Учебно-методическое пособие: Окислительно–восстановительные реакции

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: O₂ , N₂ , Fe

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

4. 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:

Zn + H⁺¹₂SO₄ разб = Zn⁺²SO₄ + H₂

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

Zn – 2e = Zn⁺² 2H⁺¹ + 2e = H₂

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

Например:

А) Mg – 2e = Mg⁺²

Б) H₂ – 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: I₂ + 2e = 2I^-1

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства.

Восстановитель – e = Окислитель

Донор

Электронов

Например: 2I^-1 — 2e = I₂

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:

S + H₂ = H₂⁺¹S^-2,

А при взаимодействии с кислородом – восстановителем:

S + O₂ = 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, O_2, O₃);

Б) некоторые соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления: H₂S⁺⁶O_4, 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.

Mg + 2H⁺¹Cl = Mg⁺²Cl₂ + H₂ Mg — восстановитель

H⁺¹ – окислитель

2. 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 = N₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂O N^-3 — восстановитель

Сr⁺⁶ — окислитель

3. 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) 3I₂ + 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) Zn + H⁺¹₂SO₄ + H₂ окислитель H⁺¹

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

Влияние температуры:

А) Cl₂ + 2KOH = КСl^-1 + КСl⁺¹O + H₂O на холоду

Б) Cl₂ + 6KOH = 5КСl^-1 + КСl⁺⁵O₃ + 3H₂O при нагревании

Влияние катализатора:

А) 4N^-3H₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O без катализатора

Б) 4N^-3H₃ + 5O₂ = 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 + I₂ + 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 = I₂ (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 = I₂ х5

Таким образом, получилось: 2Mn⁺⁷ + 10I^-1 = 2Mn⁺² + 5I₂

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 = I₂ 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 + 5I₂ + 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 + 5I₂ + 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 + 5I₂ + 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 + 5I₂ + 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, SO_2, 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, SO_2, NH₃, CrO₄^2-, HNO₃, SO₄^2-, KOH, HPO₄^2-, SiH₄, HClO₄, MnO₄^1-, Al₂O₃, H₂SO₄, Ca(OH)₂, NO₂, Fe₂O₃

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

Mg = Mg⁺²

N⁺³ = N⁺⁵

Fe⁺² = Fe⁺³

Fe⁺² = Fe

Mn⁺² = Mn⁺⁷

Cu = Cu⁺²

Pb⁺⁴ = Pb⁺²

Cl^-1 = Cl

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