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространённых химических реакций. Они играют чрезвычайно важную роль в природе и технологических процессах. Это фотосинтез, процессы горения, восстановление металлов, электрохимические процессы и многие другие.

Окислительно-восстановительными, или ре_́до_́кси-процессами,
называют процессы с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих молекул. Изменение степени окисления происходит вследствие смещения или полного перехода электронов от одних атомов или ионов к другим.
Степень окисления – одно из основных понятий в химии. Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в молекуле, определенный исходя из предположения об ионном строении вещества и

электронейтральности молекулы. При образовании химической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Число электронов, смещённых от атома данного элемента или к атому элемента в соединении, и характеризует степень окисления. Положительная степень окисления обозначает число электронов, которые смещаются от данного атома, а отрицательная степень окисления показывает число электронов, которые смещаются к нему. В соединениях степени окисления указываются цифрами над символом элемента с соответствующим зарядом: положительным или отрицательным.

Слайд 203
Для нахождения степеней окисления используют ряд правил. Они обобщены в таблице 11.1.
Во-первых, степени окисления элементов в простых веществах равны нулю. Например, в молекуле азота N₂ степень окисления атома азота равна нулю.
Во-вторых, алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, то есть молекула является электронейтральной. Для ионов сумма степеней окисления всех атомов, образующих ион, равна заряду иона.
В-третьих, степень окисления щелочных металлов, к которым относятся литий, натрий, калий, рубидий и цезий, всегда +1 . У щелочно-земельных металлов – кальция, стронция и бария, а также бериллия, магния и цинка, степень окисления равна +2 . Алюминий в сложных веществах имеет степень окисления +3 , а фтор, как самый электроотрицательный элемент, проявляет только степень окисления –1 .
Нужно помнить, что водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов с общей формулой МеН_х . В гидридах степень окисления водорода равна –1 .

Еще одним правилом является равенство степени окисления кислорода в большинстве соединений –2 . Исключение составляют пероксиды водорода Н₂О₂ , натрия Na₂O₂ , где степень окисления кислорода составляет –1 , и некоторые другие вещества – надпероксиды, озониды и фторид кислорода.

Слайд 204

• 
  помощью правил легко найти степени окисления элементов в
  

различных соединениях. Например, в таблице 11.2 показаны примеры нахождения степени окисления хрома в оксиде хрома Cr₂O₃ , в бихромат-
ионе Cr₂O₇^2– и в хромовой кислоте H₂CrO₄ .
Для элементов главных подгрупп степень окисления можно предсказать на основе электронного строения атомов и стремления их к достижению устойчивой электронной конфигурации с 2, 8, и 18 электронами. Высшая степень окисления элементов обычно равна номеру группы. Исходя из этого степень окисления азота – элемента V группы с электронной структурой атома 1s²2s²2p³ – может меняться в пределах от –3 до +5 . Степень окисления серы – элемента VI группы с электронной структурой атома 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

– может принимать значения от –2 до +6 .


Слайд 205
Следует отметить, что степень окисления для большинства соединений имеет условный характер, так как не отражает реальный эффективный заряд атома элемента в соединении. Например, хлор в хлориде натрия NaCl и в соляной кислоте HCl характеризуется степенью окисления –1. Однако на самом деле эффективный заряд хлора в этих соединениях соответственно равен –0,8 и –0,2 . Следовательно, в NaCl связь носит преимущественно ионный характер, а в HCl – ковалентный.
Во многих случаях степень окисления не равна валентности данного элемента. Так, степень окисления азота в молекуле аммиака NH₃ равна –3 , в молекуле гидразина N₂H₄ составляет –2 , а в молекуле азотистой кислоты

HNO₂ равна +3 . Однако валентность азота в этих соединениях одинакова и равна трём, поскольку в каждой из рассмотренных молекул азот образует по три связи с другими атомами, что наглядно показано на слайде.
Степень окисления нельзя отождествлять с валентностью элемента даже при совпадении их абсолютных значений. Валентность представляет собой число химических связей атома, которыми он соединён с другими атомами, поэтому она не может иметь знака и равняться нулю. В то время как степень окисления может иметь положительное, отрицательное, нулевое и даже дробное значения. Несмотря на то, что степени окисления элементов условны и не дают представлений об истинном распределении электронов в соединениях, использование их представляет известный интерес при решении ряда вопросов химии.
Слайд 206
Вещества, в состав которых входят атомы или ионы, присоединяющие электроны в процессе реакции, называются окислителями. Окислитель в ходе реакции восстанавливается, то есть понижает степень окисления, а вещество из окисленной формы переходит в восстановленную.
Вещества, в состав которых входят элементы, отдающие электроны,
называются восстановителями. Восстановитель в процессе реакции
окисляется, то есть повышает степень окисления, а вещество из восстановленной формы превращается в окисленную форму.
Рассмотрим реакцию 11.1 между алюминием и хлором. В этой реакции

алюминий повышает степень окисления от 0 до +3	и является
восстановителем, а хлор понижает степень окисления от 0 до –1	и является
окислителем. Оба процесса – окисление и восстановление –	протекают

одновременно. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых
окислителем. Раздельное протекание реакций окисления и восстановления происходит лишь в электрохимических процессах.

Слайд 207
Типичными окислителями являются вещества, содержащие элементы в высших степенях окисления. Например: азотная кислота HNO₃ , в составе которой содержится атом азота с высшей степенью окисления +5 . Окислительные свойства характерны также для галогенов, кислорода, кислородосодержащих кислот, ионов металлов в высших степенях окисления

• 
  других частиц, имеющих высокое сродство к электрону. Восстановителями являются вещества, содержащие элементы в низших
  

степенях окисления. Например: аммиак NH₃ , содержащий атом азота с наименьшей степенью окисления –3 . Также восстановительными свойствами обладают металлы, некоторые неметаллы – водород, углерод, кремний, фосфор, гидриды металлов, ионы металлов в низших степенях окисления.
Вещества, содержащие элементы с промежуточными степенями окисления, в зависимости от условий могут выступать как окислители и как восстановители. Например: пероксид водорода Н₂O₂ содержит атом кислорода с промежуточной степенью окисления –1 . При взаимодействии его с типичным окислителем перманганатом калия пероксид водорода будет восстановителем. В реакции пероксида водорода с типичным восстановителем иодидом калия, пероксид водорода будет являться окислителем.

• 
  таблице 11.3 показаны некоторые окислители, восстановители и соединения с окислительно-восстановительной двойственностью.
  

Слайд 208
Окислительно-восстановительные реакции могут быть межмолекулярными и внутримолекулярными.
Межмолекулярные реакции характеризуются тем, что окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ. Это наиболее обширная группа окислительно-восстановительных реакций. Примером данного типа реакций является реакция 11.2 между оксидом марганца (IV) MnO₂ и

соляной кислотой HCl . В этой реакции восстанавливается марганец, понижая степень окисления от +4 до +2 , поэтому MnO₂ выполняет функцию окислителя. Окислению подвергается хлор, повышающий при этом
степень окисления от –1 до 0 , следовательно, HCl является восстановителем. Марганец и хлор входят в состав разных веществ, поэтому реакция относится к межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.

• 
  внутримолекулярным реакциям окисления-восстановления относятся такие, в которых окислитель и восстановитель находятся в молекуле одного и того же вещества. Происходит изменение степени окисления атомов разных элементов, входящих в состав данного вещества. Обычно это реакции разложения веществ. Например, реакция 11.3, представляющая собой разложение перхлората калия. В этой реакции восстанавливается хлор,
  

понижающий степень окисления от +7 до –1 , а окисляется кислород, повышающий степень окисления от –2 до 0 . Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества.
Разновидностью внутримолекулярных реакций являются реакции диспропорционирования, называемые также реакциями самоокисления-самовосстановления. При диспропорционировании происходит окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента. Примером данного типа реакций является реакция 11.4. В этой реакции окислителем и восстановителем выступает элементарный хлор, часть которого окисляется до степени окисления +5 , а часть восстанавливается до степени окисления –1
. Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в исходном соединении в промежуточной степени окисления.

Слайд 209
Правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции
– значит правильно записать исходные и конечные вещества и расставить
стехиометрическиекоэффициенты.Длясоставленияуравнений

окислительно-восстановительных реакций применяются два метода: метод
электронного баланса и метод полуреакций, или ионно-электронный
метод.

• 
  методе электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
  

присоединённых окислителем.
Рассмотрим применение этого метода на примере реакции 11.5 обжига кислородом пирита – дисульфида железа (II) FeS₂ . Составим схему реакции,

• 
  которой укажем образующиеся продукты реакции и расставим степени окисления тех элементов, которые её изменяют. В ходе реакции происходит восстановление кислорода и окисление железа и серы. Составим схемы этих
  

процессов, указывая степени окисления элементов до и после реакции. Исходя из того, что молекула FeS₂ теряет в совокупности 11 электронов, а

молекула кислорода O₂ принимает 4 электрона, коэффициент для кислорода равен 11, а для пирита равен 4. Электронный баланс показывает, что отдано и принято 44 электрона. Уравнение реакции запишется в виде 11.6.
Убедиться в правильности расставленных коэффициентов позволит проверка по кислороду. В данном примере в левой части уравнения реакции
22 атома кислорода, в правой части – тоже 22 атома кислорода. Равенство количества атомов кислорода в обеих частях уравнения указывает на правильность расставленных стехиометрических коэффициентов.

Слайд 210
Для закрепления метода электронного баланса рассмотрим еще одну окислительно-восстановительную реакцию.

• 
  качестве примера выберем взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой. Реакция 11.7. В схеме реакции укажем степени окисления элементов, которые её меняют. В данном процессе – это медь и азот.
  

Составим схему перехода электронов, или электронный баланс, из которого

видно, что медь окисляется, а азот восстанавливается. Следовательно, в данной реакции для окисления трех атомов меди необходимо две молекулы азотной кислоты. Уравнение 11.8.
Шесть молекул азотной кислоты дополнительно расходуются при этом на образование трёх молекул нитрата меди, поэтому уравнение реакции примет окончательный вид 11.9. Проверка по кислороду показала, что в обеих частях уравнения содержится по 24 атома этого элемента, то есть стехиометрические коэффициенты подобраны верно.
Рассмотренный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применим для любых систем. Он может быть использован для окислительно-восстановительных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твёрдых системах гомогенного и гетерогенного характера, например, при сплавлении, обжиге, горении. Вместе с тем, в силу формального характера самого_́ понятия степени окисления, используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально протекающих в них процессов.

Слайд 211
Более правильное представление о процессах окисления-восстановления в растворах даёт метод полуреакций, который рассматривает изменение реально существующих в растворах молекул и ионов. Важным достоинством метода полуреакций является то, что он показывает роль среды как активного участника всего процесса. В зависимости от среды может изменяться
характер протекания процесса. Например, пероксид водорода восстанавливается в кислой среде до воды, а в нейтральной или щелочной средах – до гидроксогрупп. Полуреакции 11.10, 11.11.
Метод полуреакций, или ионно-электронный метод, основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с

последующим суммированием их в общее уравнение. При составлении ионных уравнений должны соблюдаться законы сохранения заряда и массы.
Избыток кислорода в кислой среде связывается ионами водорода с образованием молекул воды, в нейтральной среде – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов. Присоединение кислорода идёт за счёт молекул воды с образованием ионов водорода. В щелочной среде этот процесс идёт за счёт гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

Слайд 212
Составим уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставим коэффициенты в уравнение реакции между бихроматом калия K₂Cr₂O₇ и нитритом натрия NaNO₂ в кислой среде. Схема данной реакции показана выражением 11.12.

• 
  ходе реакции восстанавливается хром, находящийся в составе бихромат-иона Сr₂O₇^–2 , который при этом превращается в ион Cr⁺³ по схеме
  

11.13. Атомы кислорода бихромат-иона и ионы водорода кислой среды образуют воду. Суммарный заряд ионов в левой части схемы равен +12 , в правой части +6 . Следовательно, в процессе восстановления принимают участие шесть электронов, что показано в полуреакции 11.14.
При составлении уравнения полуреакции окисления азота исходим из схемы 11.15. Источником кислорода, необходимого для протекания этого процесса в кислой среде, служат молекулы воды. При этом высвобождаются ионы водорода, схема 11.16. Суммарный заряд частиц левой части равен –1 , правой части +1 . Следовательно, в процессе окисления принимают участие два электрона, и уравнение полуреакции примет вид 11.17.
Отношение чисел электронов, участвующих в процессах окисления 11.17 и восстановления 11.14, равно отношению 6 : 2 , или 3 : 1 . Поэтому, суммируя уравнения полуреакций, первое: 11.14 умножаем на 1, а второе: 11.17 умножаем на 3. Таким образом, получаем суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции 11.18 в ионном виде. После

приведения подобных членов в обеих частях уравнения окончательный вид реакции в ионном виде показан выражением 11.19, а в молекулярной форме – уравнением 11.20.
Проверка показала, что в каждой части уравнения по 29 атомов кислорода, значит, коэффициенты в уравнении реакции расставлены верно.

Слайд 213
Применим метод полуреакций ещё для одной окислительно-восстановительной реакции между бромом и оксидом трехвалентного висмута в щелочной среде. Схема реакции 11.21 показана на слайде.
Уравнение полуреакции восстановления брома имеет вид 11.22. Характер среды на протекание данной полуреакции не влияет.
Если в реакции участвуют слабо диссоциирующие, малорастворимые или газообразные вещества, то они записываются только в молекулярной форме. Поэтому при составлении уравнения полуреакции окисления висмута исходят из схемы 11.23. Недостаток кислорода в щелочной среде пополняется за счёт гидроксид-ионов с образованием молекул воды. В соответствии с этим можно записать выражение 11.24. Суммарный заряд частиц левой части схемы равен –6 , а правой –2 . Следовательно, в процессе окисления участвуют четыре электрона, что показано полуреакцией 11.25.
Суммируя уравнения полуреакций 11.22 и 11.25, с учетом того, что количество принятых и отданных электронов одинаково, получим ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции 11.26. Тогда в молекулярной форме уравнение реакции будет иметь вид 11.27.
Проверкой по кислороду убеждаемся в правильности расставленных коэффициентов.

Слайд 214
Каждая окислительно-восстановительная реакция складывается из полуреакций окисления и восстановления. Характеристикой окислительно-

восстановительной способности вещества или иона является величина электродного потенциала φ . Более подробно это понятие рассмотрим в следующей теме. Значения электродных потенциалов при стандартных условиях обозначают φ^о . Для полуреакций восстановления они являются справочными. Чем больше φ^о , тем выше окислительная способность частицы или совокупности частиц.
Правило направления окислительно-восстановительных реакций: в прямом направления будет протекать та полуреакция, электродный потенциал которой выше. Полуреакция с меньшим электродным потенциалом будет протекать в обратном направлении. Обычно окислительно-восстановительная реакция протекает в сторону образования более слабых окислителей и более сильных восстановителей.
Рассмотрим две полуреакции восстановления 11.28 и 11.29 и составим из них уравнение окислительно-восстановительного процесса. Сравнение стандартных электродных потенциалов полуреакций дает основание полагать, что в прямом направлении будет идти полуреакция 11.28, а полуреакция 11.29 пойдет в обратном направлении. Запишем 11.29 как полуреакцию окисления, получив выражение 11.30.
Для получения уравнения реакции в ионном виде сложим полуреакции 11.28 и 11.30, умножив количество формульных единиц полуреакции 11.28 на 2, а полуреакции 11.30 – на 5. Тем самым получим уравнение 11.31. После приведения подобных членов в обеих частях получим окончательный вид ионного уравнения 11.32. Для получения молекулярного уравнения 11.33 к ионам в уравнении 11.32 подбираем противоположнозаряженные ионы для получения молекул и в уравнение реакции дописываем вещества, полученные в результате солеобразования. Сделав проверку по кислороду, убеждаемся в правильности расставленных коэффициентов.

Слайд 215
Полноту протекания реакции показывает разность стандартных
электродных потенциалов окислителя и восстановителя, формула 11.34.
Чем больше эта разность, тем больше вероятность реакции.
Для практически полного протекания реакции минимальная разность стандартных электродных потенциалов реагирующих окислительно-восстановительных систем должна быть 0,2 В . Для рассмотренного примера окислительно-восстановительного процесса 11.33 между перманганатом калия и сульфитом натрия разность потенциалов составляет 1,29 В . Это указывает на возможность окисления перманганатом калия сульфита натрия.
Разность потенциалов также указывает на направление окислительно-восстановительного процесса. Процесс возможен в выбранном направлении, если разность потенциалов окислителя и восстановителя положительна, формула 11.35. Если же разность потенциалов при расчете получилось отрицательной, то реакция протекает в обратном направлении.
Из всех возможных в данных условиях окислительно-восстановительных реакций протекает та, которая имеет большую разность окислительно-восстановительных потенциалов.

Слайд 216

• 
  соответствии с законом эквивалентов, вещества реагируют в количествах, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.
  

Поэтому эквивалент выступает как мера вступающих в реакцию веществ и имеет в химии особое значение. Как известно, эквивалент вещества – это такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода.

• 
  окислительно-восстановительной реакции при взаимодействии 1 моля атомов водорода присоединяется или высвобождается 1 моль электронов.
  

Уравнения 11.35 и 11.36.
Поэтому эквивалентом окислителя называется такое его количество, которое, восстанавливаясь, присоединяет 1 моль электронов. А

эквивалентом восстановителя называют такое его количество, которое, окисляясь, высвобождает 1 моль электронов. В соответствии с этим, молярная масса эквивалента вещества равна его молярной массе М , делённой на число электронов n , которое присоединяет или высвобождает одна молекула этого вещества в данной реакции. Формула 11.37.
Так, в рассмотренной ранее реакции 11.33 перманганат калия К О₄ восстанавливается, принимая 5 электронов, поэтому его эквивалент равен 1/5 моля, а молярная масса эквивалента составит 31 г/моль
Если одно и то же вещество в окислительно-восстановительных реакциях образует разные продукты, то эквивалент и молярная масса эквивалента этого вещества будут принимать разные значения.
На этом рассмотрение темы «Окислительно-восстановительные реакции» закончено. В целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля.


Слайд 217