Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания и

выполнения работы:

Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Число электронов, смещенных от атома или к атому данного элемента в соединении, называется степенью окисления.

Процесс отдачи электронов называется окислением. Например:

Cu⁰ – 2ē = Cu⁺².

При окислении степень окисления элемента повышается.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Например:

Hg⁺²+ 2ē = Hg⁰.

При восстановлении степень окисления элемента понижается.

Восстановителями называются атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления.

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления.

Общая схема ОВР может быть записана так:

nē

 

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

По окислительно-восстановительным свойствам все вещества делятся на три группы:

1. Вещества, которые могут быть только окислителями. В молекулах таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в высшей степени окисления.

Атомы с высшими степенями окисления не могут отдавать электроны, а могут только присоединять их(табл.1)

Таблица 1

Важнейшие окислители

Элемент	Высшая степень окисления	Вещества - окислители
N	+5	HNO3
Mn	+7	KMnO4, HMnO4
Cr	+6	K2Cr2O7, CrO3
Pb	+4	PbO2
F		F2

 

2. Вещества, которые могут быть только восстановителями. В молекулах таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в низшей степени окисления.

Атомы с низшими степенями окисления не могут присоединять электроны, а могут только отдавать их(табл.2)

Таблица 2

 

Важнейшие восстановители

Элемент	Низшая степень окисления	Вещества- восстановители
N	-3	NH3
S	-2	H2S
Cl, Br, I	-1	HCl, HBr, HI
H	-1	Гидриды металлов (NaH)
Все металлы		Na, Fe, Al, Znит.д.

 

3. Вещества, которые могут быть как восстановителями, так и окислителями (в зависимости от второго участника реакции). Молекулы таких веществ содержат элементы в промежуточной степени окисления.

Атомы с промежуточными степенями окисления могут и присоединять, и отдавать электроны (табл.3)

Таблица 3

Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность

Элемент	Промежуточные степени окисления	Вещества
N		N2
+3	NaNO2
S		S
+4	SO2; К2SO3
Fe	+2	FeSO4; FeCl2
Sn	+2	SnCl2

 

На границе раствор электролита - инертный электрод (платин, графит) происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой возникает скачек потенциала φ.

Абсолютное значение φ не определяется, но измеряется относительное значение к водородному электроду сравнения, φ зависит от природы вещества, от концентрации электролита и от температуры.

Каждая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций. т.е. из двух электрохимических систем с электродвижущей силой:

ЭДС = ∆φ⁰ = φ⁰_ОК-ЛЯ – φ⁰_{ВОСС-ЛЯ},

где φ⁰ - стандартный электродный потенциал, значения которого приводятся в справочных таблицах.

Окислительно-восстановительные реакции протекают в данном направлении при условии положительного значения э.д.с (электродвижущая сила системы).

Вещество в разных реакциях может отдавать или присоединять разное число электронов, поэтому его эквивалентная масса может иметь различное значение.

В соответствии с этим, эквивалентная масса окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число электронов, которые присоединяет один моль окислителя или высвобождает один моль восстановителя в данной реакции: Мэ = М/z [г/моль], где z-число эквивалентности, z = nē (число электронов).

Например, KMnO₄ (М= 158,0 г/моль) в зависимости от кислотности среды восстанавливается по-разному. В кислой среде восстановление протекает по уравнению:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē =Mn²⁺ + 4H₂O.

Здесь nē = 5, z =5, эквивалентная масса Мэ (KMnO₄) = 158,0/5 = 31,6 г \моль.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

1. Метод электронного баланса:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

S⁺⁴ – 2ē = S⁺⁶ 5 процесс окисления

Mn⁺⁷ +5ē = Mn⁺² 2 процесс восстановления

 

2. Ионно-электронный метод.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, удобно использовать ионно-электронный метод (метод полуреакций). Этот метод основан на составлении уравнений полуреакций восстановления иона (молекулы) - окислителя и окисления иона (молекулы) – восстановителя с последующим суммированием этих полуреакций.

SO₃²⁻ + H₂O – 2ē = SO₄²⁻ + 2Н⁺ 5 процесс окисления

MnO₄⁻ + 8Н⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O 2 процесс восстановления

5SO₃²⁻ + 5H₂O + 2MnO₄⁻ + 16Н⁺ = 5SO₄²⁻ + 10Н⁺ + 2Mn²⁺ +8H₂O

сложив подобные члены, получают ионное уравнение:

5SO₃²⁻ + 2MnO₄⁻ + 6Н⁺ = 5SO₄²⁻ + 2Mn²⁺ +3H₂O,

по которому составляют молекулярное уравнение реакции (для этого к каждому аниону приписывают соответствующий катион, а к каждому катиону – соответствующий анион с учетом подобранных коэффициентов):

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

 

Вопросы к защите работы:

1. Среди веществ – хлорид железа (II), хлорид железа (III), металлическое железо сероводород, сульфит натрия, серная кислота – укажите восстановитель, окислитель и вещество с окислительно-восстановительной двойственностью.

2. Подберите стехиометрические коэффициенты в уравнения реакций:

Н₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₂ + KClO₃ + KOH = K₂MnO₄ + KCl + H₂O

Укажите в них окислитель, восстановитель и реакцию среды (рН).

3. Укажите уравнения реакций: межмолекулярной, внутримолекулярной и

диспропорционирования (самоокисления самовосстановления); в уравнения следующих реакций подберите стехиометрические коэффициенты:

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO₃ + H₂O

Cl₂ + K₂MnO₄ → KCl + KMnO₄

KClO₃ → KCl + O₂

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

 

Ø Учебная литература: /1/, с. 259-266; /2/, с.18-33; /3/, с.251.