prosdo.ru
добавить свой файл
1 2 3

ОВР







ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Для того, чтобы определить степени окисления элементов, нужны определенные знания и способы их применения.

Какие это знания?

  1. Электроотрицательность – способность атомов притягивать к себе общие электронные пары. Притягивая к себе электроны, атомы приобретают частичный отрицательный заряд. Наиболее электроотрицательными являются неметаллы: фтор, кислород и азот. Металлы, как правило, смещают электроны от себя, приобретая положительный заряд. Сравнить электроотрицательность разных элементов можно с помощью ряда электроотрицательности, или по положению в периодической системе.

Степень окисления. Понятие степени окисления весьма формально: это заряд, который приобрел бы атом, если бы все связи в молекуле стали ионными.
Способы определения степени окисления.

При определении степени окисления в неорганических веществах чаще всего пользуются алгебраическим методом и находят усредненное значение степени окисления. Именно поэтому иногда степень окисления выражается нецелыми числами. Степень окисления каждого отдельного атома должна быть целым числом (потому что смещается целое количество электронов).

  1. Правила определения степени окисления:

  • Степень окисления элементов в простых веществах равна 0.

  • Фтор в соединениях имеет степень окисления – 1.
  • Металлы 1-2 группы главной подгруппы в соединениях имеют степень окисления +№ группы. (В принципе, можно сказать, что бор и алюминий тоже имеют степень окисления +№ группы, так как в школьном курсе с другими степенями окисления этих элементов мы не сталкиваемся. Но строго говоря, у алюминия, галлия, индия и таллия есть соединения, в которых они проявляют степень окисления +1)


  • Водород в большинстве соединений проявляет степень окисления +1, и только в гидридах (соединениях с металлами) может быть – 1.

  • Кислород чаще всего проявляет степень окисления – 2. Однако, в соединениях с фтором может быть +1 или +2, в соединениях с активными металлами и водородом может проявлять степень окисления – 1 (пероксиды), и дробные степени окисления (надпероксиды и озониды).

  • Все остальные неметаллы могут проявлять переменные степени окисления от (№ группы – 8) – низшая степень окисления до + № группы – высшая степень окисления. Если атом неметалла является в молекуле наиболее электроотрицательным, то его степень окисления скорее всего будет низшей (№ группы – 8).

  • Металлы побочных подгрупп и главных подгрупп 4 – 6 групп могут иметь только положительные степени окисления в соединениях, причем у элементов побочных подгрупп номер группы не всегда соответствует высшей степени окисления (например, медь +2, золото +3, железо +6, никель +2, кобальт +3 и т.д.). Степень окисления этих элементов можно определить только по формуле.


Алгебраический метод определения степени окисления исходит из того, что молекула в целом электронейтральна, то есть сумма степеней окисления всех элементов равна нулю.

Например,

Ca+2(S-2C+4N-3)2

Кальций имеет постоянную степень окисления в веществе +2. Значит, ион SCN- имеет заряд -1.В этом ионе наиболее электроотрицательным является азот, значит, он будет иметь степень окисления -3. Наименее элекроотрицательным будет углерод, он приобретет степень окисления +4. Пусть степень окисления серы х, так как алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, то: (+2) +2∙(х+(+4) +(-3))= 0, откуда х = -2.
K+14[Fe+2(C+2N-3)6]

Калий имеет постоянную степень окисления +1. 4 атома калия дают заряд 4+. Следовательно, комплексный ион имеет заряд 4-. Цианид ион имеет заряд 1-. таких ионов 6. Значит, они дают -6. Тогда степень окисления железа равна х+6∙ (-1) = -4. Откуда х =+2. Определим степень окисления атомов в цианид ионе. В нем азот более электроотрицательный элемент, чем углерод. Значит, азот имеет степень окисления -3. Тогда степень окисления углерода (у) равна у+(-3) =-1, у=+2

Графический метод определения степени окисления.

Последовательность действий:

1) изображается полная структурная формула вещества;

2) по каждой связи стрелкой показывается смещение электрона к наиболее электроотрицательному элементу;

3) все связи С – С считаются неполярными;

4) далее ведется подсчет: сколько стрелок направлено к атому, столько «–» , сколько от атома – столько «+». Сумма «–» и «+» определяет степень окисления атома. Рассмотрим несколько примеров:



ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными.

Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается.

Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.

Так, в реакции:

2FeCl3 + 2KI  I2 + 2FeCl2 + 2KCl

окислителем является Fe3+ (Fe3+ + 1e = Fe2+), а восстановителем - ион I:



Такое уравнение называется полуреакцией. Окисленная (ox) и восстановленная (red) формы, участвующие в полуреакции, составляют так называемую редокс-пару.

Соединения, содержащие атом какого-либо элемента в низшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только восстановителями. Напротив, соединения элемента, находящегося в высшей возможной степени окисления, могут быть за счет этого элемента только окислителями.


Окислительно-восстановительные реакции бывают:

1) межмолекулярные, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:

6C4O2 + 6H2O2+ 6(фотосинтез в зеленых растениях)

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента (реакции конмутации или контрдиспропорционирования, в которых атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень окисления в продуктах реакции):

S4O2 + 2H2S2  3S0 + 2H2O

2) внутримолекулярные, в которых изменяют степени окисления атомы, входящие в состав одной молекулы:

а) окислитель и восстановитель - атомы разных элементов:

22KCl1 +

б) окислитель и восстановитель - атомы одного элемента:

- реакции дисмутации или диспропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковую степень окисления, одновременно ее и повышают, и понижают:



- реакции конмутации:

N3H4N+3O2 + 2H2O

МЕТОДЫ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ


ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:


4K2Fe+6O-24 + 10H2SO4  2Fe+32(SO4)3 + 4K2SO4 + 10H2O + 3O02
восстановитель 2O-2 – 4e  O02 3 окисляется

окислитель 2Fe+6 +6e  2Fe+3 2 восстанавливается

Cu+12S-2 + 2O02 + CaCO3  2Cu+2O + CaS+4O3 + CO2

восстановитель Cu2S – 8e  2Cu+2 +S+4 1 окисляется

окислитель O20 +4e  2O-2 2 восстанавливается



или



восстановители 2Сu +1 –2 e 2Cu+2

S–2 – 6e  S+4 -8e 1 окисляются

окислитель O20 +4e  2O-2 2 восстанавливается

В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса.

Метод полуреакций применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах. Метод же электронного баланса позволяет установить стехиометрические отношения в любых реакциях окисления-восстановления, независимо от среды. Поэтому в школьном курсе химии наиболее целесообразно использование метода электронного баланса.
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций. Продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от ряда факторов: температуры, концентрации реагентов, рН среды, мольного соотношения реагирующих веществ и т.д. В одной и той же реакции может получаться смесь продуктов (например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами), в таком случае нужно считать правильным любой из возможных вариантов.

При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH3, PH3, H2S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO3, H2SO4, SO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7).

Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N2, NO, HNO2, KNO2, H2O2, S, SO2 и другие.

На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.


Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.
Вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, выступают окислителями, в низшей – восстановителями, а остальные могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

На первых порах удобно пользоваться следующими таблицами:




Восстановители

Продукты окисления

Условия или среда

1. Металлы , м

М+, М2+, М3+

кислая и нейтральная среда

2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды:

Ве, Zn, Al

Zn(OH)42-, Al(OH)4-,

ZnO22-, AlO2-

  • щелочная среда (раствор),

  • щелочная среда

(сплавление)

3. Углерод, С

СО

СО2

  • при высокой температуре,

  • при горении,

в кислой среде

4. Оксид углерода (II), СО

СО2

5. Сера, S

SO2, SO42-,

SO32-

  • кислая среда,


  • щелочная среда

6. Сероводород, H2S,

cульфиды, S2-

S

SO2

H2SO4, SO42-

  • с сильными окислителями,

  • при обжиге,

  • с сильными окислителями

7. Оксид серы (IV), SO2,

cернистая кислота H2SO3,

сульфиты SO32-(Na2SO3)

SO3

H2SO4,

SO42-(Na2SO4)

  • в газовой сфере,

  • в водных растворах

8. Фосфор, Р,

фосфин РН3,

фосфиты РО33-

Р2О5

Н3РО4,

РО43-

  • в газовой сфере,

  • в водных растворах

9. Аммиак, NH3

N2

NO

  • в большинстве случаев,

  • каталитическое окисление

10.Азотистая кислота, HNO2,

нитриты NO2-(KNO2)

HNO3

NO3-(KNO3)




11. Галогеноводороды,

кислоты HCl, HBr, HI

и их соли


Cl2, Br2, I2





12. Катионы Cr3+

CrO42 -

Cr2O72 -

  • щелочная среда,

  • кислая среда

13. Катионы Fe2+, Cu+

Fe3+, Cu2+

Fe(OH)3,Cu(OH)2

FeO42-

  • в кислой среде

  • в щелочной среде

  • очень сильные окислители в щелочной среде

14. Катионы Mn2+

MnO2

MnO42-

MnO4-

  • нейтральная среда,

  • щелочная среда,

  • кислая среда

15.MnO2

MnO42-

MnO4-

  • щелочная среда,

  • кислая среда

16. Пероксид водорода,

Н2О2

О2 + Н+

О2 + Н2О

  • кислая среда.

  • нейтральная среда




следующая страница >>