Тема 2.2. Окислительно-восстановительные реакции

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ

Степень окисления элементов и сущность окислительно-восстановительных явлений

Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например, NaOH + HCl = NaCl + H₂O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.

Zn⁰ + HCl^- = H₂⁰ + Zn²⁺Cl₂ – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

Z n⁰ - 2e  Zn²⁺ 1 восстановитель, окисление

2H⁺ + 2e  H₂⁰ 1 окислитель, восстановление

Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окисление ― это процесс отдачи электрона. Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, называется восстановителем.

Восстановление ― это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления».

Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна, т.е. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Степень окисления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.

В простых веществах (О₂, Н₂, N₂) степень окисления элемента всегда равна нулю, так как в этих соединениях электронная плотность равномерно распределена между атомами в молекуле и не наблюдается одностороннего оттягивания электронных пар, участвующих в образовании химических связей. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления ― числом притянутых электронных пар.

В соединениях некоторые элементы проявляют всегда постоянную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. В каждом конкретном случае степень окисления рассчитывается по формуле соединения.

Для определения степени окисления элементов в химических соединениях следует руководствоваться следующими положениями:

1. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления 1+, а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна 1-. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления 2-, к исключениям относятся пероксидные соединения, степень окисления кислорода в которых равна 1-, и фторид кислорода OF₂, в котором она равна 2+.

2. Так как молекула электронейтральна, то алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов с учетом состава молекулы равна нулю.

Принимая во внимание это положение, легко определить степень окисления элементов в соединении. Для этого надо знать формулу соединения и степени окисления других элементов, входящих в состав этого соединения. Например, необходимо вычислить степень окисления серы в серной кислоте: Н₂SO₄ (1+)·2 + X + (2-)·4 =0 X=6+ Находим, что степень окисления серы равна 6+.

3. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ О₂, Сl₂ и т.п. равна нулю.

4. Степень окисления металлов в атомарном состоянии согласно рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Zn и т.п.).

5. Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предсказания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и получающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следующую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb₂S₅ и HNO₃

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb₂S₅ + HNO₃ = H₃SbO₄+NO+H₂SO₄

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции: Sb₂S^2-₅ + HN⁵⁺O₃ = H₃SbO₄+N²⁺O+H₂S⁶⁺O₄

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S^2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S^2- является восстановителем. А степень окисления атомов азота N⁵⁺ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N⁵⁺ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N⁵⁺ + 3e N^{2+ │} 40 окислитель, процесс восстановления

S^2-₅ - 40e  5S⁶⁺ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе: 3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + NO + H₂SO₄

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффициенты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами: 3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты: 3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = 6 H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды 3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реакции составлено правильно.

Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом: 3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄

Практическое занятие № 5. Составление окислительно-восстановительных реакций с помощью ионно-электронных уравнений

Цель: приобретение навыков составления окислительно-восстановительных уравнений методом электронного баланса.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1) определить степень окисления атомов элементов, меняющих ее в процессе реакции;

2) составить электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов, указать процессы окисления и восстановления;

3) записать множители в уравнении окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты;

4) подберите стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции;

5) выписать формулы вещества окислителя и восстановителя и рассчитать их молярные массы эквивалентов.

1. K₂MnO₄ + H₂O → KMnO₄ + MnO₂ + KOH

2. PbS + H₂O₂ → PbSO₄ + H₂O

3. NaBrO₃ + NaBr + H₂SO₄ → Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O

4. CuI + H₂SO₄ + KMnO₄ → CuSO₄ + I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5. CaH₂ + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

6. Na₃Cr(OH)₆ + NaOH + PbO₂ → Na₂CrO₄ + H₂O + Na₂Pb(OH)₄

7. Cr(NO₃)₃ → Cr₂O₃ + NO₂ + O₂

8. Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH → K₂FeO₄ + KNO₂ + H₂O

9. Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + O₂ → Na₂CrO₄ + CO₂

10. Na₂SO₃ → Na₂S + Na₂SO₄

11. Cr₂O₃ + NaNO₃ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O

12. K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O

13. Br₂ + SO₂ + H₂O → HBr + H₂SO₄

14. H₂S + H₂SO₃ → S + H₂O

15. KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O → MnO₂ + NaNO₃ + KOH

16. NaBr + NaBrO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + Br₂ + H₂O

17. As + Cl₂ + H₂O → H₃AsO₄ + HCl

18. K₂Cr₂O₇ + HBr → Br₂ + CrBr₃ + KBr + H₂O

19. KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂ + H₂O

20. FeCl₂ + KClO₃ + HCl → FeCl₃ + KCl + H₂O

21. Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

22. Mg + HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

23. KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O

24. Zn + H₂SO₄ → H₂S + ZnSO₄ + H₂O

25. KMnO₄ + H₃PO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O

26. H₂SO₃ + HNO₃ → H₂SO₄ + NO + H₂O

27. MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + H₂O

28. SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Sn(SO₄)₂ + CrCl₃ + K₂SO₄ + H₂O

29. HNO₃ + HCl → NOCl + H₂O + Cl₂

30. Na₂S + KMnO₄ + H₂O → S + MnO₂ + NaOH + KOH

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	№ задачи	№ варианта	№ задачи
1	1, 27	14	4, 30
2	2, 11	15	5, 24
3	3, 12	16	6, 25
4	4, 13	17	7, 13
5	5, 14	18	8, 14
6	6, 29	19	9, 15
7	7, 15	20	10, 17
8	8, 16	21	11, 16
9	9, 28	22	12, 17
10	10, 20	23	13, 18
11	1, 21	24	14, 24
12	2, 22	25	15, 19
13	3, 23	26	16, 26

Лабораторная работа №4. Изменение рН в ходе окислительно-восстановительных реакций

Работа выполняется на РМС «рН-метрия» или УРМС.

Цель: проследить за изменением рН в окислительно-восстановительных реакциях.

Теория. В большинстве окислительно-восстановительных полуреакций участвуют ионы H+ или OH-. Поэтому во многих окислительно-восстановительных реакциях, начинающихся в нейтральной среде, происходит выделение ионов H+ или OH-. Например,

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH.

При протекании таких реакций рН раствора изменяется.

Оборудование. Компьютер с измерительным блоком, датчик рН, магнитная мешалка, 2 стакана химических на 50 мл, пипетка на 10 мл, штатив химический.

Реактивы в соответствии с таблицей 1.

Таблица 1. Реактивы для исследования изменения рН при окислительно-восстановительных реакциях.

№	Реактив 1			Реактив 2
	Вещество	Концентрация, М	Объем, мл		Вещество	Концентрация, М	Объем, мл
1	Na2SO3	0,01	30		KMnO4	0,01	20
2	K4[Fe(CN)6]	0,01	50		KMnO4	0,01	10
3	NaNO2	0,01	30		KMnO4	0,01	20
4	K4[Fe(CN)6]	0,01	30		I2/KI	0,01/0,1	15
5	Na2SO3	0,01	25		I2/KI	0,01/0,1	25
6	CuSO4	0,01	25		KI	0,01	25

Подготовка к работе. К первому разъему измерительного блока подключают датчик рН, зажимают его в штативе. На магнитную мешалку ставят стакан, погружают в него якорь и датчик рН. В меню программы L-Химия - практикум выбирают сценарий «Датчики: датчик рН: зависимость от времени». Выходят в окно измерений.

Ход работы. В стакан наливают реактив 1, погружают датчик рН. Если датчик рН касается якоря мешалки и при этом ионный мостик у него не залит раствором – добавляют немного дистиллированной воды. Запускают процесс перемешивания, нажатием на экранную кнопку «Пуск» запускают процесс измерения. Когда значение рН стабилизируется, из пипетки или стакана наливают реактив 2. Измеряют рН, пока его значение не стабилизируется. Останавливают процесс нажатием экранной кнопки «Стоп», сохраняют результаты нажатием экранной кнопки «Архив». Извлекают электрод, ополаскивают стакан, якорь и датчик дистиллированной водой и переходят к следующей паре веществ.

Отчет. В отчете отметить, для каких реакций наблюдается изменение рН, в табличной форме указать, с какого и до какого значения рН произошло изменение и привести уравнения реакции.

Контрольные вопросы.

1. Чем обусловлены объемы реактивов, приведенные в таблице 1?