Перекисная теория окисления – Теория окислительно-восстановительных процессов

Теория окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих ве­ществ. Например:

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Например:

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во вто­рой — атомы брома и хлора изменяют степень окисления.

Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.

Окислительно-восстановительные реакции — самые распро­страненные и играют большую роль в природе и технике. Они явля­ются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топли­ва, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в при­роде. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превраще­ние химической энергии в электрическую — в гальванических эле­ментах и аккумуляторах. Они же лежат в основе мероприятий по охране природы. Поэтому эти реакции преобладают и в школьном курсе неорганической химии.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-вос­становительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

Аl-3е – =Аl 3+ Н₂-2е – =2Н + Fe 2+ -e – =Fe 3+ 2Сl – -2е – =Сl₂ При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электро­нов атомом, молекулой или ионом. Например:

S+2e – =S 2- Сl₂+2е – =2Сl – Fe 3+ +e – =Fe 2+ При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, на­зываются окислителями. Во время реакции они восстанавли­ваются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно назы­ваются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наобо­рот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:

Восстановитель – е – «Окислитель Окислитель +е – « Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одно­го атома на другой полностью или же лишь частично оттягивают­ся к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присо­единении электронов.

, Процессы окисления и восстановления можно физически от­делить друг от друга и осуществить перенос электронов по внеш­ней электрической цепи. Пусть в один стакан налит раствор иодида калия KI, а в другой — раствор хлорида железа (III) FeCl₃. Растворы соединены между собой так называемым «электричес­ким ключом» — U-образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия КСl, обеспечивающим ионную проводимость.

В растворы опущены платиновые электроды. Если замкнуть цепь, включив в нее чувствительный амперметр, то по отклоне­нию стрелки можно будет наблюдать прохождение электрическо­го тока и его направление. Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида желе­за (III), т.е. от восстановителя — ионов I – — к окислителю — ионам Ре 3+ . При этом ионы I – окисляются до молекулы иода I₂, а ионы Fe 3+ восстанавливаются до ионов железа (II) Fe 2+ . Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реак­циями: иод — раствором крахмала, а ионы Fe 2+ — раствором гексациано-(III)феррата калия (красной кровяной соли) K₃[Fe(CN)₆].

Описанная схема представляет собой гальванический эле­мент, построенный на основе окислительно-восстановительной реакции. Он состоит из двух полуэлементов: в первом протекает процесс окисления восстановителя:

2I – -2е – =I₂, а во втором — процесс восстановления окислителя:

Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умно­жив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения, получим уравнение реакции:

Всякая окислительно-восстановительная реакция может слу­жить источником электрического тока, если она протекает в галь­ваническом элементе.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители и окислители могут быть как простыми веще­ствами, т. е, состоящими из одного элемента, так и сложными.

В соответствии с их местом в периодической системе элемен­тов атомы большинства металлов содержат на внешнем энергети­ческом уровне 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны, т.е. окисляются. Металлы об­ладают восстановительными свойствами.

В периодах с повышением порядкового номера элемента восста­новительные свойства простых веществ понижаются, а окислитель­ные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, на­пример, в третьем периоде натрий — самый активный в периоде восстановитель, а хлор — самый активный в периоде окислитель.

У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители — щелочные металлы, а наиболее активные из них Fr и Cs. Лучшие окислители— галоге­ны. Элементы главных подгрупп IV-VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстано­вительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как об­ладает наибольшей относительной электроотрицательностью.

Элементы побочных подгрупп (четных рядов) больших пери­одов имеют металлический характер, так как на внешнем уровне

их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. В отличие от простых веществ метал­лов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества неме­таллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители.

Окислительные или восстановительные свойства сложных ве­ществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, KMn +7 O₄, Mn +4 O₂, Mn +2 SO₄. В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может ее больше повышать. Он может только принимать электроны, а значит, KMnO₄ может быть только окислителем. В третьем соединении у марганца низшая степень окисления — оно может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточ­ной степенью окисления (+4), а потому оно может быть и восста­новителем, и окислителем; все зависит от условий протекания реакции и веществ, с которыми будет взаимодействовать MnO₂. Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью

окисления, также являются окислителями. Например, N +5 O – ₃,

Mn +7 O – ₄, Cr +6 2O 2- ₇, Cl +5 O – ₃, Сl +7 О – ₄ и др. Окислительные свойства обуслов­ливает не атом с высокой степенью окисления, а весь анион, на­пример, не Mn +7 , а весь анион MnO – ₄. Элементарные анионы про­являют только восстановительные свойства. Например, F – , Сl – , Br – ,I – ,S 2- и др.

Важнейшие окислители и восстановители приведены в таб­лице 8.

Составление уравнений окислительно-восстановительных

Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций — метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают сте­пени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руко­водствуясь правилом: число электронов, отданных восстановите­лем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние опреде­ляются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на при­мерах.

Важнейшие восстановители и окислители

Пример 1.Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисле­ния от +2 до 0. Нитрат палладия (II) — окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

из которых следует, что при восстановлении и окислении коэффи­циенты равны 1.Окончательное уравнение реакции: Cu+Pd(NO₃)₂=Cu(NO₃)₂+Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu+Pd 2+ +2NO₃=Cu 2+ +2NO – ₃+Pd И после сокращения одинаковых ионов получим:

Пример 2.Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Это реакция окислительно-восстановительная, так как изме­няются степени окисления атомов хлора и марганца. НС1 — вос­становитель, MnO₂ — окислитель. Составляем электронные урав­нения:

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставит­ся потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 Отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном урав­нении:

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моля НС1 приходится 1 моль MnO₂. Однако, учитывая, что для связывания образующе­гося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моля кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моля. Окончательное уравнение имеет вид: 4НСl+MnO₂=Сl₂+MnСl₂+2Н₂O

Проверку правильности написания уравнения можно ограни­чить подсчетом числа атомов какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме. Перепишем со­ставленное уравнение в ионной форме:

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях (они под­черкнуты) получим:

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:

Затем Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄®S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+Н₂О Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (H₂S — восстановитель, KMnO₄ — окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восста­новителе, а затем при других реагирующих веществах. Из элек­тронных уравнений видно, что надо взять 5 молей H₂S и 2 моля KMnO₄, тогда получим 5 молей атомов S и 2 моля MnSO₄. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения . найдем, что образуется также 1 моль K₂SO₄ и 8 молей воды.

Правильность написания уравнения подтверждается подсче­том атомов одного элемента, например кислорода: в левой части их 2• 4+3•4=20 и в правой части 2•4+4+8=20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

Известно, что правильно написанное уравнение реакции яв­ляется выражением закона сохранения массы вещества. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заря­ды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Дата добавления: 2016-01-03 ; просмотров: 1135 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Перекисная теория окисления – Теория окислительно-восстановительных процессов

;

.

Реакции диспропорционирования можно рассматривать как разновидность реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.

Если в исходном веществе атомы элемента находятся в одной степени окисления, а в продуктах реакции – в двух других (более высокой и более низкой по отношению к исходной степени, окисления), то соответствующие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования, например:

.

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях овр

Подбор коэффициентов в ОВР осуществляется в соответствии с правилом: количество электронов, отданных восстановителем, должно быть равно количеству электронов, полученных окислителем. На этом правиле основаны 2 метода расстановки коэффициентов: метод учета изменения степеней окисления (метод электронного баланса) и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

1. Расстановка коэффициентов

методом электронного баланса (МЭБ)

Последовательность действий при использовании МЭБ следующая:

выделяем атомы, элементы которых в исходных веществах и продуктах реакции изменяют степень окисления,

составляем электронный баланс присоединения и отдачи электронов, по исходным веществам (для ОВР межмолекулярного гида), или по конечным продуктам (для ОВР внутримолекулярного типа и реакций диспропорционирования);

находим коэффициенты, которые нужно поставить перед формулами веществ, где атомы изменили степень окисления. Для этого сначала находим наименьшее общее кратное для чисел отданных и присоединенных электронов. Соответствующие коэффициенты определяем путем деления наименьшего общего кратного на эти числа;

расставляем найденные коэффициенты сначала перед формулами веществ, в которых атомы изменили степень окисления, а затем перед формулами оставшихся веществ;

проверяем правильность нахождения коэффициентов. Обычно это делают по кислороду.

Рассмотрим примеры расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР по МЭБ.

Пример 1. Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

Конечное уравнение этой реакции:

4FeS₂ +11О₂ 2Fe₂O₃+8SO_2.

Пример 2. Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Марганец в КМnO₄ находится в высшей степени окисления (+7), значит, КМnO₄ – окислитель. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно показать схемой:

.

В данном примере реакция идет в кислой среде, значит, продукт восстановления перманганата калия – ион Мn 2+ . Восстановителем будет ион Fe 2+ , который окисляется до Fe 3+ :

.

Основными коэффициентами уравнения будут 1 и 5, но в результате реакции образуется соль Fe₂(SO4)₃, которая содержит два иона Fe (III), поэтому основные коэффициенты нужно удвоить. Подставляем эти коэффициенты сначала в левую, а потом в правую часть схемы реакция, далее подбираем остальные коэффициенты:

.

Пример 3. Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Данная реакция относится к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления.

Определяем элементы, атомы которых изменили степень окисления. В данном случае это азот и кислород.

Записываем электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Основными коэффициентами уравнения будут (1) и (4), но вступает в реакцию соль Fe(NО₃)₃, которая содержит три атома N +5 , поэтому основные коэффициенты нужно утроить. Подставляем эти коэффициенты (12) и (3) сначала в левую часть.

Конечное уравнение этой реакции:

.

Пример 4. Расставьте коэффициенты в схемах ОВР с участием пероксида водорода.

В молекуле Н₂О₂ атомы кислорода имеют степень окисления (–1), которая является промежуточной между наиболее характерными для кислорода значениями (–2) и (0). Поэтому пероксид водорода в разных условиях может быть как окислителем, так и восстановителем.

Уравнения соответствующих реакций окисления-восстановления с участием Н₂О₂ записываем так:

Н₂О₂-окислитель

Н₂О₂-восстановитель

Теория окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа . К первому из них относятся реакции , протекающие без изменения степени окисления атомов , входящих в состав реагирующих веществ .

=

=

Как видно , степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения .

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

=

=

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода , а во второй — атомы брома и хлора изменяют степень окисления .

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными .

Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов .

Окислительно — восстановительные реакции — самые распространен­ ные и играют большую роль в природе и технике .

Рассмотрим основные положения теории окислительно — восстанови тельных реакций .

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Al – 3e — = Al 3+ Fe 2+ — e — = Fe 3+

H₂ – 2e — = 2H + 2Cl — — 2e — = Cl₂

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

S + 2 е — = S 2- С l₂ + 2 е — = 2 С l — Fe 3+ + e- = Fe 2+

При восстановлении степень окисления понижается .

3. Атомы , молекулы или ионы , отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются . Ато­мы , молекулы или ионы , присоединяющие электроны , называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются . Так как атомы , молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ , то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением , и наоборот , восстановление всегда связано с окислением , что можно выразить уравнениями :

Восстановитель – е — Окислитель

Окислитель + е — Восстановитель

Поэтому окислительно — восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановле­ния .

Число электронов , отдаваемых восстановителем , равно числу электронов , присоединяемых окислителем .

При этом , независимо от того , переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов , условно говорят только об отдаче и присоединении электронов .

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи . Пусть в стакан 2 налит раствор иодида калия К I , а в стакан 4 — раствор хлорида железа ( III ) Fe С l ₃ . Растворы соединены между собой так называемым « электролитическим ключом» 3 – U -образной трубкой , заполнен ной раствором хлорида калия К Cl , обеспечивающим ионную проводимость . В растворы опущены платиновые электроды 1 и 5. Если замкнуть цепь , включив в нее чувствительный амперметр , то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление . Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида железа ( III ), т . е . от восстановителя — ионов I — — к окислителю – ионам Fe 3+ . При этом ионы I — окисляются до молекул иода I 2 , а ионы F е 3+ восстанавли­ваются до ионов железа ( II ) Fe 2+ . Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реакциями : иод — раствором крахмала , а ионы Fe 2+ — раствором гексациано -( II ) феррата калия ( красной кровяной соли ) К ₃ [ F е ( С N ) ₆ ].

Приведенная на рис унке схема представляет собой гальванический элемент , построенный на основе окислительно — восстановительной реакции . Он состоит из двух полуэлементов : в первом протекает процесс окисления восстановителя :

2 I — — 2 e — = I ₂

а во втором — процесс восстановления окислителя :

Поскольку эти процессы протекают одновременно , то , умножив последнее уравнение на коэффициент 2 ( для уравнивания числа от­данных и присоединенных электронов ) и суммируя почленно приве­денные уравнения , получим уравнение реакции :

2I — + 2Fe 3+ = I₂ + 2Fe 2+

Всякая окислительно — восстановительная реакция может служить источником электрического тока , если она протекает в гальваническом элементе .

Важнейшие восстановители и окислители

Источники:

http://helpiks.org/6-36954.html
http://studfile.net/preview/5240237/page:10/
http://www.himhelp.ru/section23/section7/section43/