ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Цель работы: освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, установление возможности их протекания, и влияние рН на ход реакции.

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов реагирующих веществ. Химические реакции второго типа сопровождаются изменением степеней окисления взаимодействующих веществ и называются окислительно-восстановительными:

– реакция обмена;

– окислительно-восстановительная реакция.

Степенью окисления (с. о.) называется условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из простых ионов. Положительная степень окисления определяется количеством электронов, отданных электронейтральным атомом, отрицательная – количеством электронов, принятых электронейтральным атомом.

Степень окисления атома в соединении можно вычислить, зная, что молекула электронейтральна, т. е. алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю. При этом исходят из правила, что некоторые атомы в соединениях имеют постоянную степень окисления:

а) с. о. атомов в простых веществах равна нулю;

б) с. о. водорода в соединениях всегда (+ 1), кроме гидридов;

в.)с. о. кислорода в соединениях всегда (– 2), кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов, ;

г) с. о. фтора в соединениях всегда (– 1);

д) с. о. атомов металлов всегда положительна и равна:

I A гр. – (+ 1);

II A, B гр. – (+ 2);

III A, B гр. – (+ 3);

е) атомы неметаллов могут иметь как положительную, так и отрицательную степень окисления. Отрицательная с. о. определяется числом электронов, которые может принять электронейтральный атом и равна: (№ гр. – 8); высшая положительная с. о. равна № гр., наиболее устойчивая промежуточная положительная определяется как (№ гр. – 2).

Пользуясь этими правилами, можно определить с. о. любого атома в соединении. Например, определим с. о. хлора в следующих соединениях:

+1 + x = 0	+1 + x –2 = 0	+2 + 2x – 6× 2 = 0	+1 + x – 8 = 0
x = –1	x = +1	x = +5	x = +7

Основные положения теории окислительно-восстановительных процессов

1. Окисление-восстановление – это единый процесс.

2. Окислением называется процесс отдачи электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

3. Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны, называется окислителем. При присоединении электронов окислитель восстанавливается.

4. Атомы элемента, находящегося в высшей степени окисления, могут проявлять только окислительные свойства, а в низшей степени окисления – только восстановительные свойства. Атом элемента, находящегося в промежуточной степени окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Важнейшие окислители:

а) типичные неметаллы – фтор, хлор, кислород и др. Проявляя окислительные свойства, они принимают электроны и превращаются в отрицательные ионы ();

б) кислоты и их соли, содержащие атомы металлов и неметаллов в высшей степени окисления – и др.

Из кислот наибольшее практическое значение в качестве окислителей имеют азотная и концентрированная серная;

в) водород в степени окисления + 1 (в растворах кислот и воде) –

;

г) ионы, содержащие металлы в высшей степени окисления – Pb ²⁺, MnO ₄^–, CrO ₄^2–и др.

Важнейшие восстановители:

а) нейтральные атомы: металлы и некоторые неметаллы ( и др.). Наиболее сильные восстановители (щелочные и щелочно-земельные металлы) в химических реакциях отдают электроны.

Например: ;

б) отрицательно заряженные ионы неметаллов: (например, в соединениях ) и др.;

в) ионы металлов в низшей степени окисления: и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью: могут быть как окислителями, так и восстановителями. Например:

,	.
восстановление	окисление

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три типа: 1) молекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул, 2) внутримолекулярные – окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы, 3) диспропорционирования – характерны для веществ, имеющих в своем составе атомы элемента в промежуточной степени окисления.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Этим методом определяют стехиометрические коэффициенты с помощью электронных уравнений. Для этого:

1. Составляют схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отмечают элементы, изменяющие степень окисления, находят окислитель и восстановитель.

2. Составляют схемы полуреакций, уравнивая число зарядов в левой и правой части каждой полуреакции.

3. Подбирают коэффициенты для полуреакций с учетом того, что число электронов, отдаваемое восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем.

4. Складывают уравнения полуреакций с учетом коэффициентов.

5. Расставляют коэффициенты в уравнении реакции.

Например:

,

восстановитель			–	процесс окисления;
окислитель			–	процесс восстановления.

Для количественной характеристики окислительно-восстанови-тельной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, пользуются величинами электродных или окислительно-восстановительных потенциалов.

Чем больше алгебраическая величина электродного потенциала, тем активнее данная частица как окислитель, и наоборот.

Пользуясь таблицей стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления и направленность окислительно-восстановительных реакций. Процесс может протекать в выбранном направлении при условии, если разность потенциалов имеет положительное значение, а, следовательно, и ЭДС системы величина положительная.

Например, перманганат калия можно получить окислением манганата калия бромом: .

Можно ли вместо брома использовать хлор или йод?

По таблице стандартных окислительно-восстановительных потенциалов находим электродные потенциалы пар:

= 0, 56 В;	=1, 36 В;
= 1, 08 В;	= 0, 53 В.

Вычисляем ЭДС реакций: ЭДС = Е _окис. – E _восст

а) ЭДС = 1, 08 – (+0, 56) = 0, 52 (В);

б) ЭДС = 1, 36 – (+0, 56) = 0, 80 (В);

в) ЭДС = 0, 53 – (+0, 56) = – 0, 03 (В).

Значит, в качестве окислителя можно использовать хлор, но нельзя йод.

При решении вопроса возможного направления протекания окислительно-восстановительных реакций следует помнить:

1. Окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования менее активных веществ из более активных.

2. Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь в большинстве случаев протекает та, ЭДС которой наибольшая.

Экспериментальная часть