Окислительно-восстановительные реакции
Цель занятия:
Познакомить студентов с редокс-потенциалом, оценить его значимость при определении направления реакции.
Студент должен знать:
Cущность окислительно-восстановительных реакций; Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Сравнительную сила окислителей и восстановителей. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов. Токсическое действие окислителей.
Студент должен уметь:
Записывать к онстанту равновесия окислительно-восстановительного процесса, уравнение Нернста для данной реакции.
Окислительно-восстановительные свойства элементов.
Химические реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. В этих реакциях происходит обмен (перенос) электронов от одних реагирующих веществ к другим.
Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, который вычисляется в предположении, что химические связи между элементами являются ионными. Заряды атомов кислорода принимают равными -2, в пероксидных соединениях – равным -1; заряд элементов первой группы +1, заряд атома водорода +1, а в гидридах металлов -1.
Принято обозначать степень окисления цифрой с указанием: «плюс», «минус».
В качестве примера окислительно-восстановительной реакции приведем уравнение реакции взаимодействия между H2S и HClO:
-2 +1 -1 0
H2S и HClO=HCl+S↓+H2O
В приведенной реакции происходит понижение степени окисления окислителя (Cl++2ē= Cl-) и повышение степени окисления восстановителя
(S2--2 ē=S0). В приведенном примере HClO является окислителем, а H2S- восстановителем.
Восстановитель - это частица, отдающая электрон, окислитель - принимающая электрон. Окисление - процесс отдачи электронов, восстановление - процесс приема электрона.
Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, так как вещества могут отдавать электроны только в том случае, если в реакции участвует другое вещество, способное электроны принимать, что определяет закон сохранения заряда в химических реакциях.
Окислительные свойства могут проявлять как простые, так и сложные вещества. К типичным
(сильным) окислителям относятся фтор, галогены, кислород, а так же КClO3, НClO3, HNO3, H2SO4 (конц), MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2 и др.
Восстановителями являются металлы, Н2, С (графит), HCl(конц), KI, KBr, H2S, CO, FeSO4.
Всегда восстановитель – это атом (частица) с максимально возможным числом электронов. Окислитель - это атом (частица) с минимально возможным числом электронов.
Пример:
| Мn0 | Мn+2, Мn+3, Мn+4, Мn+5, Мn+6 , | Мn+7 |
| всегда восстановитель | состояние атома в окислительно-восстановительной двойственности | всегда окислитель |
Есть вещества, способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства. К ним относятся вещества, в состав которых входят атомы элементов в промежуточных степенях окисления. Под действием окислителей они могут повышать свою степень окисления, проявляя восстановительные свойства, а при реакциях с восстановителями – понижать степень окисления, проявляя окислительные свойства. К таким веществам относятся KNO2, H2O2, SO2, Na2SO3 и др.
Факторы, определяющие окислительно-восстановительные свойства элементов:
1. Природа атомов определяется положением элемента в периодической системе.
Для восстановителей характерен большой радиус, маленькая энергия ионизации. Энергия ионизации - энергия, которая затрачивается для отрыва электрона от атома. Для окислителей характерен малый радиус и большая энергия сродства к электрону.
2. Влияние кислотности среды. Например, KMnO4 универсальный окислитель, его окисляющая способность проявляется при любых условиях среды:
а) кислая среда, рН<7
Mn+7+5ē→ Mn+2 (безцветный)
б) нейтральная среда, рН=7
Mn+7+3ē→ Mn+4 (бурый)
в) щелочная среда, рН>7
Mn+7+1ē→ Mn+6 (зеленый)
Расстановку коэффициентов в ОВР проводят по правилу электронного баланса: «Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем».
