Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции


Скачать 464.86 Kb.
НазваниеОкисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции
страница2/4
Дата публикации14.03.2013
Размер464.86 Kb.
ТипДокументы
userdocs.ru > Физика > Документы
1   2   3   4
^

Распространенные окислители и их продукты


Окислитель

Полуреакции

Продукт

Стандартный

потенциал, В

O2 кислород

 {\mbox {o}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {o}}^{2-}

Разные, включая оксиды, H2O и CO2

+1,229 (в кислой среде)

+0,401 (в щелочной среде)

O3 озон




Разные, включая кетоны и альдегиды




Пероксиды

2 {\mbox {o}}^{-} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {o}}^{2-}

Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O




Hal2 галогены

 {\mbox {hal}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {hal}}^{-}

Hal; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов

F2: +2,87

Cl2: +1,36
Br2: +1,04
I2: +0,536

ClO гипохлориты




Cl




ClO3 хлораты




Cl




HNO3 азотная кислота

с активными металлами, разбавленная

 {\mbox {n}}^{5+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {n}}^{3-}

с активными металлами, концентрированная

 {\mbox {n}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {n}}^{2+}

с тяжёлыми металлами, разбавленная

 {\mbox {n}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {n}}^{2+}

c тяжёлыми металлами, концентрированная

 {\mbox {n}}^{5+} + {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {n}}^{4+}

NH3, NH4+


NO


NO
NO2




H2SO4, конц. серная кислота

c неметаллами и тяжёлыми металлами

 {\mbox {s}}^{6+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {s}}^{4+}

с активными металлами

 {\mbox {s}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {s}}^{0} \downarrow

 {\mbox {s}}^{6+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {s}}^{2-}

SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы
S


H2S




Шестивалентный хром

 {\mbox {cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {cr}}^{3+}

Cr3+

+1,33

MnO2 оксид марганца(IV)

 {\mbox {mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {mn}}^{2+}

Mn2+

+1,23

MnO4 перманганаты

кислая среда

 {\mbox {mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {mn}}^{2+}

нейтральная среда

 {\mbox {mn}}^{7+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {mn}}^{4+}

сильнощелочная среда

 {\mbox {mn}}^{7+} + {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {mn}}^{6+}

Mn2+


MnO2


MnO42−

+1,51


+1,695


+0,564

Катионы металлов и H+

 {\mbox {me}}^{2+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {me}}^{0} \downarrow

2 {\mbox {h}}^{+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {h}}_{2}^{0} \uparrow

Me0

H2

см. Электрохимический ряд активности металлов


- частицы (атом, молекула или ион), отдающие электроны, называются восстановителями.

    Восстановителями могут быть:

1. Нейтральные атомы металлов и некоторые неметаллы (Znо, Mgо, Cо и др.)

2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S-2, J-,…);

3. Положительно заряженные ионы металлов с низшей  степенью окисления (Sn+2, Pb+2);

4. Сложные кислородосодержащие ионы с низшей степенью окисления (, );

5. Катод.

 Наиболее употребляемыми восстановителями на практике являются: C, CO, H2  , Zn, Ca, Mg, Al, Fe, H2S, Na, Na2S, Na2S2O3, HI, KI, HBr, HCl, SnCl2, NH3, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза.

^ Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Металлы,

водород,

уголь.

Окись углерода (II) (CO).

Сероводород (H2S);

оксид серы (IV) (SO2);

сернистая кислота H2SO3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.

Азотистая кислота HNO2;

аммиак NH3;

гидразин NH2NH2;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Галогены.

Перманганат калия(KMnO4);

манганат калия (K2MnO4);

оксид марганца (IV) (MnO2).

Дихромат калия (K2Cr2O7);

хромат калия (K2CrO4).

Азотная кислота (HNO3).

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO);

оксид свинца(IV) (PbO2);

оксид серебра (Ag2O);

пероксид водорода (H2O2).

Хлорид железа(III) (FeCl3).

Бертоллетова соль (KClO3).

Анод при электролизе.


Мнемонические правила для запоминания процессов окисления-восстановления, а также свойств окислителей и восстановителей:

1. Отдать — Окислиться, Взять — Восстановиться.

2. Окислитель — это грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны). Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Отдает грабителю, злодею-окислителю.

3. ПВО — Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.

4. Отдает — окисляется, сам Восстановителем является.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой диалектическое единство одновременно протекающих двух противоположных процессов – окисления и восстановления. В этих реакциях число  электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.
^ Методы составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений ОВР, для удобства, в исходных веществах вначале ставят записывать восстановитель, затем окислитель и среду (если это необходимо); в продуктах реакции – продукты окисления, затем восстановления и другие вещества. Применяются два метода составления ОВР: электронного баланса и полуреакций (ионно-электронный метод).

Метод электронного баланса. Рассмотрим следующую реакцию

Na2SO3 + KMnO4+ H2SO4 = Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.

 Определяют окислительные числа элементов до и после реакции

+1 +4 –2  +1+7 -2   +1+6-2        +1+6-2   +1+6-2    +2+6-2  +1-2

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4    =   Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4+H2O

 Находят окислитель и восстановитель. Ион серы (S+4) в Na2SO3 повышает свою степень окисления, то есть теряет электроны, является восстановителем и в процессе реакции окисляется. Ион марганца (Mn+7) в KMnO4 понижает свою степень окисления, то есть присоединяет электроны, является окислителем и в процессе реакции восстанавливается, следовательно, в этой реакции  Na2SO3 – восстановитель, KMnO4 – окислитель.

Записывают в левой части начальное состояние серы и марганца, а в правой – конечное и определяют количество потерянных  S+4 и принятых Mn+7 электронов

S4+   – 2e   =    S6+

Mn7+ + 5e   =   Mn2+

Составляют электронный баланс, то есть общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов принятых окислителем. Определяют общее количество отданных и принятых электронов (общее наименьшее кратное). Оно равно 10. Следовательно, 10 электронов теряют 5 ионов серы и присоединяют 2 иона марганца

S4+   – 2e   =    S6+ 2 5

Mn7+ + 5e   =   Mn2+ 5 2
 Переносят эти коэффициенты в уравнение реакции

5Na2SO3 + 2KMnO4 + H2SO4   =  5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O

 Определяют число молекул  H2SO4, участвующих в реакции образования двух молекул MnSO4 и молекулы K2SO4, и оно равно трем

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO =  5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O

 По количеству атомов  водорода в серной кислоте определяют число молекул воды 

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

 Правильность расстановки коэффициентов проверяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

            Метод полуреакций. Как показывает название, этот метод предусматривает раздельное составление ионных реакций для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты записывают в виде молекул.

В ионную схему включают те частицы, которые подвергаются изменению, то есть проявляют восстановительные или окислительные свойства, а также частицы, характеризующие среду: кислую – ион H+ , щелочную – OH- и нейтральную – H2O. Этот метод удобно использовать в том случае, когда реакция протекает в растворе или расплаве. Поэтому в электронно-ионном методе записывают реально существующие ионы

.

            Пример 1.Составить уравнение реакции взаимодействия  KNO2  с K2Cr2O7 в кислой среде, используя метод полуреакций. Определяют окислитель и восстановитель. Окислителем в   этой реакции является ион  . В кислой среде он принимает 6 электронов и образует 2 иона     Сr3+ , а освободившийся кислород вместе с ионом H+ среды образует молекулы воды

  + 14H+ + 6e  =  2Cr3+ + 7H2O.

 Это уравнение первой полуреакции – восстановление окислителя. Восстановителем является ион . Он отдает два электрона и окисляется до иона  Получающийся в ходе реакции ион  содержит больше кислорода, чем ион . Недостающее количество кислорода пополняется за счёт молекулы воды, при этом освобождается 2Н+ -иона

.

 Общее число электронов, отдаваемых восстановителем и присоединяемых окислителем, должно быть равным. В нашем примере оно равно 6. Отсюда, записав уравнения обеих полуреакций, находят коэффициенты для окислителя и восстановителя  

 f:\modul2\himichsystemy\cr.jpg

Суммируют электронно-ионные уравнения (предварительно умноженные на коэффициенты)



Сокращают подобные члены и составляют сокращенное ионное уравнение



Поэтому ионному уравнению составляют молекулярное уравнение, для чего каждому аниону приписывают соответствующий катион, а каждому катиону – соответствующий анион. И, как правило, сначала записывают формулы молекул восстановителя, затем – окислителя и среды

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4= 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O.

 При составлении уравнений методом полуреакций следует учитывать следующие факторы:

а) записывать в ионном виде восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия, а затем уже приступать к составлению уравнений полуреакций. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в виде осадков, в виде молекул. Продукты реакции (взаимодействия восстановителя и окислителя) устанавливаются опытным путём на основании известных свойств элементов;  

б) если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции,  то освобождающийся кислород в форме О2-  связывается в кислых растворах ионами Н+ в воду, а в нейтральных растворах – в гидроксид-ионы

О2- + 2Н+ = Н2О или  О2- + Н2О = 2ОН-;

 в) если же исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты реакций, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счёт молекул воды

Н2О = О2- + 2Н+,

а в щелочных – за счёт гидроксид-ионов

2ОН = О2- + Н2О;

г) суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства должны быть равны.

^ Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем используются реально существующие, а не гипотетические ионы. В самом деле, в растворе нет ионов Мn+7, Cr+6, S+6, а есть ионы  .

При этом не нужно определять степени окисления атомов, а также видна роль среды как активного участника процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все образующиеся вещества: они определяются в уравнении реакции при его выводе.

Следует отдавать предпочтение методу полуреакций и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, которые протекают в водных растворах и расплавах.

^ Влияние среды на протекание

окислительно-восстановительных реакций

 Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+ - ионов ), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток гидроксид – ионов ОН-). В зависимости от среды может измениться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в зависимости от pH среды.

 Реакции в кислой среде

 

5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 = 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс 

Mn7+ + 5ē = Mn2+

2

S4+ – 2ē = S+6

5

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

2

SO32- + H2O – 2ē = SO42- + 2H+

5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- = 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

 

Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.
1   2   3   4

Похожие:

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции iconОкисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции
Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых...
Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2020
контакты
userdocs.ru
Главная страница