Механизм окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например:

Al⁰ – 3 e = Al ³⁺

2Cl^- - 2 e = Cl₂⁰

Fe²⁺ - e = Fe³⁺

В данных примерах Al⁰, Cl^-, Fe²⁺ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl³⁺, Сl₂⁰, Fe³⁺называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом явля­ется окислителем, например:

Ca²⁺+ 2 e = Ca⁰

Cl₂⁰ + 2 e = 2Cl^-

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl₂,F₂, О₂) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, Fe⁺³). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S^-2, Сl^-1, N^-3, P^-3);

Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса, либо метод электронно-ионных уравнений (иногда последний называют «метод полуреакций»). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота (H₂SO₄) вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):

H₂SO_{4 (конц.)} + HJ → H₂S + J₂ + H₂O

Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:

J^-→ J⁰₂
S⁺⁶→ S^-2

Чтобы составить уравнение электронного баланса необходимо учесть, что количествочастиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой

2J^-→ J₂⁰
S⁺⁶ → S^-2

Далее необходимо определить количество электронов, принявших участие в реакции:

2J^- - 2 e → J⁰₂
S⁺⁶ + 8 e → S^-2

Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:

2J^- - 2 e → J⁰₂ |8
S⁺⁶ + 8 e → S^-2 |2

Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:

2J^- - 2 e → J⁰₂ |4
S⁺⁶ + 8 e → S^-2 |1

Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:

2J^- - 2 e → J⁰₂ |4
S⁺⁶ + 8 e → S^-2 |1
____________________
8J^- + S⁺⁶ → 4 J⁰₂ + S^-2

После этого необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции. Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + Н₂O

Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента «4» перед водой, получим полное уравнение:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + 4Н₂O

Данное уравнение можно составить, используя метод электронно-ионного баланса. В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:

HJ ↔ Н⁺ + J^-
H₂S ↔ 2Н⁺ + S^2-

J₂ не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н₂О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:

2J^- - 2 e → J⁰₂
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:

SO₄^-2 → S^-2

Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:

SO₄^-2 → S^-2 + 4H₂О

Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):

SO₄^2- + 8Н⁺ → S^-2 + 4H₂О

Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций:

SO₄^2- + 8Н⁺ + 8 е → S^-2 + 4H₂О

Суммируя обе полуреакции, получим уравнение электронного баланса:

2J^- - 2 e → J⁰₂ |8 4
SO₄^2- + 8Н⁺ + 8 е → S^-2 + 4H₂О |2 1
_____________________________________
8J^- + SO₄^2- +8Н⁺ → 4J₂⁰ + S⁰ + 4H₂O

Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восста­новительной реакции, чем метод электронного баланса. Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстановительных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса. Некоторые окислительно-восстановительные процессы осуществляются при участии щелочной среды, например:

KcrO₂ + Br₂ + KOH → KBr + K₂CrO₄ +H₂O

В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО₂^-), который кисляяется до хромат-иона (CrO^-2₄). Окислитель – бром (Br⁰₂) восстанавливается до бромид-иона (Br^-):
СrO₂^- → CrO₄^2-
Br⁰₂ → 2 Br^-

Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH^-):
CrO₂^- + 4OH^- - 3 e = CrO^2-₄ + 2H₂O

Вторую полуреакцию составляем уже известным способом:
CrO₂^- + 4OH^- -3 е = CrO₄^2-+ 2H₂O |2
Br⁰₂ + 2 e = Br^- |3
__________________________________________
2CrO₂^- + 3Br₂⁰ + 8OH^- = 2CrO^2-₄ + 6Br^- + 4H₂O

После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного процесса примет вид:

2KcrO₂ + 3Br₂ + 8KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 4H₂O.

В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и недиссоциируемые вещества. Например:

AsH₃ + HNO₃ = H₃AsO₄ + NO₂ + 4H₂O

Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:

AsH₃ + 4H₂O – 8 e = AsO₄^3- + 11H⁺ |1
NО₃ + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O |8
________________________________________________
AsH₃ + 8NО₃ + 4H₂O + 2H⁺ = AsO₄^3- + 8NO₂ + 11H⁺O

Молекулярное уравнение примет вид:

AsH₃ + 8HNO₃ = H₃AsO₄ + 8NO₂ + 4H₂O.

 

Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота:

Cu₂S + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O

В окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:

Cu⁺ → Cu²⁺
S^2- → S⁺⁶
N⁵⁺ → N⁺²

В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:

2Cu⁺ - 2 e → 2Cu^{2+ |}10 e
S^2- - 8 e → S^{6+
_______________________}
N⁵⁺ + 3 e → N^{2+ |}3 e

При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:

2Cu⁺ - 2 e → 2Cu²⁺
S^2- - 8 e → S^{6+ 3 (процессы восстановления)
_______________________}
N⁵⁺ + 3 e → N^{2+ 10 (процесс окисления)}
_____________________________________

6Cu⁺ + 3S^2- + 10N⁵⁺ → 6Cu²⁺ + 3S⁶⁺ + 10N²⁺

В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:

3Cu₂S + 22HNO₃ = 6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 10NO + 8H₂O.

Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:

C₆H₁₂O₆ +KmnO₄ + H₂SO₄ > CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

При составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O – 24 e = 6CO₂ + 24H⁺

Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:

MnO₄^-+ 8H⁺ + 5 e = Mn²⁺ +4H₂O

В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O – 24 e = 6CO₂ + 24H^{+ |}5
MnО₄^- +8H⁺ + 5 e = Mn⁺² + 4H₂O |24
___________________________________________________

5C₆H₁₂O₆ + 30H₂O + 24MnО₄^- + 192H⁺ = 30CO₂ + 120H⁺ + 24Mn²⁺ + 96H₂O

Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции, получим итоговое молекулярное уравнение:

5C₆H₁₂O₆ + 24KmnO₄ + 36H₂SO₄ = 30CO₂ + 24MnSO₄ + 12K₂SO₄ + 66H₂O

Экспериментальная часть

ЦЕЛЬ РАБОТЫ: исследовать ОВР; окислительные способности перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной среде.

ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ: штатив с пробирками, раствор перманганата калия, раствор сульфита натрия, раствор серной кислоты, дистиллированная вода, раствор гидроксида натрия (гидроксида калия).

 

ОПЫТ 1. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ.

 

В пробирку влейте 2-3мл раствора перманганата калия, добавьте немного серной кислоты и сульфита натрия. Что наблюдаете? Напишите уравнение соответствующей реакции. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении.

 

ОПЫТ 2. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ.

В пробирку влейте 2-3мл раствора перманганата калия, добавьте немного раствора гидроксида натрия (или раствора гидроксида калия) и сульфита натрия. Что наблюдаете? Напишите уравнение соответствующей реакции. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении.

 

ОПЫТ 3. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ.

В пробирку влейте 2-3мл раствора перманганата калия, добавьте немного дистиллированной воды и сульфита натрия. Что наблюдаете? Напишите уравнение соответствующей реакции. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении.

 

Задания.

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

2. Какой процесс называется: а) окислением? б) восстановлением?

3. Какие вещества называются: а) окислителями? б) восстановителями?

4.Методом электронного баланса найдите коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

a) KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

b) K₂MnO₄ + H₂O → KMnO₄ + MnO₂ + KOH

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: