Окислительно-восстановительные реакции

Содержание

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов. Реакции окислительно — восстановительные

Окислительно-восстановительные реакции

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или «  » после цифры, например, Са2+.

Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью  отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или «  ».

Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO2 степень окисления С равна +4, а в молекуле СН4 степень окисления С равна 4.

Валентность же углерода  и в том, и в другом соединении равна IV.

Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением  процесс присоединения электронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями.

При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

 Окислители и восстановители

Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп).

Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5).

К важным окислителям относятся PbO2 , KMnO4 , Cа(SO4)2 , К2Сr2O7 , HClO, HClO3, КСIO4, NaBiO3, H2SO4(конц), HNO3(конц) , Na2O2 , (NH4)2S2O8 , КСIO3 , H2O2 и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H2S, NH3, HI, KI, SnCl2 , FeSO4 , C, H2 , CO, H2SO3 , Cr2(SO4)3 , CuCl, Na2S2O3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

Вещества, содержащие атомы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно только окислителями, например К2Сг2O7 , КМпO4 , PbO2 , HClO4 или только восстановителями, например NH3 , H2S, HI.

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т. е. могут быть как восстановителями (при действии более активного, чем они, окислителя), так и окислителями (при действии более активного, чем они, восстановителя). Такие вещества проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах  дает ионно-электронный метод.

С помощью этого метода прогнозируют изменения, которые претерпевают реально существующие в растворе ионы и молекулы.

Помимо прогнозирования продуктов реакции, ионные уравнения полуреакций необходимы для понимания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе и в гальванических элементах.

Этот метод отражает роль среды как участника процесса.

И наконец, при использовании этого метода необязательно заранее знать все образующиеся вещества, так как многие из них получаются при составлении уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отражают реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных реакциях, их нельзя отождествлять с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.

На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.

 Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов

Важными процессами в животных организмах являются реакции ферментативного окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организмы получают большое количество энергии.

Приблизительно 90% всей потребности взрослого мужчины в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров.

Остальную часть энергии  ~10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Биологическое окисление протекает по сложным механизмам при участии большого числа ферментов. В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов.

В качестве переносчиков электронов в дыхательную цепь митохондрий входят различные белки, содержащие разнообразные функциональные группы, которые предназначены для переноса электронов. По мере продвижения по цепи от одного интермедиата к другому электроны теряют свободную энергию.

На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислороду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.

На синтез 1 молекулы АТФ в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значительная часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молекулах АТФ.

Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного восстановителя к кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кислороду, разбивается на ряд порций, соответствующих отдельным стадиям окисления.

На трех таких стадиях количество выделяющейся энергии примерно соответствует энергии, необходимой для синтеза 1 молекулы АТФ.

Источник: http://himege.ru/ovr/

Как решать окислительно-восстановительные реакции? | We are students – Мы студенты!

Окислительно-восстановительные реакции

Что ответить человеку, которого интересует, как решать окислительно-восстановительные реакции? Они нерешаемы. Впрочем, как и любые другие. Химики вообще не решают ни реакции, ни их уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции (ОВР) можно составить уравнение и расставить в нём коэффициенты. Рассмотрим, как это сделать.

Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем),  а другая – принимает их (окислитель).

Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась.  – здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.

У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон – частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись  следует читать так: 0 – (-1) = +1, где (-1) – и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) – это и есть те два электрона, которые принял атом серы.

Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:

Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы – восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге.

На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах.

Покажем электронный баланс для данной реакции:

Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении.

То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов),  а атомов натрия – по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия.

Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).

Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.

Рассмотрим, как “решать” оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:

Определим степени окисления атомов всех элементов:

Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:

Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты – это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.

Запишем их в уравнение:

Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем – кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.

В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в H2S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.

Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10,  в правой – только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул H2S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды.  Все сходится, значит действия выполнены правильно.

Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции.

Если же под этим вопросом подразумевалось  “закончите уравнение ОВР” или ” допишите продукты реакции “, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс.

В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления , как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.

Окислительно-восстановительные реакции – видео

реакция, решение, химия

Источник: https://westud.ru/kak-reshat-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii/

1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Изменение степеней окисления происходит из-за полной или частичной передачи электронов от одних атомов к другим:

Поскольку электроны имеют заряд «-1» , следовательно, понижение степени окисления атома химического элемента происходит в результате приобретения им дополнительных электронов.

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO3.

Аналогично повышение степени окисления происходит в том случае, когда атом элемента теряет некоторое количество своих электронов. Процесс потери атомом электронов называют окислением:

Химическое вещество, которое содержит окисляющиеся атомы, называют восстановителем.  В указанном примере восстановителем является фосфин PH3.

Межмолекулярные ОВР

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы окислителя и атомы восстановителя находятся в разных веществах. Например:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции,  в которых атомы восстановителя и атомы окислителя содержатся в одном веществе. Например:

Реакции диспропорционирования

Реакциями диспропорционирования называют такие реакции, в которых атомы одного химического элемента, являются окислителями и восстановителями и при этом находятся в одном веществе. Такие реакции также называют реакциями самоокисления-самовосстановления. Например, к таким реакциям относятся все реакции взаимодействия галогенов с растворами щелочей:

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом:

1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода:

2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления.

3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид:

4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям:

5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции:

6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора:

Примечание:Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций. Обратите внимание на составление электронного баланса для реакции горения этана в кислороде:Как можно видеть в первом уравнении полуреакции, мы учли то, что в левой части уравнения уже сразу содержится не менее двух атомов углерода, поскольку одна формульная единица C2H6 содержит два атома C. По этой причине мы поставили коэффициент 2 перед атомами углерода в левой и правой частях полуреакции, а также удвоили количество «уходящих» электронов (14 вместо 7-ми).Во второй полуреакции мы также учли, что в левой части уравнения реакции не может быть менее двух атомов кислорода, поскольку 2 атома  O содержатся в одной молекуле O2. Однако как вы могли заметить, в случае простого вещества кислорода мы не стали писать 2O, а записали O2.  Также следует поступать и в случае других простых молекулярных веществ, например, O2, F2, Cl2, N2, H2 и т.д.

Очевидно, что электронный баланс — не самая сложная часть в процессе составления уравнения окислительно-восстановительной реакции. Часто трудности возникают в том, какие продукты записывать в правой части схемы реакции.

Для того чтобы записывать уравнения ОВР, не нужно пытаться выучить все возможные реакции, тем более, что это невозможно в принципе. Надо учиться их составлять.

В первую очередь, что действительно следует выучить, так это формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в зависимости от среды раствора. Среда раствора определяется по наличию или отсутствию среди реагентов кислоты или щелочи.

Также всегда нужно помнить, что в качестве возможных продуктов не следует писать формулы веществ, реагирующих с остальными продуктами и/или со средой. Так, например, в продуктах не может быть кислоты, если изначально среда раствора щелочная и наоборот.

В общем, говоря более простыми словами, все продукты должны быть химически «безразличны» друг к другу, а также к среде раствора (исключение — электролиз).

Ниже представлены основные окислительно-восстановительные переходы окислителей и восстановителей в зависимости от среды. Во многих случаях указаны не целые формулы веществ, а формулы ионов, входящих в их состав.

В таком случае для записи уравнения реакции в молекулярном виде формулу иона требуется дополнить противоионами.

Катионы металлов, чаще всего, объединяют с кислотными остатками, если среда кислая, а анионы с катионами металлов (если среда щелочная) или водорода, если среда кислая или нейтральная.

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток.

Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов.

Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом.

Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

— металлические покрытия.

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа.

Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii-i-korrozija

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции

Смотрите также Окислительно-восстановительное равновесие

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).

Стадии ОВР

Окисление – отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.

Восстановление – присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.

ОВР – сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.

Правила ОВР

Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.

Кислая среда

В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.

Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.

Примечание: +4 – промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).

Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn2+.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.

Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения – 8 протонов.

Семь минус два – плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два – плюс пять электронов. Все уравнено.

Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.

3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

Сокращаем протоноы и воду.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

Щелочная среда

В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH– группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.

Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны – воду.

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

Определяем степень окисления:

Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):

Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа – 3 воды.

Итоговое уравнение реакции:

Нейтральная среда

В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH– групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H+.

Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода – среда протекания реакции.

Сера из степени окисления +7 переходит в +6 – персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 – бромид ион окисляется до брома.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2

Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем –2

3. Суммарное уравнение электронного баланса.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K2SO4. Вода оказалась не нужна – заключаем в квадратные скобки.

Классификация ОВР

  1. Окислитель и восстановитель – разные вещества
  2. Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация). Элемент в промежуточной степени окисления.

  3. Окислитель или восстановитель – среда для прохождения процесса
  4. Внутримолекулярное окисление-восстановление. В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.

    Твердофазные, высокотемпературные реакции.

Количесвеннная характеристика ОВР

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E0 – электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об окислительно-восстановительном равновесии.

Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:

,

Например:

Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные – в щелочной.

Источник: http://studentoriy.ru/okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii/

Окислители и восстановители: характеристика

Атомы, которые в процессе химического превращения электроны отдают, называются восстановителями, их степень окисления (СО) в результате увеличивается. Атомы, принимающие электроны, называют окислителями, и их СО уменьшается.

Говорят, что окислители, принимая электроны, восстанавливаются, а восстановители — окисляются в процессе отдачи электронов.

Важнейшие представители окислителей и восстановителей представлены в следующей таблице:

Типичные окислителиТипичные восстановители
Простые вещества, состоящие из элементов с высокой электроотрицательностью (неметаллы): йод, фтор, хлор, бром, кислород, озон, сера и т. п.Простые вещества, состоящие из атомов элементов с низкой электроотрицательностью (металлы или неметаллы): водород H2, углерод C (графит), цинк Zn, алюминий Al, кальций Ca, барий Ba, железо Fe, хром Cr и так далее.
Молекулы или ионы, содержащие в составе атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления:

  • оксиды (SO3, CrO3, CuO, Ag2O и др.);
  • кислоты (HClO4, HNO3, HMnO4 и др.);
  • соли (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 и др.).
Молекулы или ионы, имеющие в своём составе атомы металлов или неметаллов с низкими степенями окисления:

  • водородные соединения (HBr, HI, HF, NH3 и т. д.);
  • соли (бескислородных кислот — K2S, NaI, соли сернистой кислоты, MnSO4 и др.);
  • оксиды (CO, NO и др.);
  • кислоты (HNO2, H2SO3, H3PO3 и др.).
Ионные соединения, содержащие катионы некоторых металлов с высокими СО: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ и другие.Органические соединения: спирты, кислоты, альдегиды, сахара.

На основе периодического закона химических элементов чаще всего можно предположить окислительно-восстановительные способности атомов того или иного элемента. По уравнению реакции также несложно понять, какие из атомов являются окислителем и восстановителем.

Как определить, является атом окислителем или восстановителем: достаточно записать СО и понять, какие атомы её увеличили впроцессе реакции (восстановители), а какие уменьшили (окислители).

Вещества с двойственной природой

Атомы, имеющие промежуточные СО, способны и принимать и отдавать электроны, в результате этого вещества, содержащие в своём составе такие атомы, будут иметь возможность проявить себя как окислителем, так и восстановителем.

Примером может быть пероксид водорода. Содержащийся в его составе кислород в СО -1 может как принять электрон, так и отдать его.

При взаимодействии с восстановителем пероксид проявляет окислительные свойства, а с окислителем — восстановительные.

Рассмотреть подробнее можно при помощи следующих примеров:

  • восстановление (пероксид выступает как окислитель) при взаимодействии с восстановителем;

SO2 + H2O2 = H2SO4

О-1 +1е = О-2

  • окисление (пероксид является в этом случае восстановителем) при взаимодействии с окислителем.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5О2 + K2SO4 + 8H2O

2О-1 -2е = О20

Классификация ОВР: примеры

Различают следующие типы окислительно-восстановительных реакций:

  • межмолекулярное окисление-восстановление (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул);
  • внутримолекулярное окисление-восстановление (окислитель находится в составе той же молекулы, что и восстановитель);
  • диспропорционирование (окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента);
  • репропорционирование (окислитель и восстановитель образуют в результате реакции один продукт).

Примеры химических превращений, относящихся к различным типам ОВР:

  • Внутримолекулярные ОВР — это чаще всего реакции термического разложения вещества:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

N2 + 3H2 = 2NH3

  • Реакции диспропорционирования:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

  • Реакции репропорционирования:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Токовые и бестоковые ОВР

Окислительно-восстановительные реакции также разделяют на токовые и бестоковые.

Первый случай — это получение электрической энергии за счёт химической реакции (такие источники энергии могут использоваться в двигателях машин, в радиотехнических устройствах, приборах управления), либо электролиз, то есть химическая реакция, наоборот, возникает за счёт электроэнергии (с помощью электролиза можно получать различные вещества, обрабатывать поверхности металлов и изделий из них).

Примерами бестоковых ОВР можно назвать процессы горения, коррозии металлов, дыхания и фотосинтеза и т.д.

Метод электронного баланса ОВР в химии

Уравнения большинства химических реакций уравниваются несложным подбором стехиометрических коэффициентов.

Однако при подборе коэффициентов для ОВР можно столкнуться с ситуацией, когда количество атомов одних элементов не удаётся уравнять, не нарушая при этом равенство количеств атомов других.

В уравнениях таких реакций подбирают коэффициенты методом составления электронного баланса.

Основывается метод на том, что сумма принимаемых окислителем электронов и количество отдаваемых восстановителем приводится к равновесию.

Метод складывается из нескольких этапов:

  1. Записывается уравнение реакции.
  2. Определяются СО элементов.
  3. Определяются элементы, которые в результате реакции изменили свои степени окисления. Отдельно записываются полуреакции окисления и восстановления.
  4. Подбираются множители для уравнений полуреакций так, чтобы уравнять принятые в полуреакции восстановления и отданные в полуреакции окисления электроны.
  5. Подобранные коэффициенты проставляются в уравнение реакции.
  6. Подбираются остальные коэффициенты реакции.

На простом примере взаимодействия алюминия с кислородом удобно написать уравнивание поэтапно:

  • Уравнение: Al + O2 = Al2О3
  • СО у атомов в простых веществах алюминия и кислорода равны 0.

Al0 + O20 = Al+32O-23

Al0 -3е = Al+3;

O20 +4e = 2O-2

  • Подбираем коэффициенты, при умножении на которые сравняется количество принятых и количество отданных электронов будет одинаковым:

Al0 -3е = Al+3 коэффициент 4;

O20 +4e = 2O-2 коэффициент 3.

  • Проставляем коэффициенты в схему реакции:

4Al + 3O2 = Al2O3

  • Видно, что для уравнивания всей реакции достаточно поставить коэффициент перед продуктом реакции:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Примеры заданий на составление электронного баланса

Могут встречаться следующие задания на уравнивания ОВР:

  • Взаимодействие перманганата калия с хлоридом калия в кислой среде с выделением газообразного хлора.

Марганцевокислый калий KMnO4 (перманганат калия, «марганцовка») — сильный окислитель за счёт того, что в KMnO4 степень окисления Mn равна +7. С его помощью часто получают газообразный хлор в лабораторных условиях по следующей реакции:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K+1Cl-1 + K+1Mn+7O4-2 + H2+1S+6O4-2 = Cl20 + Mn+2S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + H2+1O-2

Электронный баланс:

Как видно после расстановки СО, атомы хлора отдают электроны, повышая свою СО до 0, а атомы марганца электроны принимают:

Mn+7 +5е = Mn+2 множитель два;

2Cl-1 -2е = Cl20 множитель пять.

Проставляем в уравнение коэффициенты в соответствии с подобранными множителями:

10K+1Cl-1 + 2K+1Mn+7O4-2 +H2SO4 = 5Cl20 + 2Mn+2S+6O4-2 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество остальных элементов:

10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

  • Взаимодействие меди (Cu) с концентрированной азотной кислотой(HNO3) с выделением газообразного оксида азота (NO2):

Cu + HNO3(конц.) = NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

СО :

Cu0 + H+1N+5O3-2 = N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Электронный баланс :

Как видно, атомы меди повышают свою СО с нуля до двух, а атомы азота — снижают с +5 до +4

Cu0 -2е = Cu+2 множитель один;

N+5 +1е = N+4 множитель два.

Проставляем в уравнение коэффициенты:

Cu0 + 4H+1N+5O3-2 = 2N+4O2 ­ + Cu+2(N+5O3-2)2 + H2+1O-2

Уравниваем остальные элементы:

Cu + 4HNO3(конц.) = 2NO2 ­ + Cu (NO3)2 + 2H2O

  • Взаимодействие дихромата калия с Н2S в кислой среде:

Запишем схему реакции, расставим СО:

К2+1Сr2+6О7-2 + Н2+1S-2 + Н2+1S+6O4-2 = S0 + Сr2+3(S+6O4-2)3 + K2+1S+6O4-2 + H2O

S-2 –2e = S0 коэффициент 3;

2Cr+6 +6e = 2Cr+3 коэффициент 1.

Подставляем:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + Н2О

Уравниваем остальные элементы:

К2Сr2О7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние реакционной среды

Характер среды влияет на протекание тех или иных ОВР. Роль реакционной среды можно проследить на примере взаимодействия перманганата калия (KMnO4) и сульфита натрия (Na2SO3) при различных значениях рН:

  1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH 7 щелочная среда).

Видно, что изменение кислотности среды приводит к образованию разных продуктов взаимодействия одних и тех же веществ. При изменении кислотности среды они происходят и для других реагентов, вступающих в ОВР. Аналогично показанным выше примерам реакции с участием дихромат-иона Cr2O72- будут проходить с образованием разных продуктов реакции в различных средах:

в кислой среде продуктом будет Cr3+;

в щелочной — CrO2—, CrO33+;

в нейтральной — Cr2O3.

Источник: https://1001student.ru/himiya/okislitelno-vosstanovitelnye-reaktsii.html

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть