» » Учебно-методическое пособие: Окислительно–восстановительные реакции

Учебно-методическое пособие: Окислительно–восстановительные реакции


Здесь Вы можете скачать Учебно-методическое пособие: Окислительно–восстановительные реакции для предмета : Химия. Данный документ поможет вам подготовить хороший и качественный материал для урока.



Учебно-методическое пособие:

Окислительно–восстановительные реакции

Подготовила: Кожевникова Наталия Владимировна, учитель химии ГБОУ СОШ № 592 Невского района Санкт-Петербурга



Основные понятия, определения, формулы

Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Окислители и восстановители.

Для характеристики состояния атома в соединении используется понятие степень окисления.

Степень окисления (СТОК) – это условный заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что все связи в молекуле носят ионный характер.

При вычислении степени окисления необходимо знать следующее:

  1. СТОК простых веществ принимаются равными 0: O20 , N20 , Fe0

  2. В бинарных соединениях элемент, стоящий на первом месте заряжен положительно (есть исключения), а на втором – отрицательно: H2+1O-2 , Ca+2O-2, P2+5O5-2 , Al+3Cl-13

  3. В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна 0, для ионов эта сумма зарядов равна заряду иона.

Например: молекула серной кислоты H2+1S+6O4-2 алгебраическая сумма зарядов:

(+1)х2 +(+6)+(-2)х4 = +2+6-8=0

Например: карбонат-анион [ CO3]2- алгебраическая сумма зарядов:

(+4) + (-2)х3 = +4-6 = -2

  1. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют следующие элементы: щелочные металлы +1; металлы II группы периодической системы элементов +2 (исключение составляет ртуть, которая наряду со степенью окисления +2 (HgCl2) может проявлять степень окисления +1 (Hg2Cl2). Водород во всех соединениях +1, кроме гидридов металлов: Ca+2H2-1, где его степень окисления -1; кислород всегда -2, за исключением пероксидов H2+1O2-1 , Na2+1O2-1 , где его степень окисления -1 и фторида кислорода O+2F-12 , где его степень окисления +2.

Исходя из этого, легко рассчитать степень окисления любого атома в соединении. Так СТОК азота в соединениях NH3, NH4+1, N2H4, N2O, NO, KNO2, NO2, HNO3 равна соответственно -3, -3, -2, +1, +2, +3, +4, +5.

Окислительно-восстановительными реакциями называются химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов между ними.

К ним относятся, например, взаимодействие цинка с разбавленной серной кислотой, при котором изменяется степень окисления атомов цинка и водорода:

Zn0 + H+12SO4 разб = Zn+2SO4 + H20

Изменение степени окисления обусловлено отдачей или присоединением электронов (атомы цинка отдают электроны, а катионы водорода принимают электроны):

Zn0 – 2e = Zn+2 2H+1 + 2e = H20

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома элемента.

Например:

А) Mg0 – 2e = Mg+2

Б) H20 – 2e = 2H+1

В) Cr+2 - 1e = Cr+3

Восстановлением называется процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома элемента.

Например:

А) S +2e = S-2

Б) Br20 + 2e = 2Br-1

В) Sn+4 + 2e = Sn+2

Во время реакции оба процесса протекают одновременно, причем общее число электронов, отданных при окислении, равно общему числу электронов, принятых при восстановлении.

Окислителем называется вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны (окислитель-акцептор электронов).

Восстановителем называется вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны (восстановитель-донор электронов).

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства.

Окислитель + e = Восстановитель

Акцептор

Электронов

Например: I20 + 2e = 2I-1

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства.

Восстановитель – e = Окислитель

Донор

Электронов

Например: 2I-1 - 2e = I02

Итак, любая ОВР представляет собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.





Окислительно – восстановительные свойства вещества можно предсказать, зная степени окисления входящих в него атомов.

Вещества, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, поскольку последние уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента численно равна номеру группы в периодической системе, в которой находится данный элемент. Так максимальная степень окисления серы и хрома +6, хлора и марганца +7, свинца и титана +4.

Вещества, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления, наоборот, могут служить только восстановителями, поскольку они способны только отдавать электроны, из-за того, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна нулю. Для неметаллов, входящих в соединения, ее можно вычислить по формуле n-8, где n – номер группы в периодической системе элементов, к которой относится данный неметалл. Так, минимальная степень окисления азота -3, серы -2, хлора -1.

Вещества, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями, и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют, и от условий протекания реакции. Например, сера при взаимодействии с водородом является окислителем:

S0 + H20 = H2+1S-2,

А при взаимодействии с кислородом – восстановителем:

S0 + O20 = S+4O2-2

Не все вещества, содержащие атомы элементов с максимальной или минимальной степенью окисления, являются типичными окислителями или типичными восстановителями. Так, фосфорная кислота H3PO4, в молекулах которой степень окисления фосфора равна +5 (максимальная), практически не проявляет окислительных свойств.

Наиболее типичными окислителями являются:

А) свободные фтор, кислород и озон (F2, O2, O3);

Б) некоторые соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления: H2S+6O4, HN+5O3, KMn+7O4, K2Cr+62O7, Pb+4O2;

В) катион водорода H+1 в растворах большинства кислот

Наиболее типичными восстановителями являются:

А) металлы в свободном состоянии;

Б) свободный водород (H2), углерод (C), оксид углерода (II) CO;

В) некоторые соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления H2S-2, KI-1, HBr-1, N-3H3





Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа ОВР.

  1. Межмолекулярные реакции характеризуются тем, что окислителем и восстановителем являются различные вещества.

Mg0 + 2H+1Cl = Mg+2Cl2 + H20Mg - восстановитель

H+1окислитель

  1. Внутримолекулярные реакции характеризуются тем, что окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества, но представляют собой атомы разных элементов. К ним относится большинство реакций термического разложения.

(N-3H4)2Cr+62O7 = N20 + Cr+32O3 + 4H2O N-3 - восстановитель

Сr+6 - окислитель

  1. Реакции диспропорционирования характеризуются тем, что и окислителем, и восстановителем являются одинаковые атомы одного и того же вещества.

К таким реакциям способны вещества, содержащие атомы с промежуточной степенью окисления.

А) 3I20 + 6KOH = 5KI-1 + KI+5O3 + H2O

Б) I2 - окислитель, и восстановитель;

В) N+4O2 + H2O = HN+5O3 + HN+3O2

N+4 – и окислитель, и восстановитель.



Факторы, влияющие на протекание ОВР

Характер протекания ОВР зависит от химической природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакции: концентрации, температуры, характера среды, присутствия катализатора. Ниже приведены примеры, на которых прослеживается влияние этих факторов на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Влияние концентрации реагента:

А) Zn0 + H+12SO4 + H02 окислитель H+1

Б) 4Zn0 + 5H2S+6O4 конц = 4Zn+2SO4 + H2S-2 + 4H2O окислитель S+6

Влияние температуры:

А) Cl20 + 2KOH = КСl-1 + КСl+1O + H2O на холоду

Б) Cl20 + 6KOH = 5КСl-1 + КСl+5O3 + 3H2O при нагревании

Влияние катализатора:

А) 4N-3H3 + 3O20 = 2N20 + 6H2O без катализатора

Б) 4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O + 6H2O-2 с катализатором

Влияние характера среды:

При восстановлении иона перманганата (MnO4-1) в кислой среде он превращается в ион Mn+2, в нейтральной – в MnO2 (Mn+4) и в щелочной – в MnO4-2 (Mn+6). Например:

Кислая среда:

2KMn+7O4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

Mn+7 + 5e = Mn+2, окислитель в процессе восстановления

Нейтральная среда:

2KMn+7O4 + 3Na2SO3 + H2O = 2Mn+4O2 + 3Na2SO4 + 2KOH

Mn+7 + 3e = Mn+4, окислитель в процессе восстановления

Щелочная среда:

2KMn+7O4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2Mn+6O4 + Na2SO4 + H2O

Mn+7 + 1e = Mn+6, окислитель в процессе восстановления



Составление уравнений ОВР методом электронного баланса

При составлении уравнений ОВР обычно применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим подробнее метод электронного баланса. Составление уравнений ОВР осуществляется в несколько стадий.



1. Записывают схему реакции с указанием в левой и правой частях степени окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления (элементы, атомы которых изменили стоки в процессе реакции):

KMn+7O4 + KI-1 + H2SO4 = K2SO4 + Mn+2SO4 + I02 + H2O

Степени окисления изменяют только марганец и йод.

2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами:

Mn+7 + 5e = Mn+2 (восстановление)

2 I-1 – 2e = I02 (окисление)

3. Уравнивают число присоединенных и отданных электронов введением дополнительных множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления:

Mn+7 + 5e = Mn+2 х2

2 I-1 – 2e = I02 х5

Таким образом, получилось: 2Mn+7 + 10I-1 = 2Mn+2 + 5I02

4. Указывают элемент-окислитель и элемент-восстановитель, а также название протекающих процессов:

Mn+7 + 5e = Mn+2 х2, окислитель, процесс восстановления

2 I-1 – 2e = I02 х5, восстановитель, процесс окисления

5. Найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Для серной кислоты (в левой части), сульфата калия и воды (в правой части) подсчет коэффициентов проводят сравнением числа атомов или ионов в левой и правой частях схемы (методом подстановки). Исходя из электронного баланса, переносят в схему полученные коэффициенты перед соответствующими компонентами:

2KMn+7O4 + 10KI-1 + H2SO4 = K2SO4 + 2Mn+2SO4 + 5I02 + H2O

В левой части число ионов калия соответствует 12, а в правой – 2. Поэтому в правой части перед K2SO4 записывают коэффициент 6.

2KMn+7O4 + 10KI-1 + H2SO4 = 6K2SO4 + 2Mn+2SO4 + 5I02 + H2O

В правой части число сульфат-ионов равно 8 (6 K2SO4 и 2MnSO4), следовательно, в реакцию должны вступить 8 моль серной кислоты, поэтому для серной кислоты в левой части подставляют коэффициент 8.

2KMn+7O4 + 10KI-1 +8H2SO4 = 6K2SO4 + 2Mn+2SO4 + 5I02 + H2O

Так как число водородных атомов в левой части теперь равно 16, то для воды соответствует коэффициент 8. В результате записывают суммарное уравнение:

2KMn+7O4 + 10KI-1 +8H2SO4 = 6K2SO4 + 2Mn+2SO4 + 5I02 + 8H2O

Таким образом, KMnO4 является окислителем, а KI – восстановителем.



Медико-биологическое значение окислительно-восстановительных реакций

ОВР играют огромную роль в жизнедеятельности организма. Они поставляют энергию, которая расходуется серым веществом мозга в процессе мышления, а также энергию для реализации таких биологических функций как движение, поддержание постоянной температуры организма и др.

Сильные окислители способны окислять различные бактерии, нарушая их жизнедеятельность. На этом основано дезинфицирующее и кровоостанавливающее действие таких соединений, как H2O2, FeCl3, KMnO4 и др. и их широкое использование в медицинской практике.

В основе обезвреживания питьевых и сточных вод в настоящее время лежат также ОВР, в которых окислителем являются молекулярных хлор, гипохлориты, озон.

Не менее важную роль окислительно-восстановительные процессы играют при анализе загрязнений, попадающих в окружающую среду (H2S, SO2, Hg, Pb). Изучение свойств различных окислителей и восстановителей и закономерности протекания ОВР позволяет грамотно и профессионально подходить к анализу загрязнений окружающей нас атмосферы и водоемов, а также к проблеме их обезвреживания.



Задания для самоподготовки

1. Определите степени окисления атомов в соединениях и ионах: H2S, SO2,NH3, CrO42-, HNO3, SO42-, KOH, HPO42-, SiH4, HClO4, MnO41-, Al2O3, H2SO4, Ca(OH)2, NO2, Fe2O3

2. Какие из приведенных ниже схем выражают процесс окисления, а какие – восстановления:

Mg0 = Mg+2

N+3 = N+5

Fe+2 = Fe+3

Fe+2 = Fe0

Mn+2 = Mn+7

Cu0 = Cu+2

Pb+4 = Pb+2

Cl-1 = Cl0

N-3 = N+2

Cr+3 = Cr+6

Укажите также число отдаваемых или принимаемых электронов.

3. Определите окислитель и восстановитель и подберите коэффициенты в следующих уравнениях ОВР методом электронного баланса:

KMnO4 + NH3 = KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

K2Cr2O7 + HClO4 + HI = Cr(ClO4)3 + КСlО4 + I2 + H2O

КСlО3 + HCl = Cl2 + КСl + H2O

I2 + H2O + Cl2 = HClO3 + HCl

Cl2 + КOH = КСl + КСlО3 + H2O

Cu(NO3)2 = CuO + NO2 + O2

NH3NO3 = N2O + H2O

Al + NaOH + H2O = NaAlO2 + H2

I2 + HNO3 = HIO3 + NO + H2O





Литература для самоподготовки

  1. Глинка Н.Л. Общая химия, М., 1984

  2. Оганесян Э.Т. Руководство по химии для поступающих в ВУЗы, М., «Высшая школа», 1991

  3. Хомченко Г.П. Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в ВУЗы, М., «Высшая школа», 2004

  4. Химия пособие-репетитор для поступающих в вузы под редакцией доц. А.С.Егорова., Ростов-на-Дону, 1999





























Другие материалы из категории Химия



  • Рейтинг@Mail.ru