М 2.Теория. Окислительно- восстановительные реакции.. Окислительно восстановительные реакции Степень окисления. Окисление и восстановление
 Скачать 83.35 Kb.
|
|
Пример 1. Вычислить степени окисления марганца в KMnO4 и хрома в Nа2Сr2О7. Решение.  Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов. Окислителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны присоединять электроны. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается. Восстановителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны отдавать электроны. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется. Пример 2. Определить восстановитель и окислитель в реакции взаимодействия алюминия и кислорода. Решение. 2 0 0 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Алюминий отдает электроны, повышает степень окисления от 0 до +3 (окисляется) и является восстановителем. Кислород присое-диняет электроны, понижает степень окисления от 0 до 2 (восста-навливается) и является окислителем. Таким образом, процесс окисления заключается в отдаче электронов, восстановления в присоединении электронов. Оба процесса (полуреакции) окисления и восстановления протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восста-новителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем. 2. Окислители и восстановители I. Окислители. 1) типичные неметаллы: F2, Cl2, Вr2, I2, О2; 2) кислородсодержащие кислоты и их соли, образованные метал-лами с максимальной или высокой степенью окисления: КMnО4, К2СrО4, К2Сr2О7; концентрированная H2SО4; НNO3 и нитраты, кисло-родсодержащие кислоты галогенов (НClО, НClО3, НClО4, НВrО3, НIO3) и их соли; 3) ионы водорода (Н) в растворах кислот при их взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода; 4) ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (Cu2+, Hg2+, Fe3+, Sn4+ и др.). II. Восстановители. 1) простые вещества: а) активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.), б) неметаллы (Н2, С, Р, Si и др.); 2) бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, H2S и их соли (восста-новительные функции выполняют анионы); 3) анионы водорода (Н) в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов; 4) ионы металлов в низшей степени окисления: Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg22+ и др. У веществ, содержащих элементы в промежуточной степени окисления (I2, Н2О2, HNO2, нитриты и др.) проявляется окислительно-восстановительная двойственность. Например: 1 0 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2 В данном случае H2O2 является восстановителем. 2 1 5H2O2 + I2 = 2HIO3 + 4H2O Здесь H2O2 – окислитель. 3. Последовательность подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса) 1. Записать уравнение реакции, определить степень окисления каждого элемента и найти элементы, которые в результате реакции изменяют степень окисления, выделить окислитель и восстановитель. 2. Составить полуреакции окисления и восстановления с учетом правил написания ионных уравнений: слабые электролиты, неэлект-ролиты, труднорастворимые соединения записываются в молеку-лярном виде, а сильные электролиты – в ионном. 3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций. При этом в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы воды, ионы водорода или гидроксида. Уравнивание кислорода происходит по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислой среде в ту часть уравнения, где недостаток кислорода, следует приписать столько молекул H2O, каков недостаток кислорода, а в противоположную часть полуреакции – соответству-ющее число ионов водорода. В щелочной среде в ту часть уравнения, где кислород в недостатке, следует записать вдвое больше ионов гидроксида, чем не хватает кислорода, а в противоположную часть полуреакции – соответствующее число молекул Н2О. В нейтральной среде прием уравнивания зависит от продуктов реакции. 4. Суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции должно быть одинаковым. Это достигается путем добавления к левой части или отнятия от левой части полуреакции необходимого числа электронов. 5. Составить электронный баланс, т.е. соблюдая равенство числа отдаваемых и принимаемых электронов, найти для каждой полуреакции наименьший множитель, который одновременно является определяемым коэффициентом. 6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов и сократить, если необходимо, в обеих частях результирующего уравнения одинаковые частицы. Коэффициенты перенести в уравнение химической реакции. 7. Определить недостающие коэффициенты в уравнении реакции, последовательно уравнивая число атомов металлов, затем неметаллов и водорода. 8. Проверить правильность расстановки коэффициентов в уравнении реакции по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. АЛГОРИТМ ДЕЙСТВИЯ при подборе коэффициентов методом ионно-электронного баланса (полуреакций) для окислительно-восстановительных реакций
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||