Лабораторная работа №2 Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: ознакомиться с реакциями, идущими с изменением степени окисления, с типами окислительно-восстановительных реакций, с методами составления уравнений данных реакций.

Программа коллоквиума

Окислительно-восстановительные реакции. Понятие о степени окисления. Окислительно-восстановительная способность веществ. Окислители и восстановители.

Типы окислительно-восстановительных реакций. Межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Метод электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

Теоретическая часть

Степень окисления. Окислители и восстановители.

При реакциях окисления или восстановления происходит перемещение части или всех валентных электронов от ионов, атомов или молекул одного из вступающих в реакцию веществ к частицам другого. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента (полностью в случае ионной связи или частично в случае ковалентной), проявляет положительную окисленность. Элемент, к атомам которого смещаются электроны атома другого элемента, проявляют отрицательную окисленность. Для характеристики состояния элемента в соединениях пользуются понятием степени окисления.

Степенью окисления (С.О.) называется электрический заряд (в единицах заряда электрона) атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Для определения степени окисления атомов в химических соединениях различного типа необходимо знать:

1. Атомы кислорода имеют степень окисления во всех соединениях –2. Исключение составляют фторид кислорода, F₂О, где кислород имеет С.О.= +2 и пероксиды, где С.О.= –1, например, Н₂О₂.

2. Водород во всех соединениях с неметаллами имеет С.О.=+1, в гидридах металлов степень окисления водорода С.О.= –1, пример - СаН₂.

3. Степень окисления атомов в простых ионных соединениях для данного иона равна по знаку и по величине его электрическому заряду. Например, в NaCl степень окисления Na равна +1, а хлора –1, что обычно отмечается соответствующей цифрой над символом элемента: Na⁺¹Cl^-1

4. В простых веществах ( и др.) степени окисления элементов всегда равны нулю, так как здесь не происходит одностороннее оттягивание электронов к какому-либо одному атому.

5. Элементы главных подгрупп I, II, III групп периодической системы имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы: Na⁺¹Cl, Mg⁺²O, Al⁺³(NO₃)₃.

6. Для элементов с непостоянной степенью окисления ее значение нетрудно подчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Определим, например, степень окисления хрома в соединении K₂Cr₂O₇. Степень окисления калия =+1, кислорода =–2, обозначим через х степень окисления хрома. Тогда 2(+1)+2х+7(–2) =0, следовательно, х=+6. Степень окисления хрома =+6.

7. Для химических элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы Д.И.Менделеева, в которой находится данный элемент.

8. Низшая степень окисления металлов равна нулю, а неметаллов – номеру группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой находится данный элемент, за вычетом восьми.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными:

Mg + Cl₂ = MgCl₂

Mg⁰ – 2e = Mg⁺²

Cl₂⁰ + 2е = 2Cl^-

Процесс отдачи частицей электронов, сопровождающийся повышением степени окисления, называется окислением. Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления, называется восстановлением. В реакциях эти два процесса протекают одновременно: одни частицы окисляются, другие восстанавливаются, следовательно, окислительно-восстановительные процессы представляют собой единство двух противоположных тенденций.

Вещества, присоединяющие электроны, называются окислителями, а вещества, теряющие электроны, –восстановителями. В приведенном примере Cl₂– окислитель, Mg – восстановитель.

Окислитель, присоединивший электроны, понижает свою степень окисления (восстанавливается). Восстановитель, отдавший свои электроны, повышает степень окисления (окисляется).

Только восстановителями могут быть:

а) свободные атомы металлов всех семейств (s, p, d, f);

б) элементы с наименьшей степенью окисления.

Проявление свободными металлами только восстановительных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны.

К восстановителям, указанным в пункте «б», относятся атомы неметаллических элементов с отрицательной степенью окисления: C^-4H₄, N^-3H₃, H₂S^-2, HCl^-1 и другие.

Только окислителями могут быть:

а) атомы элементов с наивысшей положительной степенью окисления в соединениях;

б) атомы и молекулы фтора и кислорода.

В реакциях окисления–восстановления некоторые вещества могут выступать в зависимости от условий и окислителями, и восстановителями. Такими веществами являются: а) атомы и молекулы неметаллов главных подгрупп IV–VII групп, бор, водород; б) атомы элементов с промежуточной (между высшей и низшей) положительной степенью окисления в соединении; в) перекисные соединения. Это связано со способностью соответствующих элементов отдавать или принимать электроны, повышая или понижая при этом степень окисления. Например,

Н^- ← Н → Н⁺,

Cl^- ← Cl⁰ → Cl⁺¹ → Cl⁺³ → Cl⁺⁵ → Cl⁺⁷

Для соединений марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6, +7. Примеры веществ с разными степенями окисления: Mn⁰, Mn⁺²O, Mn⁺³₂O₃, Mn⁺⁴O₂, Mn⁺⁷₂O₇. Все формы соединений марганца со степенями окисления +2, +3, +4, +6 в зависимости от условий могут проявлять окислительную и восстановительную функции, например,

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Mn⁺²Cl₂ + Cl⁰₂ + 2H₂O

Mn⁺⁴ – окислитель

Mn⁺⁴O₂ + KNO₃ + K₂CO₃ = K₂Mn⁺⁶O₄ + KNO₂ + CO₂

Mn⁺⁴ – восстановитель.

Во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не изменяют степени окисления. Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах часто играют роль среды: нейтральной, щелочной, кислотной. Подкисление обычно осуществляется разбавленной серной кислотой, окислительная функция которой не проявляются в присутствии более сильных окислителей.

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, надо знать свойства взаимодействующих веществ и на их основе предугадать образование новых веществ. Окончательно вопрос о продуктах реакции может быть решен экспериментально. Например, при взаимодействии сероводорода с бихроматом калия в кислой среде изменяется цвет раствора из оранжевого в зеленый, характерный для соединений трехвалентного хрома, также раствор мутнеет вследствие выпадения в осадок серы.

Запись исходных и конечных продуктов реакции с указанием степеней окисления атомов, изменяющих ее (степень окисления), выглядит так:

K₂Cr⁺⁶₂O₇ + H₂S^-2 + H₂SO₄ → Cr⁺³₂(SO₄)₃ + S⁰ + K₂SO₄

Так как вода может получаться или расходоваться в реакциях, то ее записывают в той или иной части равенства при окончательном подсчете атомов водорода и кислорода.

В приведенных соединениях изменяют степень окисления только хром и сера:

2 Cr⁺⁶ + 6е → 2Cr⁺³ 2 1 – окислитель

S^-2 – 2е → S⁰ 6 3 – востановитель

Переход Cr⁺⁶ → Cr⁺³ формально отвечает присоединению трех электронов, а переход S^-2 → S⁰ соответствует потере двух электронов. Следовательно, K₂Cr₂O₇ – окислитель, H₂S – восстановитель.

Во всех окислительно-восстановительных реакциях общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем. Исходя из этого, подбираем основные коэффициенты для окислителя (1) и восстановителя (3) в уравнении реакции:

K₂Cr⁺⁶₂O₇ + 3H₂S^-2 + H₂SO₄ → Cr⁺³₂(SO₄)₃ + 3S⁰ + K₂SO₄

Остальные коэффициенты находят при подсчете баланса других элементов (пока без атомов кислорода и водорода), в данном случае атомов калия, а затем и групп SO₄^2-. По числу атомов водорода в исходных веществах (14) находим число образовавшихся молекул воды (7) и дописываем уравнение реакции:

K₂Cr⁺⁶₂O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ = Cr⁺³₂(SO₄)₃ + 3S⁰ + K₂SO₄ + 7Н₂О

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода: в левой и правой частях равенства по 23 атома О.

В тех случаях, когда в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, устанавливают общее число электронов, теряемых восстановителями, и общее число электронов, приобретаемое окислителями, а в остальном поступают обычным образом.

Например:

+ HN⁺⁵O₃ + H₂O → + H₂S⁺⁶O₄ + N⁺²O

Довольно часто встречаются случаи, когда соединение, кроме выполнения окислительной или восстановительной функции, идет также на связывание продуктов реакции (степени окисления элементов не изменяются).

Рассмотрим составление уравнения подобной реакции на примере взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой. Перманганат калия – окислитель, соляная кислота – восстановитель и одновременно среда, в которой протекает процесс. Поэтому в уравнении реакции целесообразно формулу соляной кислоты написать дважды:

KMnO₄ + HCl + HCl →

окислитель восстановитель среда

Зная, что в кислой среде превращение KMnO₄ сопровождается изменением степени окисления марганца от +7 до +2, запишем продукты реакции:

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 + HCl^-1 → Mn⁺²Cl₂ + Cl⁰₂ + KCl^-1

Составим уравнения электронного баланса:

M n⁺⁷ + 5 e → Mn⁺² 1 2 – окислитель

Cl^-1 – 1 е → Cl 5 10 – восстановитель

Так как молекула хлора состоит из двух атомов, оба основных коэффициента удваиваются (соотношение 1:5 должно сохраняться в уравнении реакции):

2KMnO₄ + 10HCl + HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂ + KCl

восст-ль среда

По числу атомов калия в левой части уравнения находим число молекул KCl (2). По числу атомов хлора в правой части уравнения, не изменивших степень окисления, находим коэффициенты перед HCl – средой.

2KMnO₄ + 10HCl + 6HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl

Определяем число молекул воды и записываем уравнение в окончательном виде:

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8Н₂О

Рассмотренная последовательность составления уравнений окислительно-восстановительных реакций принята в методе электронного баланса.

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления-самовосстановления.

В межмолекулярных окислительно-восстановительных реакциях изменяют степень окисления элементы разных молекул. Все вышеприведенные реакции относятся к этому типу реакций.

К реакциям внутримолекулярного окисления–восстановления относятся процессы, при которых степени окисления изменяют разные элементы одной и той же молекулы, Обычно это реакции термического разложения веществ, содержащих окислитель и восстановитель, например:

2KCl⁺⁵O₃ = 2KCl^-1 + 3O⁰₂

C l⁺⁵ + 6е → Cl^-1 2 – окислитель

2O^-2 – 4е → O⁰₂ 3 – восстановитель

В реакциях самоокисления-самовосстановления степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Подобные реакции называются также реакциями диспропорционирования, например:

3Cl⁰₂ + 6KOН = 5KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + 3Н₂О

С l⁰ – 5е → Cl⁺⁵ 1 – восстановитель

Сl⁰ + 1е → Cl^-1 5 – окислитель

3Cl⁰₂ = 5Cl^-1 + Cl⁺⁵