Окислительно- восстановительные реакции(Ox-Red).
Реакции, протекающие с изменением степени окисления частиц, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно- восстановительными.
|
2KJ-1 + Cl20 = J20 + 2KCl-1
C-2H2= C-2H2 + Br20 → C-1H2Br ―C-1H2Br
|
Степень окисления (с.о.) – это условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все ковалентные полярные связи поляризованы в ионные, т.е. условно равен числу отданных или принятых электронов.
|
- С.О. простых веществ равна 0. ( Na, Cl2)
– в бинарных соединениях отрицательную С.О проявляют атомы более электроотрицательного элемента
- в соединениях из 3-х и более элементов С.О. определяют, складывая С.О всех элементов, приравнивая к 0,
начиная с более электроотрицательного элемента: +1 х -2
KNO3 (-2•3) +1+ х= 0; -6+1+х = 0; х = +5
- при записи с.о.сначала записывают знак (+ или-) а затем цифру на частицей (в отличие от заряда иона)
|
Изменение степени окисления связано элемента со смещением электронов (ē)
|
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом
Частица, отдающая ē, называется восстановителем (Red)
Zn0 - 2ē → Zn+2: - окисление; Восстановитель (повышает С.О.)
Запомните! Восстановитель в химической реакции всегда окисляется,
|
Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частица, принимающая ē, называется окислителем (Ox).
2 Cl0 + 2ē→ 2Cl- - восстановление; Окислитель (понижает С.О.)
окислитель - восстанавливается.
|
 восстановление (понижение степени окисления)
  -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4
 окисление (степень окисления повышается)
|
При восстановлении степень окисления понижается
Окислитель понижает степень окисления
При окислении степень окисления повышается
Восстановитель повышает степень окисления.
|
Важнейшие восстановители.
Электрический ток на катоде.
Простые вещества: металлы (Щ, ЩЗ, Al, Zn, Fe…) и неметаллы: водород, уголь, сера. -2 -1 -1 -1
Оксид углерода(II) CO; оксид серы(IV) SO2; сероводород H2S; HI, HBr, HCl (по атому более э.о. элемента).
Хлорид олова(II) SnCl2; Азотистая кислота HNO2;Фосфористая кислота H3PO3.
Катионы в низшей степени окисления Cu+1, Fe+2.
Гидриды шелочных и щелочноземельных металлов: NaH, CaH2 (поН соС.О.-1)
Органические соединения: углеводороды, спирты, углеводы.
|
Важнейшие окислители.
Электрический ток на аноде
Простые вещества – типичные неметаллы: F2- фтор, Cl2- хлор, Br2- бром, I2- йод.
Бихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4, хромовая смесь K2Cr2O7 + H2SO4
Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2
Кислород O2, озон O3, перекись водорода H2O2; оксид меди(II) CuO, оксид серебра Ag2O
Серная кислота (конц.) H2SO4; азотная -HNO3; царская водка (смесь конц. HCl и HNO3)
Хлорид железа(III) FeCl3, ионы металлов; Хлорноватистая кислота и гипохлориты HClO, NaClO; Хлораты, броматы, перхлораты: KClO3, KBrO3, KClO4
Органические нитросоединения: СH (NO2)3,
|
Соединения с низшей С.О. являются восстановителями (отдают ē)
Низшая С.О. соответствует разности между 8 и № группы (S-2; Cl‾);
|
Соединения с высшей степенью окисления являются – окислителями (принимают ē)
Высшая степень окисления соответствует номеру группы S+6; Сl+7; Mn+7)
|
Соединения с промежуточной степенью окисления могут проявлять окислительные и восстановительные свойства ( в-ль S-2 ; S0 ; S+4; S+6 - оль)
|
Классификация окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные
Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах
|
Внутримолекулярные
Окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе
|
Самоокисления-самовосстановления
|
Диспропорционирования (дисмутации)
степень окисления одного и того же хим. элемента и повышается и понижается
|
Конпропорционирования (конмутации)
происходит выравнивание С.О атомов одного и того же химического элемента
|
0 +1 +2 0
Zn +2HCl = ZnCl2 + H2 ↑
↓-2ē ↑+2ē
в-ль, о-ль
|
+5-2 -1 0
2KClO3 = 2KCl + 3O2
+6ē↑ ↓-6ē
о-ль, в-ль
|
0 -1 +1
Cl2 + H2O = HCl + HClO
-ē↓ ↑+ē
в-ль, о-ль
|
-2 +6 +4
H2S + 3H2SO4= 4SO2 + 4 H2O
-6ē↓ ↑+2ē
в-ль, о-ль
|
Методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций.
Метод электронного баланса
|
Метод полуреакций (ионно-электронного баланса)- для растворов.
|
Определяют С.О. элементов в реагентах и продуктах реакции.
-1 +7 +2 0
HCl+ KMnO4 → KCl +MnCl2 + Cl2 + H2O
Определяют число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, составляют уравнение электронного баланса
 -1 0
в-ль 2Cl - 2ē → Cl2
+7 +2
о-ль Mn + 5ē → Mn
Подбирают множители с учетом того, что число электронов отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем:
-1 0 -1 0
в-ль 2Cl - 2ē → Cl2 5 10Cl - 10ē →5Cl2
+7 +2 т.е +7 +2
о-ль Mn + 5ē → Mn 2 2Mn + 10ē → 2Mn
Проставляют коэффициенты в уравнение с учетом множителей:
16HCl + 2KMnO4 → KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
Расставляют недостающие коэффициенты, уравняв сначала атомы металлов, затем неметаллов, предпоследними уравниваются атомы водорода, последними - атомы кислорода.
16HCl + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
|
Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают схему процесса (или только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O72−) и восстановителя (H2S) и продукты их взаимодействия:
Cr2O72− + H2S = Cr3+ +S (т)
б) записывают полуреакции окисления и восстановления:
Cr2O72− → Cr3+ 1 уравнение
H2S → S(т) - 2 уравнение
в левой части 1 уравнения избыток кислорода, среда кислая, следовательно, добавляем в левую часть уравнения Н+, а в правую часть H2O (см. правило ниже)
Cr2O72− + H+ → 2Cr3+ + H2O
во 2 уравнении добавляем только водород:
H2S → S(т) + 2H+
в далее подбирают коэффициенты для уравнений полуреакций:
Cr2O72− + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O полуреакция восстановления.
H2S = S(т) + 2H+ полуреакция окисления
г ) балансируют заряды в правой и левой части уравнений электронами.
Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O 1
H2S − 2e− = S(т) + 2H+ 3
д) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись: Cr2O72− + 14H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т) + 6 H+
Сокращаем ионы водорода, тогда Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)
е) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4):
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4
ж) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).
|
Влияние среды
H2O2 - перекись водорода проявляет:
свойства окислителя: кислая среда: H2O2 + 2Н+ + 2ē → 2H2O
щелочная среда: H2O2 + 2ē → 2ОНˉ
свойства восстановителя: кислая среда: H2O2 - 2ē → О2 ↑ +2H+
щелочная среда: H2O2 + 2ОНˉ - 2ē → О2↑ + 2H2O
В водных растворах связывание избыточного кислорода зависит от рН.
Кислая среда: Оизб. + 2Н+ → H2O
Нейтральная и щелочная среда: Оизб + H2O → 2ОНˉ
|
Соединения марганца
|
Соединения хрома
|
+7
MnO4−
(КMnO4)
|
щелочная среда →
|
+6
MnO42− (К2MnO4)
зелен.
|
кислая среда →
|
Mn2+ (МnSO4)- бесцв.
|
нейтральная среда →
|
+4
MnO2↓ - бурый
|
|
H+ OH--
Cr+6 → Cr+3; Cr+3 → Cr+6 ;
H+
2CrO4 2- + 2H+ → Cr2O72- + H2O; 2CrO4 2- + 2H+ ← Cr2O72- + H2O
OH--
| |
Скачать 0.6 Mb.