4.2. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов. |
Изменение степени окисления связано с переходом электронов от одних атомов к другим. Окисление – процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления.
Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.
Окислитель – атом или ион, который принимает электроны, а сам восстанавливается.
Восстановитель – атом или ион, который отдает электроны, а сам окисляется.
Вещества,
в которых элемент находится в высшей
степени окисления,
являются только
окислителями:
,
,
,
.
Высшая
степень окисления равна номеру группы
в Периодической системе элементов
(ПСЭ), в которой находится элемент
(исключение – кислород, фтор).
Вещества,
в которых элемент находится в низшей
степени окисления,
являются только
восстановителями:
,
,
.
Низшая
степень окисления для d-элементов
соответствует отдаче или одного, или
двух электронов и равна +1 или +2. Низшей
степени окисления неметаллов соответствует
число электронов, которые атому необходимо
присоединить для образования электронной
конфигурации ближайшего по ПСЭ
благородного газа (см. приложение
3,4).
Так, для р-элементов VII группы оно
равно –1, для VI группы –2, для V группы
–3, для IV группы –4.
Вещества, в которых
элемент находится в промежуточной
степени окисления,
могут
проявлять и окислительные, и
восстановительные свойства:,
,
,
,
HNO2
Процессы окисления и восстановления протекают всегда одновременно, при этом число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. На этом основан подбор коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.
4.3. Метод электронных уравнений
Пример. Расставить коэффициенты в уравнении реакции: KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O.
Ответ. • Пишем схему реакции и проставляем степени окисления элементов.
• Видно, что степень окисления изменилась у марганца и серы: марганец был +7, стал +2, сера была –2, стала 0.
• Отражаем эти изменения степени окисления в электронных уравнениях и определяем элемент-окислитель и элемент-восстановитель:
K2S
– восстановитель, KMnO4
– окислитель.
Слева от электронных уравнений проводим вертикальную черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Множители перед вертикальной чертой «5» и «2» и есть основные коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
• Переносим найденные основные коэффициенты при восстановителе и окислителе в заданную схему реакции:
• Находим коэффициенты при других реагирующих веществах в следующем порядке: металлы, кислотные остатки (или неметаллы), водород, кислород.
• Правильность подбора коэффициентов проверяем равенством атомов кислорода в обеих частях уравнения:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O.
Обычно этот метод применим для уравнивания ОВР, протекающих между газообразными, твердыми или жидкими веществами без их электролитической диссоциации.
Если реакция протекает в растворе используют метод ионно-электронный или метод полуреакций.
Опыт 1. Влияние среды на продукты ОВР
а) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить один микрошпатель сульфита натрия.
Наблюдения:
Вывод:
б) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия, создать щелочную среду добавив 5 капель гидроксида натрия и добавить один микрошпатель сульфита натрия.
Наблюдения:
Вывод:
в) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия и добавить один микрошпатель сульфита натрия.
Наблюдения:
Вывод:
Составить уравнение реакции, уравнять методом электронного (электронно-ионного) баланса.
Опыт 2. Окислительные свойства дихромат иона
а) Налить в пробирку 10 капель дихромата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить один микрошпатель сульфата железа (II).
Наблюдения:
Вывод:
б) Налить в пробирку 10 капель дихромата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить 5 капель иодида калия.
Наблюдения:
Вывод:
Составить уравнение реакции, уравнять методом электронного (электронно-ионного) баланса.