Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


–аздел 8. ќкислительно-восстановительные реакции




ќкислительно-восстановительные реакции (ќ¬–) Ц это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окислени€ атомов, вход€щих в состав этих частиц, измен€етс€.

Ќаличие атомов, у которых в ходе реакции измен€етс€ степень окислени€ - характерный признак ќ¬–.

ѕротекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. „асто обмен сопровождаетс€ переходом электронов от одной частицы к другой. “ак, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (p) + Cu (т)

электроны от атомов цинка переход€т к ионам меди:

Zn (т) = Zn2+ (p) + 2 e,

Cu2+ (р) + 2 e = Cu (т),

или суммарно: Zn (т) + Cu2+ (р) = Zn2+ (p) + Cu (т).

ѕроцесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретени€ электронов Ц восстановлением. ќкисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействи€, сопровождающиес€ переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакци€ми.

ƒл€ удобства описани€ окислительно-восстановительных реакций используют пон€тие степени окислени€ (n) Ц формальный зар€д, который можно приписать атому, вход€щему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исход€ из предположени€ о чисто ионном характере св€зи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов). —ледует помнить, что величина n выражаетс€ не в кулонах, а в количестве отданных (прин€тых) электронов. «ар€д одного электрона равен Ц1.60218·10-19 л.

ѕротекание окислительно-восстановительныхреакций сопровождаетс€ изменением степеней окислени€ элементов участвующих в реакции веществ. ѕри восстановлении степень окислени€ элемента уменьшаетс€, при окислении Ц увеличиваетс€. ¬ещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окислени€, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окислени€, называют восстановителем.

 

—тепень окислени€ элемента в соединении определ€ют в соответствии со следующими правилами:

1. степень окислени€ элемента в простом веществе равна нулю;

2. алгебраическа€ сумма всех степеней окислени€ атомов в молекуле равна нулю;

3. алгебраическа€ сумма всех степеней окислени€ атомов в сложном ионе, а также степень окислени€ элемента в простом одноатомном ионе равна зар€ду иона;

4. отрицательную степень окислени€ про€вл€ют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5. максимально возможна€ (положительна€) степень окислени€ элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в ѕериодической таблице ƒ.». ћенделеева.

6. ¬ соединени€х с ионным и ковалентно-пол€рным характером св€зи более электроотрицательным атомам соответствует более низка€ степень окислени€

7. ¬ бинарных ионных соединени€х, атомы неметалла, как правило, про€вл€ют минимальные степени окислени€

8. ѕосто€нную степень окисленности в соединени€х про€вл€ют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы (+2)

9. ѕри определении степени окислени€ предпочтение отдают элементу, который располагаетс€ в таблице выше. Ќапример, в CaO2: n(—a) = +2, n(ќ) = - 1

10. степень окисленности кислорода в соединени€х равна Ц2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF 2 (+2).

11. водород про€вл€ет степень окисленности +1 во всех соединени€х, кроме гидридов металлов (NaH, CaH 2 и т.п.), где степень окисленности равна Ц1;

–€д элементов в соединени€х про€вл€ют посто€нную степень окислени€, что используют при определении степеней окислени€ других элементов:

1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединени€х имеет степень окислени€ Ц1;

2) водород в соединени€х про€вл€ет степень окислени€ +1, кроме гидридов металлов (Ц1);

3) металлы IA подгруппы во всех соединени€х имеют степень окислени€ +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединени€х имеют степень окислени€ +2;

4) степень окислени€ алюмини€ в соединени€х +3;

5) степень окислени€ кислорода в соединени€х равна Ц2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекул€рных ионов: ќ2+, ќ2-, ќ22-, ќ3-, а также фторидов O x F2.

—тепени окислени€ атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указыва€ вначале знак степени окислени€, а затем ее численное значение, например, 4, в отличие от зар€да иона, который записывают справа, вначале указыва€ зар€довое число, а затем знак: Fe2+, SO4.

ќкислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов про€вл€ютс€ в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых Ц электронное строение элемента, его степень окислени€ в веществе, характер свойств других участников реакции. —оединени€, в состав которых вход€т атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окислени€, например, K O4, K2 2O7, H O3, O2, могут только восстанавливатьс€, выступа€ в качестве окислителей. —оединени€, содержащие элементы в их минимальной степени окислени€, например, H3, H2 , H , могут только окисл€тьс€ и выступать в качестве восстановителей. ¬ещества, содержащие элементы в промежуточных степен€х окислени€, например H O2, H2 , , , Cl3, O2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. ¬ зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. —остав продуктов восстановлени€ и окислени€ также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическа€ реакци€, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. „тобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как измен€ютс€ степени окислени€ элементов и в какие другие соединени€ переход€т окислитель и восстановитель.

¬ажнейшие окислители. √алогены, восстанавлива€сь, приобретают степень окислени€ Ц1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H2O + 2F2 = O2+ 4HF

 ислород O2, восстанавлива€сь, приобретает степень окислени€ Ц2:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3

јзотна€ кислота HNO3 про€вл€ет окислительные свойства за счет азота в степени окислени€ +5:

3—u + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO≠ + 4H2O

ѕри этом возможно образование различных продуктов восстановлени€:

NO3Ц + 2H+ + e = NO2 + H2O

NO3Ц + 4H+ + 3 e = NO + 2H2O

NO3Ц + 5H+ + 4 e = 0,5N2O + 2,5H2O

NO3Ц + 6H+ + 5 e = 0,5N2 + 3H2O

NO3Ц + 10H+ +8 e = NH4+ + 3H2O

√лубина восстановлени€ азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановител€:

 онцентраци€ кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

NO2 NO N2O N2 NH4+

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾Ѓ

јктивность восстановител€

—оли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливатьс€ в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO3 + 2KOH K2ZnO2 + KNO2 + H2O

÷арска€ водка Ц смесь концентрированных азотной и сол€ной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Ќазвание этой смеси св€зано с тем, что она раствор€ет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO3(конц) + 4HCl(конц) = H[AuCl4] + NO≠+ 2H2O

—ерна€ кислота H2SO4 про€вл€ет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окислени€ +6:

C(графит) + 2H2SO4 (конц) —O2≠ + 2SO2≠ + 2H2O.

—остав продуктов восстановлени€ определ€етс€ главным образом активностью восстановител€ и концентрацией кислоты:

SO4 + 4H+ + 2 e = SO2 + 2H2O

SO4 + 8H+ + 4 e = S+ 4H2O

SO4 +10H+ + 8 e = H2S + 4H2O

 онцентраци€ кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

H2S S SO2

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

јктивность восстановител€

 ислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используютс€ как окислители, хот€ многие из них про€вл€ют двойственный характер.  ак правило, продуктами восстановлени€ этих соединений €вл€ютс€ хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4H—lO = MnSO4 + 4HCl;

5Na2SO3 + 2HIO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O

ѕерманганат кали€ KMnO4 про€вл€ет окислительные свойства за счет марганца в степени окислени€ +7. ¬ зависимости от среды, в которой протекает реакци€, он восстанавливаетс€ до разных продуктов: в кислотной среде Ц до солей марганца (II), в нейтральной Ц до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)2, в щелочной Ц до манганат-иона MnO4:

 

кислотна€ среда:

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

нейтральна€ среда:

3Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2MnO(OH)2¯+ 2KOH

щелочна€ среда:

Na2SO3 + 2KMnO4+ 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

 

ƒихромат кали€ K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окислени€ +6, €вл€етс€ сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб) = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4

про€вл€ет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H2S + K2Cr2O7 + H2O = 3S¯ + 2Cr(OH)3¯ + 2KOH.

—реди ионов окислительные свойства про€вл€ют ион водорода Ќ+ и ионы металлов в высшей степени окислени€. »он водорода Ќ+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO3): Mg + H2SO4 (разб) = MgSO4 + H2

»оны металлов в относительно высокой степени окислени€, такие, как Fe3+, Cu2+, Hg2+, восстанавлива€сь, превращаютс€ в ионы более низкой степени окислени€:

H2S + 2FeCl3 = S¯ + 2FeCl2 + 2HCl

или выдел€ютс€ из растворов их солей в виде металлов:

2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu.

 

¬ажнейшие восстановители.   типичным восстановител€м среди простых веществ относ€тс€ активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

C + 4HNO3(конц, гор) = CO2≠ + 4NO2≠ + 2H2O

¬осстановительными функци€ми обладают бескислородные анионы, такие как Cl-, Br-, I-, S2-, H-, и катионы металлов в низшей степени окислени€:

2HBr(конц) + Ќ2O2(конц) = Br2 + 2H2O;

2CaH2 + TiO2 2CaO + Ti +2H2≠.

2FeSO4 + H2O2(конц)+ H2SO4(разб) Fe2(SO4)3 + 2H2O.

ќкислительно-восстановительна€ двойственность. —реди простых веществ окислительно-восстановительна€ двойственность характерна дл€ элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окислени€.

„асто используемые как окислители, галогены под действием более сильных окислителей про€вл€ют восстановительные свойства (за исключением фтора). »х окислительные способности уменьшаютс€, а восстановительные способности увеличиваютс€ от Cl2 к I2. Ёту особенность иллюстрирует реакци€ окислени€ йода хлором в водном растворе: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

 ислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окислени€, могут выступать не только в роли окислителей:

S + NaClO2 NaCl + SO2

но и восстановителей:

5NaClO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 (разб) = 5NaClO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4

ѕероксид водорода, содержащий кислород в степени окислени€ Ц1, в присутствии типичных восстановителей про€вл€ет окислительные свойства, т.к. кислород может понижать свою степень окислени€ до Ц2:

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH

а при взаимодействии с сильными окислител€ми про€вл€ет свойства восстановител€ (степень окислени€ кислорода возрастает до 0):

H2O2 +2Hg(NO3)2 = O2≠ + Hg2(NO3)2 + 2HNO3.

јзотиста€ кислота и нитриты, в состав которых входит азот в степени окислени€ +3, также могут выступать как в роли окислителей: 2HI + 2HNO2 = I2 + 2NO≠ + 2H2O,

так и в роли восстановителей: 2NaNO2(разб, гор) + O2 = 2NaNO3.

 





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 682 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

Ћучша€ месть Ц огромный успех. © ‘рэнк —инатра
==> читать все изречени€...

1286 - | 1239 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.045 с.