Классификация реакций окисления-восстановления.

Все окислительно-восстановительные реакции разделяют на 3 группы:

I. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления, в которых обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Примерами таких реакций являются реакции соединения

2Ca + O₂ = 2CaO

и замещения

2KBr + Cl₂ = Br₂ + 2KCl

 

II. Реакции диспропорционирования – молекулы или ионы одного и того же вещества реагируют друг с другом как восстановитель или окислитель вследствие того, что содержащиеся в них атомы с промежуточной степенью окисления отдают и принимают электроны.

 

III. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления, где окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле.

 

5. Методика составления уравнений реакций окисления – восстановления

I. Составление уравнений простейших реакций.

При составлении уравнений ОВР необходимо определить восстановитель и окислитель, а также число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагентов: величины потенциалов ионизации сродства к электрону и элетроотрицательности. Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется степенью окисления атомов и ионов до и после реакции.

Коэффициенты в уравнениях для восстановителя и окислителя должны подбираться с таким расчетом, чтобы общее число электронов, отданных восстановителем, равнялось общему числу электронов, принятых окислителем.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления алюминия кислородом.

Al + O₂ =

Определяем, что является восстановителем и окислителем. Алюминий – элемент главной подгруппы III группы периодической системы, активный металл. Следовательно, алюминий будет в реакции проявлять только восстановительный свойства, его атом отдает 3 электрона.

Кислород находится в главной подгруппе VI группы, очень активный неметалл, является сильнейшим окислителем. Молекула О₂ принимает 4 электрона.

Составляем вспомогательные уравнения, выражающие процессы отдачи и присоединения электронов и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе.

	восстановитель, процесс окисления
	окислитель, процесс восстановления

Числа 3 и 4 в электронных уравнениях справа от вертикальной черты и являются коэффициентами в уравнении реакции.

Уравнение в окончательном виде:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Правильность написания уравнения проверяем путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 

II. Составление уравнений сложных реакций.

На скорость и направление ОВР влияет ряд факторов: природа реагирующих веществ, характер среды, концентрация реагентов, температура, катализатор. Реакционная способность молекул зависит от их химического строения и условий взаимодействия.

Влияние среды на химический процесс велико и в некоторых случаях она изменяет даже направление процесса.

Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотные кислоты применяются реже, так как первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и потому может вызывать побочные процессы.

Для создания щелочной среды применяется гидродсид натрия или гидроксид калия.

При составлении уравнений реакций с участием среды необходимо руководствоваться следующими правилами:

1. Если образующиеся вещества содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет ионов ОН.

2. Если образующиеся вещества содержат меньше кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода Н⁺ с образованием очень слабо диссоциированных молекул воды, а в нейтральной и щелочной среде – с образованием гидроксид – ионов.

3. В кислой или нейтральной среде ионы металлов (одно-, двух- и трехзарядные) взаимодействуют с кислотными остатками и образуют соли.

4. Ионы металлов, дающие нерастворимые в воде гидроксиды, в щелочной среде образуют соответствующие гидроксиды.

5. Ионы металлов (двух-, трех- и четырехзарядные), способные давать амфотерные гидроксиды, образуют в щелочной среде гидроксосоли.

 

Рассмотрим составление уравнения реакции сульфита натрия с перманганатом калия в зависимости от характера среды.

В кислой среде

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ →

Определим восстановитель, окислитель, их степени окисления, а также необходимые коэффициенты. Руководствуясь окислительно-восстановительными свойствами реагентов, устанавливаем, что в молекуле сульфита натрия, диссоциирующей в растворе , ион SO является восстановителем – в нем сера в степени окисления (+4) отдает 2 электрона и повышает степень окисления до (+6) с образованием иона SO ; в молекуле анион является окислителем – в нем марганец в степени окисления (+7) принимает 5 электронов и понижает степень окисления до (+2), превращаясь в катион .

Коэффициенты для восстановителя и окислителя находим, пользуясь схемой электронного баланса.

		восстановитель, процесс окисления
		окислитель, процесс восстановления

 

Напишем в правой части уравнения формулы образующихся соединений.

 

По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты. В результате реакции получается 8 кислотных остатков , из них 5 – за счет окислительно-восстановительного процесса (превращение ), а 3 – за счет молекул серной кислоты (). По числу ионов водорода (6H⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды.

Уравнение примет окончательный вид:

Признаком правильности подбора коэффициентов является одинаковое количество атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

 

При составлении реакций можно использовать и электронно-ионный метод, в которых сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и осадки в виде молекул.

В ионную схему реакции включают те частицы, которые проявляют восстановительные или окислительные свойства, а также частицы, характеризующие среду: кислую – ион Н⁺, щелочную – ион ОН⁻, нейтральную – молекула Н₂О.

Пример взаимодействия KMnO₄ с Na₂SO₃ в кислой среде.

Электронно-ионные уравнения составляются отдельно для процесса восстановления и процесса окисления.

Общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединяемых окислителем – находим коэффициенты для окислителя и восстановителя:

Суммируем электронно-ионные уравнения (предварительно умноженные на коэффициенты).

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

Это уравнение в молекулярной форме имеет вид:

 

В щелочной среде

В сильно щелочной среде при недостатке восстановителя перманганат калия восстанавливается сульфитом натрия в манганат калия (красно-фиолетовая окраска раствора переходи в зеленую).

 

В нейтральной среде

В нейтральной и слабощелочной среде перманганат калия восстанавливается сульфитом натрия до диоксида марганца MnO₂ (бурый осадок).

 

Вопросы для самоконтроля

Выполните задания:

I. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: серная кислота, сернистая кислота, сероводородная кислота, азотистая кислота, нитрат калия, нитрат алюминия, сульфат железа (III), сульфат железа (II), сульфат магния, фосфат бария, карбонат натрия, силикат кальция.

 

II. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:

1. 2. 3. 4. 5.

6. 7. 8.   Какой процесс – окисление или восстановление при этом происходит?

 

III. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:

1. 2. 3. 4. 5.

6. 7. 8. 9. Какой процесс – окисление или восстановление при этом происходит?

 

IV. Как меняется число электронов в атомах при следующих изменениях степеней окисления:

1. 2. 3. 4.

5. 6. 7. В каких происходит окисление, а в каких – восстановление?

V. Составьте уравнение следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов:

1.

2.

3.

Завершите составление уравнений окислительно-восстановительных реакций и укажите роль нитрит-иона , гидроксиламина и гидразина.

1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

9.

10.

11.

 

Литература

 

Основные источники:

1. Общая химия / Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. - Ростов - на - Дону: Феникс,2005. - 478с. - (Среднее профессиональное образование).

2. Химия: Учебник для студ. сре.мед. учеб. заведений/ А.В.Бабков, Т.И.Барабанова, В.А. Попков. - М.: Издательский центр «Академия», 2003. - 272с.

3. Ерохин Юрий Михайлович. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом): Учебное пособие для студентов спо/Ю.М.Ерохин, В.И.Фролов.-М:Изд.центр «Академия», 2005.- 304с.

4. Литвинова Т.Н.Сборникзадач по общей химии: Учебное пособие для студентов мед. Вузов – 3-е изд., перераб./Т.Н. Литвинова, -М.,: ООО «Издательство ОНИКС»: ООО Издательство «Мир и образование», 2007. – 224 с. – (Высшее образование).

5. Пустовалова Лидия Михайловна. Неорганическая химия: Серия «Средне профессиональное образование»/ Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова.- Ростов н/Д: Феникс, 2005.-352с.

6. Габриелян Олег Саргисович. Химия для преподавателя: учеб.-метод.пособие / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова.- Москва: Академия,2006.-206,(1)с: рис., табл..-(Среднее профессиональное образование. Общеобразовательные дисциплины).

7. Ерохин Ю.М. Химия учеб. для сред. проф. учеб. заведений -5-е. изд., стер. – М: Издательский центр «Академия», 2005. – 384 с.

8. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов 2-е изд., исп. – М: Высшее шк., 2000 – 527 с. ил.