Меню Рубрики

Окисление и восстановление с электронной точки зрения

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

  1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
  2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
  3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
  4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I2 0 . Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

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

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S 0 . Сульфид калия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO3. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl2 0 , хлористый водород является восстановителем.

Читайте также:  Почему село зрение на один глаз

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl2. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО2:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn 2+ , в нейтральной или слабощелочной — до MnO2, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO4 2– . Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr 3+ :

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)6] 3– :

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H2O + KNO3 + KOH → K[Al(OH)4] + NH3↑.

mozok.click

Окислительно-восстановительные реакции

Окисление и восстановление — противоположные процессы

В 7 классе вы уже ознакомились с реакциями окисления. Мы рассматривали их как реакции веществ с Оксигеном с образованием оксидов. Можно сказать, что окисление — это процесс присоединения веществом атомов Оксигена (рис. 15.1, а). Вместе с окислением в природе происходит противоположный процесс, который сопровождается отдачей веществом атомов Оксигена. Этот процесс называют восстановлением. На примере реакции восстановления меди (рис. 15.1, б) становится понятным название этого процесса: поскольку из черного купрум(П) оксида получили блестящий металл, то было логично назвать этот процесс восстановлением металла.

Рис. 15.1. Реакции окисления (а) и восстановления (б) меди

Обратите внимание: Купрум отдает атомы Оксигена и восстанавливается, но одновременно атомы Гидрогена соединяются с атомами Оксигена и окисляются (рис. 15.1, б).

Итак, процессы окисления и восстановления — это противоположные взаимосвязанные процессы: восстановление всегда сопровождается окислением, и наоборот. Поэтому используют термин окислительно-восстановительные реакции (сокращенно ОВР).

Электронная природа окислительно-восстановительных реакций

С развитием химии ученые установили электронную природу процессов окисления и восстановления. Одним из первых электронную теорию окислительно-восстановительных процессов предложил наш соотечественник Л. В. Писаржевский. Он сопоставил процессы окисления и восстановления с изменением степеней окисления элементов вследствие перехода электронов от атомов одних элементов к другим.

Реакции, в которых хотя бы один химический элемент меняет свою степень окисления, называют окислительно-восстановительными.

Рассмотрим еще раз реакцию окисления меди, но на этот раз обратим внимание на степени окисления элементов реагентов и продуктов реакции:

Мы видим, что в результате реакции Купрум повышает свою степень окисления с 0 до +2. Для этого атомы Купрума должны отдать по 2 электрона. Этот процесс можно описать схемой:

Окисление — это процесс отдачи электронов атомом (ионом) с повышением степени окисления.

В этой реакции Купрум понижает свою степень окисления с 0 до -2. Для этого атомы Оксигена должны принять по 2 электрона:

Так атомы Оксигена дополняют (восстанавливают) свою электронную оболочку.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом (ионом) с понижением степени окисления.

Каждый атом Оксигена присоединяет по два электрона от атомов Купрума и восстанавливается

Каждый атом Купрума отдает по два электрона атомам Оксигена и окисляется

Элемент, который отдает электроны и тем самым повышает свою степень окисления, называют восстановителем. Вещество, содержащее элемент-восстановитель, также называют восстановителем. Поскольку восстановитель в ходе реакции отдает электроны, то сам он при этом окисляется.

Восстановитель — это частица (молекула, атом или ион), которая отдает электроны.

В реакции меди с кислородом атомы Купрума окисляются, поскольку отдают электроны, но они в этой реакции являются восстановителями, поскольку отдают электроны и восстанавливают атомы Оксигена.

Элемент, который присоединяет электроны, а также вещество, в составе которого он содержится, называют окислителем. Поскольку окислитель в ходе реакции присоединяет электроны, то сам он при этом восстанавливается.

Окислитель — это частица (молекула, атом или ион), которая присоединяет электроны.

В реакции, которую мы рассмотрели, Оксиген восстанавливается, поскольку присоединяет электроны, но одновременно он является окислителем и окисляет Купрум.

В общем случае все определения, которые мы рассмотрели в этом подразделе, можно представить схемой:

Украинский физико-химик, академик АН СССР и АН УССР. После окончания гимназии готовился стать врачом, но, ознакомившись с учебником Менделеева «Основы химии», решил посвятить себя этой науке. После окончания Одесского университета учился в Лейпциге в лаборатории Оствальда, где защитил диссертацию. Работал в Тарту, Киевском политехникуме, Екатеринославском горном институте (сейчас Национальный горный университет, г. Днепр). В годы гражданской войны сконструировал простой противогаз, сберегший здоровье многих солдат. Разработал теорию окислительно-восстановительных реакций. Был основателем и первым директором института физической химии НАН Украины, названного его именем.

Рассмотрим реакцию хлоридной кислоты со щелочью:

Легко заметить, что в этой реакции ни один химический элемент не меняет свою степень окисления, поэтому данная реакция не является окислительно-восстановительной, как и любая другая реакция ионного обмена. Главное отличие окислительно-восстановительных реакций от реакций ионного обмена заключается в том, что при окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю.

На островах Индонезии обитают сорные куры, или большеноги (alectura lathami). В отличие от большинства птиц они не высиживают свои яйца, а закапывают их в кучу гумуса, листьев и навоза. Яйца развиваются благодаря теплоте, выделяемой при окислительно-восстановительной реакции гниения растений. Благодаря нежной коже внутри клюва самец отслеживает температуру в таком «инкубаторе» и в зависимости от нее раскапывает яйца или засыпает их песком.

Читайте также:  Как устроиться в мвд с плохим зрением

Значение окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение в природе и деятельности человека. Они являются основой многих процессов жизнедеятельности живых организмов. В промышленности ОВР — один из главных методов получения новых веществ, в особенности металлов, а также в производстве кислот, лекарств, красителей и т. д.

Значение ОВР в природе

Фотосинтез — это окислительно-восстановительная реакция, обеспечивающая жизнь на планете. Под действием света в зеленых растениях происходит процесс, который можно описать суммарным уравнением: 6С02 + 6Н20 = C6H12Og + 602j. Окислителем здесь выступает углекислый газ, а восстановителем — атомы Оксигена в составе воды.

Обмен веществ и энергии в клетках происходит в процессе многочисленных окислительно-восстановительных реакций. Процессы дыхания, пищеварения — все это цепи ОВР. Превращение энергии, освобождающейся при ОВР, в энергию химических связей молекул АТФ происходит в митохондриях.

Любая реакция горения является окислительно-восстановительной. С давних времен горение является источником энергии для человека. Горение древесины можно описать уравнением, обратным к процессу фотосинтеза: С6Н126 + 602 = 6С02 + 6Н20.

Гниение также является окислительно-восстановительным процессом, который происходит при участии бактерий. В результате гниения выделяется энергия, необходимая для жизнедеятельности этих бактерий. Миллионы лет назад благодаря этим процессам сформировались полезные ископаемые.

Брожение — еще один пример природных ОВР. Этот процесс происходит при участии грибов, которые таким способом получают необходимую энергию. Человек использует брожение для приготовления квашеных овощей, дрожжевого теста, кисломолочных продуктов, сыра, пива и т. п.

В живых организмах случаются и нежелательные процессы окисления, следствием которых могут быть мутации ДНК и заболевания, в частности рак. Вещества-антиоксиданты, проявляющие восстановительные свойства, взаимодействуют с избыточными окислителями в организме и «нейтрализуют» их. Самый распространенный антиоксидант — витамин С.

Коррозия — это многостадийный окислительновосстановительный процесс, описывающийся уравнением: 4Fe + 302 + 6Н20 = 4Fe(OH)3. Коррозию можно назвать процессом, противоположным получению металлов на заводах. Этот процесс приводит к повреждению металлических конструкций.

Значение ОВР в технике

Получение энергии из любого топлива основано на ОВР. Например, в двигателях внутреннего сгорания происходит реакция сгорания бензина. Энергия, выделяющаяся в результате реакции, превращается в механическую энергию для перемещения автомобиля.

В обычных батарейках также протекают ОВР, энергия от которых преобразуется в электрическую энергию. Такие источники электрического тока называют гальваническими элементами. Аккумуляторы в автомобилях, ноутбуках и мобильных телефонах — это также гальванические элементы, в которых протекают различные ОВР.

В топливных элементах энергия вырабатывается в результате окислительно-восстановительной реакции горения. Перспективным является топливный элемент, в котором происходит сгорание водорода, поскольку единственный продукт этой реакции — вода. Автомобили с такими топливными элементами будут экологически чистыми.

Окислительно-восстановительные реакции являются основой метода гальванопластики — покрытия поверхности тонким слоем металла. На изделие любой сложности из любого материала наносят слой металла. Этим методом наносят позолоту на деревянные изделия, хромируют детали автомобилей, бытовой техники и т. п.

Металлургические процессы — получение металлов — невозможны без ОВР. Металлы (железо, медь, свинец и др.) восстанавливают из руды коксом (специально обработанным углем). Алюминий из руды восстанавливают электрическим током. По выпуску черных металлов Украина занимает одно из первых мест в мире.

Без ОВР невозможен химический анализ некоторых веществ. Используя различные реагенты, определяют концентрацию кислорода, ионов Феррума или Хрома в смесях. Также с помощью ОВР можно определить содержание витамина С (аскорбиновой кислоты) во фруктах, соках и др.

Реакция азота с водородом N2 + ЗН2 = 2NH3 также является окислительно-восстановительной. На этой реакции основано производство азотных удобрений и взрывчатых веществ. Дешевый способ синтеза аммиака позволил повысить урожайность сельскохозяйственных культур. В Украине аммиак синтезируют в больших объемах на предприятиях «Ровноазот», Черкасский «Азот» и другие.

Окисление и восстановление — противоположные взаимосвязанные процессы, которые заключаются в обмене электронами.

175. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций в природе и быту.

176. Дайте определение понятиям «окислитель», «восстановитель», «окисление», «восстановление» с точки зрения электронной теории ОВР.

177. Можно ли любой процесс окисления охарактеризовать как горение? А можно ли любой процесс горения назвать процессом окисления?

Задания для усвоения материала

178. Определите, какие из приведенных реакций являются окислительно-восстановительными. Для ОВР обозначьте стрелкой направление переноса электронов и их количество, как на схеме на с. 90.

179. В каждом уравнении реакции определите элементы, которые являются восстановителями и окислителями:

180. Для каждого процесса отметьте количество отданных или принятых электронов, например:

Укажите, является процесс

окислением или восстановлением.

181. Охарактеризуйте значение ОВР в быту, технике, природе.

182. Изделия из серебра при длительном хранении тускнеют из-за образования на поверхности нерастворимого аргентумО) сульфида черного цвета. Восстановить блеск серебра можно кипячением изделия в растворе соды вместе с алюминиевой фольгой. Какое вещество в этом случае будет окислителем, а какое — восстановителем? Составьте уравнение этой реакции.

183. Свободные радикалы в организме (частицы с неспаренными электронами) вызывают гибель клеток или их перерождение в раковые клетки. Нейтрализовать действие свободных радикалов могут некоторые

вещества, которые называются антиоксидантами, например аскорбиновая кислота. Предположите, какие свойства (окислителей или восстановителей) характерны для свободных радикалов и антиоксидантов.

Окисление и восстановление с электронной точки зрения

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа.

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно — восстановительных реакций — метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса.
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов.

Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.

За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.
Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно — 4.Следовательно, и перед HCl ставим — 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент — 2. В результате получится химическое уравнение:

Рассмотрим более сложное уравнение:

Расставляем степени окисления химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид

Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

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

2 Cl — — 2 e — = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

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

С l 2 + 2е- = 2С l —

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

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

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2, NH 3, HNO 3, Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

№4. Даны схемы уравнений реакций :
С uS + HNO3( разбавленная ) = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

K + H2O = KOH + H2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество — окислитель и вещество — восстановитель.

Реакции окисления-восстановления

Рассматривая в свойства водорода, мы отметили, что водород может восстанавливать многие окислы, отнимая от них кислород, и противопоставили этот процесс окислению, т. е. присоединению кислорода. Первоначально этик два понятия — окисление и восстановление—ничего другого и не выражали, как только присоединение и отнятие кислорода. Вскоре, однако, они получили более широкое значение. Окислением стали называть не только процесс присоединения кислорода, но и процесс отнятия от вещества водорода на том основании, что отнятие водорода происходит большею частью под действием кислорода (например, 4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О). Точно так же восстановлением стали называть не только процесс отнятия кислорода, но и процесс присоединения водорода. Впоследствии эти понятия были еще более расширены и к процессам окисления и восстановления были отнесены многие реакции, в которых ни кислород, ни водород участия не принимают, но которые по существу сходны с типичными реакциями окисления и восстановления. Например, горение металлов в хлоре, броме, парах серы, а также вообще всякое присоединение металлоидов стали называть окислением:

Читайте также:  Умная женщина какая она с точки зрения мужчин

Обратное превращение АlВr3 в Аl или FeCl3 в FeCl2 получило название восстановления. Таким образом, понятия «окисление» и «восстановление» стали несколько расплывчатыми и только электронная теория строения вещества придала им совершенно точный и определенный смысл.

Рассматривая типичные процессы окисления и восстановления с точки зрения электронной теории, нетрудно убедиться, что эти процессы всегда сопровождаются перемещением электронов от одних атомов или ионов к другим, причем окисляющееся вещество теряет электроны, а восстанавливающееся присоединяет их. Приведем примеры.

1. Горение магния в кислороде:

Атом магния имеет в наружном слое два электрона. При взаимодействии с кислородом два атома магния отдают четыре электрона молекуле (двум атомам) кислорода и превращаются в положительные двухзарядные ионы Mg ++ . Последние связываются с образовавшимися ионами кислорода в кристаллы окиси магния MgO. Таким образом, горение (окисление) магния сопровождается переходом электронов от магния к кислороду.

2. Восстановление окиси меди водородом:

В окиси меди ион меди несет два положительных заряда. В процессе реакции электроны переходят от атомов (молекул) водорода к ионам меди; медь становится нейтральной, а образовавшиеся ионы водорода связываются с ионами кислорода в моле кулы воды. Отсюда видно, что восстановление окиси меди сопровождается присоединением к ней (точнее — к ионам Сu ++ ) электронов.

3. Взаимодействие между хлорным железом и йодистым водородом в растворе. При смешивании растворов хлорного железа и йодистого водорода выделяется свободный иод, а хлорное железо превращается в хлористое:

Обычно говорят, что при этой реакции хлорное железо восстанавливается в хлористое, а йодистый водород окисляется до свободного иода. Но из приведенного уравнения видно, что электроны переходят только из ионов J — к ионам Fe +++ , причем последние превращаются в ионы Fe ++ , а ионы J — — в нейтральные атомы иода, образующие затем молекулы J2; ионы же Сl — и Н + в результате реакции не изменяются. Таким образом, в действительности восстанавливается не хлорное железо в хлористое, а ионы Fe +++ в ионы Fe ++ , окисляется же не йодистый водород, а ионы J» в атомы иода.

Из разобранных примеров можно сделать следующие выводы:

1. Сущность окисления заключается в потере электронов атомами или ионами окисляющегося вещества, а сущность восстановления — в присоединении электронов к атомам или ионам восстанавливающегося вещества. Поэтому в настоящее время всякий процесс, при котором вещество теряет электроны, называется окислением; наоборот, присоединение электронов рассматривается как восстановление.

2. Окисление какого-либо вещества не может произойти без одновременного восстановления другого вещества, так как потеря электронов одними атомами или ионами связана с присоединением электронов к другим атомам или ионам.

Например, при горении магния в кислороде или воздухе происходит окисление магния и одновременно восстановление кислорода; при взаимодействии водорода с окисью меди последняя (точнее, ион Сu ++ ) восстанавливается, а водород окисляется и т. д.

Таким образом, каждая реакция, сопровождающаяся перемещением электронов, является единством двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Вот почему в настоящее время все такие реакции принято называть окислительно-восстановительными.

Вещества, атомы или ионы которых присоединяют в процессе реакции электроны, называют окислителями, а вещества, отдающие электроны, — восстановителями.

Окислитель во время реакции отнимает электроны от окисляющегося вещества и сам при этом восстанавливается. Наоборот, восстановитель, теряя электроны, окисляется. Так, например, при взаимодействии хлорного железа и йодистого водорода (см. выше) окислителем является ион Fe +++ , который, присоединяя один электрон, восстанавливается в ион Fe ++ , ia восстановителем — ион J — отдающий один электрон и окисляющийся в атом иода.

Это можно наглядно представить, если выразить процесс окисления и процесс восстановления отдельными «электронными» уравнениями :

Описанные выше реакции получения водорода из воды и из кислот действием на них некоторых металлов тоже являются реакциями окисления-восстановления. При всех этих реакциях атомы металлов, отдавая электроны, служат восстановителями, а ионы водорода, приобретая электроны, — окислителями. Например, при реакции

Следовательно, водород, который мы рассматривали раньше как восстановитель, действует в качестве окислителя, когда он находится в виде положительно заряженных ионов .

Переход электронов при окислительно-восстановительных реакциях от одних атомов или ионов к другим, естественно, сопровождается изменением валентности участвующих в реакции элементов. Изменение валентности является характерным признаком, по которому сразу можно определить, является ли данная реакция окислительно-восстановительной. Так как окисление заключается в потере электронов атомами или ионами, а восстановление— в присоединении их, то при окислении алгебраическая величина валентности повышается (т. е. увеличивается положительная валентность или уменьшается отрицательная), при восстановлении — понижается. В этом легко убедиться, рассмотрев в приведенных выше примерах изменение валентности окисляющихся и восстанавливающихся атомов или ионов. Например, при взаимодействии между хлорным железом и йодистым водородом валентность железа (заряд ионов Fe +++ ) понижается с +3 до +2, а валентность иода (заряд ионов J — ) повышается от —1 до 0 у свободного иода и т. д.

Изложенная выше теория окислительно-восстановительных: процессов разработана Л. В. Писаржевским (1874—1938) — первым ученым, широко использовавшим электронную теорию для объяснения химических процессов.

Вы читаете, статья на тему Реакции окисления-восстановления

17.Электронная теория окисления-восстановления

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

Метод электронного баланса

Суть метода электронного баланса заключается в:

Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции

Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется — не принимаются во внимание

Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась — составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов

Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное

Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

18.Электродные потенциалы. Гальванический элемент

Электрод часть проводника (обыкновенно в виде пластинки), через которую электрический ток вводится в жидкость или газ. Положительный электрод – анод, отрицательный электрод – катод.

Из электродов и электролита может быть составлена система, в которой химическая энергия окислительно-восстановительных процессов превращается в электрическую энергию. Такую систему называют гальваническим элементом (названного в честь Луиджи Гальвани). Сила, обусловливающая перемещение в ней электрических зарядов, называется электродвижущей силой(ЭДС). Электродвижущие силы принято представлять в виде разности двух потенциалов, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов:

Потенциалы на электродах j1 и j2 называют электродными потенциалами.

Электродные потенциалы возникают вследствие взаимодействия металла с электролитом. При погружении металлического электрода в водный раствор его соли между поверхностью электрода и раствором будет происходить процесс обмена. Кристаллическая решетка металла состоит из положительно заряженных ионов (катионы) и свободных валентных электронов. При погружении металла в водный раствор его соли полярные молекулы воды, взаимодействуя с катионами металлической решетки (гидратация), облегчают переход катионов металла в раствор. Благодаря гидратации переход ионов в раствор (процесс ионизации) становится энергетически выгодным.

Электродный потенциал, измеренный в стандартных условиях в сравнении с водородным электродом, называют стандартным электродным потенциалом и обозначают Е 0 . По величине Е 0 все металлы можно расположить в ряд, называемый рядом напряжений металлов или электрохимическим рядом напряжения металлов.

Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в водных растворах:

1) чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается;

2) металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т. е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот;

3) каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.

Источники:
  • http://mozok.click/844-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html
  • http://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no8-9-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii-okislenie-i-vosstanovlenie
  • http://znaesh-kak.com/x/x/%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8-%D0%BE%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F-%D0%B2%D0%BE%D1%81%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F
  • http://studfiles.net/preview/6378926/page:7/