Окислительно-восстановительных реакций

Распространенные окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород		Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O3 озон		Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды		Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O
Hal2 галогены		Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO− гипохлориты		Cl−
ClO3− хлораты		Cl−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная	NH3, NH4+ NO NO   NO2
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы   S H2S
Шестивалентный хром		Cr3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)		Mn2+	+1,23
MnO4− перманганаты	кислая среда нейтральная среда сильнощелочная среда	Mn2+ MnO2 MnO42−	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H+		Me0 H2	см. Электрохимический ряд активности металлов

 

- частицы (атом, молекула или ион), отдающие электроны, называются восстановителями.

Восстановителями могут быть:

1. Нейтральные атомы металлов и некоторые неметаллы (Zn^о, Mg^о, C^о и др.)

2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S^-2, J^-,…);

3. Положительно заряженные ионы металлов с низшей степенью окисления (Sn⁺²,Pb⁺²);

4. Сложные кислородосодержащие ионы с низшей степенью окисления (, );

5. Катод.

Наиболее употребляемыми восстановителями на практике являются: C, CO, H₂ , Zn, Ca, Mg, Al, Fe, H₂S, Na, Na₂S, Na₂S₂O₃, HI, KI, HBr, HCl, SnCl₂, NH₃, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 

Мнемонические правила для запоминания процессов окисления-восстановления, а также свойств окислителей и восстановителей:

1. Отдать — Окислиться, Взять — В осстановиться.

2. Окислитель — это грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны). Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Отдает грабителю, злодею-окислителю.

3. ПВО — Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.

4. Отдает — окисляется, сам Восстановителем является.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой диалектическое единство одновременно протекающих двух противоположных процессов – окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Методы составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций

 

При составлении уравнений ОВР, для удобства, в исходных веществах вначале ставят записывать восстановитель, затем окислитель и среду (если это необходимо); в продуктах реакции – продукты окисления, затем восстановления и другие вещества. Применяются два метода составления ОВР: электронного баланса и полуреакций (ионно-электронный метод).

Метод электронного баланса. Рассмотрим следующую реакцию

Na₂SO₃ + KMnO₄+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O.

Определяют окислительные числа элементов до и после реакции

+1 +4 –2 +1+7 -2 +1+6-2 +1+6-2 +1+6-2 +2+6-2 +1-2

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄+H₂O

Находят окислитель и восстановитель. Ион серы (S⁺⁴) в Na₂SO₃повышает свою степень окисления, то есть теряет электроны, является восстановителем и в процессе реакции окисляется. Ион марганца (Mn⁺⁷) в KMnO₄ понижает свою степень окисления, то есть присоединяет электроны, является окислителем и в процессе реакции восстанавливается, следовательно, в этой реакции Na₂SO₃ – восстановитель, KMnO₄ – окислитель.

Записывают в левой части начальное состояние серы и марганца, а в правой – конечное и определяют количество потерянных S⁺⁴ и принятых Mn⁺⁷ электронов

S⁴⁺ – 2e = S⁶⁺

Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺

Составляют электронный баланс, то есть общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов принятых окислителем. Определяют общее количество отданных и принятых электронов (общее наименьшее кратное). Оно равно 10. Следовательно, 10 электронов теряют 5 ионов серы и присоединяют 2 иона марганца

S⁴⁺ – 2e = S⁶⁺ 2 5

Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺ 5 2

 

Переносят эти коэффициенты в уравнение реакции

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

Определяют число молекул H₂SO₄, участвующих в реакции образования двух молекул MnSO₄ и молекулы K₂SO₄, и оно равно трем

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

По количеству атомов водорода в серной кислоте определяют число молекул воды

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

Правильность расстановки коэффициентов проверяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Метод полуреакций. Как показывает название, этот метод предусматривает раздельное составление ионных реакций для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты записывают в виде молекул.

В ионную схему включают те частицы, которые подвергаются изменению, то есть проявляют восстановительные или окислительные свойства, а также частицы, характеризующие среду: кислую – ион H⁺ , щелочную – OH^- и нейтральную – H₂O. Этот метод удобно использовать в том случае, когда реакция протекает в растворе или расплаве. Поэтому в электронно-ионном методе записывают реально существующие ионы

_.

Пример 1. Составить уравнение реакции взаимодействия KNO₂ с K₂Cr₂O₇ в кислой среде, используя метод полуреакций. Определяют окислитель и восстановитель. Окислителем в этой реакции является ион . В кислой среде он принимает 6 электронов и образует 2 иона Сr³⁺, а освободившийся кислород вместе с ионом H⁺ среды образует молекулы воды

+ 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O.

Это уравнение первой полуреакции – восстановление окислителя. Восстановителем является ион . Он отдает два электрона и окисляется до иона Получающийся в ходе реакции ион содержит больше кислорода, чем ион . Недостающее количество кислорода пополняется за счёт молекулы воды, при этом освобождается 2Н⁺ -иона

.

Общее число электронов, отдаваемых восстановителем и присоединяемых окислителем, должно быть равным. В нашем примере оно равно 6. Отсюда, записав уравнения обеих полуреакций, находят коэффициенты для окислителя и восстановителя

Суммируют электронно-ионные уравнения (предварительно умноженные на коэффициенты)

Сокращают подобные члены и составляют сокращенное ионное уравнение

Поэтому ионному уравнению составляют молекулярное уравнение, для чего каждому аниону приписывают соответствующий катион, а каждому катиону – соответствующий анион. И, как правило, сначала записывают формулы молекул восстановителя, затем – окислителя и среды

3KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄= 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O.

При составлении уравнений методом полуреакций следует учитывать следующие факторы:

а) записывать в ионном виде восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия, а затем уже приступать к составлению уравнений полуреакций. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в виде осадков, в виде молекул. Продукты реакции (взаимодействия восстановителя и окислителя) устанавливаются опытным путём на основании известных свойств элементов;

б) если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород в форме О^2- связывается в кислых растворах ионами Н⁺ в воду, а в нейтральных растворах – в гидроксид-ионы

О^2- + 2Н⁺ = Н₂О или О^2- + Н₂О = 2ОН^-;

в) если же исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты реакций, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счёт молекул воды

Н₂О = О^2- + 2Н⁺,

а в щелочных – за счёт гидроксид-ионов

2ОН^– = О^2- + Н₂О;

г) суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства должны быть равны.

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем используются реально существующие, а не гипотетические ионы. В самом деле, в растворе нет ионов Мn⁺⁷, Cr⁺⁶, S⁺⁶, а есть ионы .

При этом не нужно определять степени окисления атомов, а также видна роль среды как активного участника процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все образующиеся вещества: они определяются в уравнении реакции при его выводе.

Следует отдавать предпочтение методу полуреакций и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, которые протекают в водных растворах и расплавах.

 

 

12Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: