Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ




Цель работы: освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, установление возможности их протекания, и влияние рН на ход реакции.

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов реагирующих веществ. Химические реакции второго типа сопровождаются изменением степеней окисления взаимодействующих веществ и называются окислительно-восстановительными:

– реакция обмена;

– окислительно-восстановительная реакция.

Степенью окисления (с. о.) называется условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из простых ионов. Положительная степень окисления определяется количеством электронов, отданных электронейтральным атомом, отрицательная – количеством электронов, принятых электронейтральным атомом.

Степень окисления атома в соединении можно вычислить, зная, что молекула электронейтральна, т. е. алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю. При этом исходят из правила, что некоторые атомы в соединениях имеют постоянную степень окисления:

а) с. о. атомов в простых веществах равна нулю;

б) с. о. водорода в соединениях всегда (+1), кроме гидридов;

в.)с. о. кислорода в соединениях всегда (2), кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов, ;

г) с. о. фтора в соединениях всегда (1);

д) с. о. атомов металлов всегда положительна и равна:

I A гр. – (+1); II A, B гр. – (+2); III A, B гр. – (+3);

е) атомы неметаллов могут иметь как положительную, так и отрицательную степень окисления. Отрицательная с. о. определяется числом электронов, которые может принять электронейтральный атом и равна: (№ гр. – 8); высшая положительная с. о. равна № гр., наиболее устойчивая промежуточная положительная определяется как (№ гр. – 2).

Пользуясь этими правилами, можно определить с. о. любого атома в соединении. Например, определим с. о. хлора в следующих соединениях:

+1 + x = 0 +1 + x –2 = 0 +2 + 2x – 6×2 = 0 +1 + x – 8 = 0
x = –1 x = +1 x = +5 x = +7

Основные положения теории окислительно-восстановительных процессов

1. Окисление-восстановление – это единый процесс.

2. Окислением называется процесс отдачи электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

3. Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны, называется окислителем. При присоединении электронов окислитель восстанавливается.

4. Атомы элемента, находящегося в высшей степени окисления, могут проявлять только окислительные свойства, а в низшей степени окисления – только восстановительные свойства. Атом элемента, находящегося в промежуточной степени окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Важнейшие окислители:

а) типичные неметаллы – фтор, хлор, кислород и др. Проявляя окислительные свойства, они принимают электроны и превращаются в отрицательные ионы ( );

б) кислоты и их соли, содержащие атомы металлов и неметаллов в высшей степени окисления – и др.

Из кислот наибольшее практическое значение в качестве окислителей имеют азотная и концентрированная серная;

в) водород в степени окисления +1 (в растворах кислот и воде) –

;

г) ионы, содержащие металлы в высшей степени окисления – Pb2+, MnO4, CrO42–и др.

Важнейшие восстановители:

а) нейтральные атомы: металлы и некоторые неметаллы ( и др.). Наиболее сильные восстановители (щелочные и щелочно-земельные металлы) в химических реакциях отдают электроны.

Например: ;

б) отрицательно заряженные ионы неметаллов: (например, в соединениях ) и др.;

в) ионы металлов в низшей степени окисления: и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью: могут быть как окислителями, так и восстановителями. Например:

, .
восстановление окисление

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три типа: 1) молекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул, 2) внутримолекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы, 3) диспропорционирования – характерны для веществ, имеющих в своем составе атомы элемента в промежуточной степени окисления.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Этим методом определяют стехиометрические коэффициенты с помощью электронных уравнений. Для этого:

1. Составляют схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отмечают элементы, изменяющие степень окисления, находят окислитель и восстановитель.

2. Составляют схемы полуреакций, уравнивая число зарядов в левой и правой части каждой полуреакции.

3. Подбирают коэффициенты для полуреакций с учетом того, что число электронов, отдаваемое восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем.

4. Складывают уравнения полуреакций с учетом коэффициентов.

5. Расставляют коэффициенты в уравнении реакции.

Например:

,

восстановитель процесс окисления;
окислитель процесс восстановления.

Для количественной характеристики окислительно-восстанови-тельной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, пользуются величинами электродных или окислительно-восстановительных потенциалов.

Чем больше алгебраическая величина электродного потенциала, тем активнее данная частица как окислитель, и наоборот.

Пользуясь таблицей стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления и направленность окислительно-восстановительных реакций. Процесс может протекать в выбранном направлении при условии, если разность потенциалов имеет положительное значение, а, следовательно, и ЭДС системы величина положительная.

Например, перманганат калия можно получить окислением манганата калия бромом: .

Можно ли вместо брома использовать хлор или йод?

По таблице стандартных окислительно-восстановительных потенциалов находим электродные потенциалы пар:

= 0,56 В; =1,36 В;
= 1,08 В; = 0,53 В.

Вычисляем ЭДС реакций: ЭДС = Еокис.Eвосст

а) ЭДС = 1,08 – (+0,56) = 0,52 (В);

б) ЭДС = 1,36 – (+0,56) = 0,80 (В);

в) ЭДС = 0,53 – (+0,56) = – 0,03 (В).

Значит, в качестве окислителя можно использовать хлор, но нельзя йод.

При решении вопроса возможного направления протекания окислительно-восстановительных реакций следует помнить:

1. Окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования менее активных веществ из более активных.

2. Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь в большинстве случаев протекает та, ЭДС которой наибольшая.

Экспериментальная часть







Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 214. Нарушение авторских прав

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2017 год . (0.023 сек.) русская версия | украинская версия