Окислювач віддає або приймає. Поняття окислювача і відновника
ОСНОВИ ТЕОРЕТИЧНОЇ ХІМІЇ
10. Окисно-відновні реакції
Окислювально-відновні реакції в розчинах.
Хімічні реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними.
окислення
- це процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном. Якщо атом віддає свої електрони, то він набуває позитивного заряду: l - , Віддає 1 електрон, то він стає нейтральним атомом:
Якщо позитивно заряджений іон або атом віддає електрони, то величина його позитивного заряду збільшується на кількість відданих електронів:
Відновлення - це процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном.
Якщо атом приєднує електрони, то він перетворюється в негативно заряджений іон:
Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то величина його заряду зменшується:
або він може перейти в нейтральний атом:
окислювачем
приймає електрони. відновлювачем є атом, молекула або іон, віддає електрони.окислювач
в процесі реакції відновлюється, відновник - окислюється.Слід пам'ятати, що розгляд окислення (відновлення) як процесу віддачі (і прийняття) електронів атомами або іонами не завжди відображає дійсний стан, так як у багатьох випадках відбувається не повне перенесення електронів, а лише зміщення електронної хмари від одного атома до іншого.
Однак для складання рівнянь окисно-відновних реакцій не має істотного значення, який зв'язок при цьому утворюється - іонна або ковалентний. Тому для простоти будемо говорити про приєднання або віддачі електронів незалежно від типу зв'язку.
Визначення стехіометричних коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій. При складанні рівняння окисно-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число віддаються і прийнятих електронів. Як правило, коефіцієнти підбирають, використовуючи або метод електронного балансу
, або метод електронно-іонного балансу (Іноді останній називають методом напівреакцій ).Як приклад складання рівнянь окисно-відновних реакцій розглянемо процес окислення піриту концентрованою азотною кислотою.
Перш за все визначимо продукти реакції.
HNO 3 є сильним окислювачем, тому сірка буде окислюватися до максимальному ступені окислення S 6+, а залізо - до Fe 3+, при цьому HNO 3 може відновлюватися доN0ілі NO 2. Ми виберемо N O:Де буде знаходитися
H 2 O (В лівій або правій частині), ми поки не знаємо.1. Застосуємо спочатку метод електронно-іонного балансу
(Напівреакцій). У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисла, лужна або нейтральна), в якій протікає реакція.При складанні рівнянь процесів окислення і відновлення для зрівнювання числа атомів водню і кисню вводять (в залежності від середовища) або молекули води і іони водню (Якщо середовище кисле), або молекули води і гідроксид-іони (Якщо середовище лужне). Відповідно і в одержуваних продуктах в правій частині електронно-іонного рівняння будуть знаходитися іони водню і молекули води (кисле середовище) або гідроксид-іони і молекули води (лужне середовище).
Т. е. при написанні електронно-іонних рівнянь потрібно виходити зі складу іонів, дійсно наявних в розчині.Крім того, як і при складанні скорочених іонних рівнянь, речовини малодиссоциирующие, погано розчинні або виділяються у вигляді газу слід писати в молекулярній формі.
Розглянемо для нашого випадку полуреакции окислення. молекула
FeS 2 перетворюється в іон Fe 3+ (F е (N О 3) 3 повністю дисоціює на іони, гідролізом нехтуємо) і два іона SO 4 2 - (Дисоціація H 2 SO 4):Для того щоб зрівняти кисень, в ліву частину додамо 8 молекул Н
2 О, а в праву - 16 іонів Н + (Середовище кисле):Заряд лівій частині дорівнює 0, заряд правої +15, тому
FeS 2 повинен віддати 15 електронів:Розглянемо тепер полуреакции відновлення нітрат-іона:
Необхідно відібрати в
N О 3 2 атома О. Для цього до лівої частини додамо 4 іона Н 1+ (Кисле середовище), а до правої - 2 молекули Н 2 Про:Для зрівнювання заряду до лівої частини (заряд
+3) додамо 3 електрона:Остаточно маємо:
Скоротивши обидві частини на 16Н
+ І 8Н 2 О, отримаємо скорочену іонне рівняння окисно-відновної реакції:Додавши в обидві частини рівняння відповідну кількість іонів
NO 3 - і Н + знаходимо молекулярне рівняння реакції:Зверніть увагу, що для визначення кількості відданих і прийнятих електронів вам ні разу не довелося визначати ступінь окислення елементів. Крім того, ми врахували вплив середовища і автоматично визначили, що Н
2 Про знаходиться в правій частині рівняння. Безперечним є те, що цей метод набагато більше відповідає хімічним змістом, ніж стандартний метод електронного балансу, хоча останній дещо простіше для розуміння.2. зрівняти дану реакцію методом електронного балансу . Процес відновлення описується:
Складніше скласти схему окислення, оскільки окислюються відразу два елементи -
Fe і S. Можна приписати залозу ступінь окислення 2+, сере 1 і врахувати, що на один атом Fe доводиться два атома S:
Можна, однак, обійтися без визначення ступенів окислення і записати схему, що нагадує схему
Права частина має заряд +15, ліва - 0, тому
FeS 2 повинен віддати 15 електронів. Записуємо загальний баланс:
п'ять молекул НNО
3 йдуть на окислення FeS 2, і ще три молекули HNO 3 необхідні для утворенняFe (N О 3) 3:Щоб зрівняти водень і кисень, додаємо в праву частину дві молекули Н
2 Про:Метод електронно-іонного балансу більш універсальний у порівнянні з методом електронного балансу і має незаперечну перевагу при підборі коефіцієнтів
у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, В яких навіть процедура визначення ступенів окислення є дуже складною.Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні його через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю НО
CH 2 - СН 2 ОН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, праворуч утворюється також гідроксид калію:
Після проведення необхідних скорочень подібних членів записуємо рівняння в остаточному молекулярному вигляді
Стандартні потенціали окисно-відновних реакцій.
Можливість протікання будь окислювально-відновної реакції в реальних умовах обумовлена \u200b\u200bнизкою причин: температурою, природою окислювача і відновника, кислотністю середовища, концентрацією речовин, що беруть участь в реакції, і т. Д. Врахувати всі ці фактори буває важко, але, пам'ятаючи про те, що будь-яка окислювально-відновна реакція протікає з перенесенням електронів від відновника до окислювача, можна встановити критерій можливості протікання такої реакції.Кількісною характеристикою окислювально-відновних процесів є нормальні окислювально-відновні потенціали окисників і відновників (або стандартні потенціали електродів).
Щоб зрозуміти фізико-хімічний сенс таких потенціалів, необхідно проаналізувати так звані електрохімічні процеси.
Хімічні процеси, що супроводжуються виникненням електричного струму або викликані їм, називаються електрохімічними.
Щоб зрозуміти природу електро хімічних процесів, Звернемося до розгляду декількох досить простих ситуацій. Уявімо собі металеву пластинку, занурену в воду. Під дією полярних молекул води іони металу відриваються від поверхні пластинки і гідратованими переходять в рідку фазу. Остання при цьому заряджається позитивно, а на металевій пластинці з'являється надлишок електронів. Чим далі протікає процес, тим більше стає заряд
, як пластинки, так і рідкої фази.Завдяки електростатичному тяжінню катіонів розчину і надлишкових електронів металу на кордоні розділу фаз виникає так званий подвійний електричний шар, який гальмує подальший перехід іонів металу в рідку фазу. Нарешті, настає момент, коли між розчином і металевою пластинкою встановлюється рівновага, яке можна виразити рівнянням:
або з урахуванням гідратації іонів в розчині:
Стан цієї рівноваги залежить від природи металу, концентрації його іонів в розчині, від температури і
тиску.При зануренні металу не в воду, а в розчин солі цього металу рівновагу відповідно до принципу Ле Шательє зміщується вліво і тим більше, чим вище концентрація іонів металу в розчині. Активні метали, іони яких мають гарну здатність переходити в розчин, будуть в цьому випадку заряджатися негативно, хоча в меншій мірі, ніж в чистій воді.
Рівновага можна змістити вправо, якщо той чи інший спосіб видаляти електрони з металу. Це призведе до розчинення металевої пластинки. Навпаки, якщо до металевої платівці підводити електрони ззовні, то на ній буде відбуватися осадження іонів
з розчину.При зануренні металу в розчин на кордоні розділу фаз утворюється подвійний електричний шар. Різниця потенціалів, що виникає між металом і навколишнього його рідкою фазою, називають електродним потенціалом. Цей потенціал є характеристикою окислювально-відновної здатності металу у вигляді твердої фази.
У ізольованого металевого атома (стан одноатомного пара, що виникає при високих температурах і високих ступенях розрідження) окислювально-відновні властивості характеризуються іншою величиною, званої іонізаційним потенціалом. Іонізаційний потенціал - це енергія, необхідна для відриву електрона від ізольованого атома.
Абсолютне значення електродного потенціалу не можна виміряти безпосередньо. Разом з тим не становить труднощів вимір різниці електродних потенціалів, яка виникає в системі, що складається з двох пар метал - розчин. Такі пари називають напівелементах . Домовилися визначати електродні потенціали металів по відношенню до так званого стандартного водневого електроду, потенціал якого довільно прийнятий за нуль. Стандартний водневий електрод складається з спеціально приготованою платинової пластинки, зануреної в розчин кислоти з концентрацією іонів водню 1 моль / л і омивається струменем газоподібного водню під тиском 10
5 Па, при температурі 25 ° С.Ряд стандартних електродних потенціалів.
Якщо пластинку металу, занурену в розчин його солі з концентрацією іонів металу, що дорівнює 1 моль / л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент. Електрорушійна сила цього елемента (ЕРС), виміряна при 25 ° С, і характеризує електродний потенціал металу,позначається зазвичай як Е °.Стандартні потенціали електродів, виступаючих як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знак "+" мають стандартні потенціали електродів, що є окислювачами.
Метали, розташовані в порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, утворюють так званий електрохімічний ряд напруг металів : Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Ряд напруг характеризує хімічні властивості металів:
1. Чим більше негативний електродний потенціал металу, тим більше його відновна здатність.
2. Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з розчинів солей ті метали, які стоять в електрохімічному ряді напруг металів після нього.
3. Всі метали, що мають негативний стандартний електродний потенціал, т. Е. Що знаходяться в електрохімічному ряді напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів кислот.
Як і в разі визначення значення Е ° металів, значення Е ° неметалів вимірюються при температурі 25 ° С і при концентрації всіх атомних і молекулярних частинок, що беруть участь в рівновазі, яка дорівнює 1 моль / л.
Алгебраїчне значення стандартного окисно-відновного потенціалу характеризує окислительную активність відповідної окисленої форми. Тому зіставлення значень стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє відповісти на питання: чи протікає та чи інша окислювально-відновна реакція?
Кількісним критерієм оцінки можливості протікання тієї чи іншої окислювально-відновної реакції є позитивне значення різниці стандартних окисно-відновних потенціалів напівреакцій окислення і відновлення.
Електроліз розчинів.
Сукупність окислювально-відновних реакцій, які протікають на електродах в розчинах або розплавах електролітів при пропущенні через них електричного струму, називають електролізом.На катоді джерела струму відбувається процес передачі електронів катіонів з розчину або розплаву, тому катод є "відновлювачем". На аноді відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є "окислювачем".
При електролізі як на аноді, так і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.
Під час проведення електролізу з використанням інертного (невитратний) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окислювальних і два відновлювальних процесу:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів,
на катоді - відновлення катіонів та іонів водню.
Під час проведення електролізу з використанням активного (витрачається) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів, анодне розчинення металу - матеріалу анода;
на катоді - відновлення катіона солі і іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода.
При виборі найбільш ймовірного процесу на анод і катод слід виходити з положення, що буде протікати та реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на анод і катод при електролізі розчинів солей з інертним електродом використовують такі правила:
На аноді можуть утворюватися такі продукти: а) при електролізі розчинів, що містять в своєму складі аніони F -, SO 4 2-, NО 3 - , РО 4 3 - , А також розчинів лугів виділяється кисень; б) при окисленні аніонів Зl - , В r -, I- виділяються відповідно хлор, бром, йод;в) при окисленні аніонів органічних кислот відбувається процес:2. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг лівіше Аl
3+ , На катоді виділяється водень; якщо іон розташований в ряду напруг правіше водню, то на катоді виділяється метал.3. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг між
Al + і Н + , На катоді можуть протікати конкуруючі процеси як відновлення катіонів, так і виділення водню.Розглянемо як приклад електроліз водного розчину хлориду міді на інертних електродах. У розчині знаходяться іони Сі
2+ і 2Сl -, які під дією електричного струму направляються до відповідних електродів:
На катоді виділяється металева мідь, на аноді - газоподібний хлор.
Якщо в розглянутому прикладі електролізу розчину
CuCl 2 в якості анода взяти мідну пластинку, то на катоді виділяється мідь, а на аноді, де відбуваються процеси окислення, замість розрядки іонів Сl - і виділення хлору протікає окислення анода (міді). В цьому випадку відбувається розчинення самого анода, і в вигляді іонів Сі вінпереходить в розчин. електроліз CuCl 2 з розчинною анодом можна записати так:
Електроліз розчинів солей з розчинною анодом зводиться до окислення матеріалу анода (його розчинення) і супроводжується перенесенням металу з анода на катод. Це властивість широко використовується при рафінуванні (очищенню) металів від забруднень.
Електроліз розплавів. Для отримання високоактивних металів (натрію, алюмінію, магнію, кальцію та ін.), Легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей або оксидів:
Якщо пропускати електричний струм через водний розчин солі активного металу і кислородсодержащей кислоти, То ні катіони металу, ні іони кислотного останку не розряджаються. На катоді виділяється водень,
а на аноді - кисень, і електроліз зводиться до електролітичному розкладанню води.Електроліз розчинів електролітів проводити енергетично вигідніше, ніж розплавів, так як електроліти - солі і луги - плавляться при дуже високих температурах.
Закон електролізу Фарадея.
Залежність кількості речовини, що утворився під дією електричного струму, від часу, сили струму і природи електроліту може бути встановлена \u200b\u200bна підставі узагальненого закону Фарадея :де т - маса що утворився при електролізі речовини (г); Е - еквівалентна маса речовини (г / моль); М - молярна маса речовини (г / моль); п - кількість віддаються або прийнятих електронів;
I - сила струму (А); t - тривалість процесу(С); F - константа Фарадея,характеризує кількість електрики, необхідне для виділення 1 еквівалентній маси речовини(F \u003d 96 500 Кл / моль \u003d 26,8 А × год / моль).До таких відносять реакції, в яких реагуючі речовини обмінюються електронами, змінюючи при цьому ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.
наприклад:
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2,
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) \u003d Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Переважна більшість хімічних реакцій відносяться до окисно-відновних, вони грають виключно важливу роль.
Окислення - це процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном.
Якщо атом віддає свої електрони, то він набуває позитивного заряду:
наприклад:
Al - 3e - \u003d Al 3+
H 2 - 2e - \u003d 2H +
При окисленні ступінь окислення підвищується.
Якщо негативно заряджений іон (заряд -1), наприклад Cl -, віддає 1 електрон, то він стає нейтральним атомом:
2Cl - - 2e - \u003d Cl 2
Якщо позитивно заряджений іон або атом віддає електрони, то величина його позитивного заряду збільшується на кількість відданих електронів:
Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+
Відновлення - це процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном.
Якщо атом приєднує електрони, то він перетворюється в негативно заряджений іон:
наприклад:
Сl 2 + 2е- \u003d 2Сl -
S + 2е - \u003d S 2
Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то величина його заряду зменшується:
Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+
або він може перейти в нейтральний атом:
Fe 2+ + 2e- \u003d Fe 0
Окислювачем є атом, молекула або іон, що приймає електрони. Відновлювачем є атом, молекула або іон, що віддає електрони.
Окислювач в процесі реакції відновлюється, відновник - окислюється.
Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов'язане з окисленням, що можна висловити рівняннями:
Восстановитель - е - ↔ Окисник
Окислювач + е \u200b\u200b- ↔ Восстановитель
Тому окислювально-відновні реакції являють собою єдність двох протилежних процесів - окислення і відновлення
Найважливіші відновники і окислювачі
|
Відновлювачі |
окислювачі |
Метали, водень, вугілля Оксид вуглецю (II) CO Сірководень H 2 S, оксид сірки (IV) SO 2, сірчиста кислота H 2 SO 3 і її солі Іодоводородной кислота HI, бромоводородной кислота HBr, соляна кислота HCl Хлорид олова (II) SnCl 2, сульфат заліза (II) FeSO 4, сульфат марганцю (II) MnSO 4, сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 Азотистая кислота HNO 2, аміак NH 3, гідразин N 2 H 4, оксид азоту (II) NO Фосфористая кислота H 3 PO 3 Альдегіди, спирти, мурашина і щавлева кислоти, глюкоза Катод при електролізі |
галогени Перманганат калію KMnO 4, манганат калію K 2 MnO 4, оксид марганцю (IV) MnO 2 Дихромат калію K 2 Cr 2 O 7, хромат калію K 2 CrO 4 Азотна кислота HNO 3 Кисень O 2, озон О3, пероксид водню Н 2 О 2 Сірчана кислота H 2 SO 4 (конц.), Селеновая кислота H 2 SeO 4 Оксид міді (II) CuO, оксид срібла (I) Ag 2 O, оксид свинцю (IV) PbO 2 Іони благородних металів (Ag +, Au 3+ і ін.) Хлорид заліза (III) FeCl 3 Гіпохлорити, хлорати і перхлорати Царська горілка, суміш концентрованої азотної і плавикової кислот Анод при електролізі |
Метод електронного балансу.
Для зрівнювання ОВР використовують кілька способів, з яких ми поки розглянемо один - метод електронного балансу.
Напишемо рівняння реакції між алюмінієм і киснем:
Al + O 2 \u003d Al 2 O 3
Нехай вас не вводить в оману простота цього рівняння. Наше завдання - розібратися в методі, який в майбутньому дозволить вам зрівнювати набагато складніші реакції.
Отже, в чому полягає метод електронного балансу? Баланс - це рівність. Тому слід зробити однаковим кількість електронів, які віддає один елемент і приймає інший елемент в даній реакції. Спочатку це кількість виглядає різним, що видно з різних ступенів окислення алюмінію і кисню:
Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2
Алюміній віддає електрони (набуває позитивну ступінь окислення), а кисень - приймає електрони (набуває негативну ступінь окислення). Щоб отримати ступінь окислення +3, атом алюмінію повинен віддати 3 електрона. Молекула кисню, щоб перетворитися в кисневі атоми зі ступенем окислення -2, повинна прийняти 4 електрона:
Al 0 - 3e- \u003d Al +3
O 2 0 + 4e- \u003d 2O -2
Щоб кількість відданих і прийнятих електронів вирівнялося, перше рівняння треба помножити на 4, а друге - на 3. Для цього достатньо перемістити числа відданих і прийнятих електронів проти верхньої і нижньої рядки так, як показано на схемі вгорі.
Якщо тепер в рівнянні перед відновником (Al) ми поставимо знайдений нами коефіцієнт 4, а перед окислювачем (O 2) - знайдений нами коефіцієнт 3, то кількість відданих і прийнятих електронів вирівнюється і стає рівним 12. Електронний баланс досягнуто. Видно, що перед продуктом реакції Al 2 O 3 необхідний коефіцієнт 2. Тепер рівняння окисно-відновної реакції зрівняне:
4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3
Всі переваги методу електронного балансу виявляються в більш складних випадках, ніж окислення алюмінію киснем.
Наприклад, відома всім "марганцівка" - марганцевокислого калію KMnO 4 - є сильним окислювачем за рахунок атома Mn в ступені окислення +7. Навіть аніон хлору Cl - віддає йому електрон, перетворюючись в атом хлору. Це іноді використовують для отримання газоподібного хлору в лабораторії:
K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 \u003d Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Складемо схему електронного балансу:
Mn +7 + 5e- \u003d Mn +2
2Cl - - 2e- \u003d Cl 2 0
Двійка і п'ятірка - головні коефіцієнти рівняння, завдяки яким вдається легко підібрати всі інші коефіцієнти. Перед Cl 2 слід поставити коефіцієнт 5 (або 2 × 5 \u003d 10 перед KСl), а перед KMnO 4 - коефіцієнт 2. Всі інші коефіцієнти прив'язують до цих двох коефіцієнтів. Це набагато легше, ніж діяти простим перебором чисел.
2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 \u003d 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Щоб зрівняти кількість атомів К (12 атомів зліва), треба перед K 2 SO 4 в правій частині рівняння поставити коефіцієнт 6. Нарешті, щоб зрівняти кисень і водень, досить перед H 2 SO 4 і H 2 O поставити коефіцієнт 8. Ми отримали рівняння в остаточному вигляді.
Метод електронного балансу, як ми бачимо, не виключає і звичайного підбору коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій, але може помітно полегшити такий підбір.
Складання рівняння реакції міді з розчином нітрату паладію (II). Запишемо формули вихідних і кінцевих речовин реакції і покажемо зміни ступенів окислення:
з яких випливає, що при відновників та окисників коефіцієнти рівні 1. Остаточне рівняння реакції:
Cu + Pd (NO 3) 2 \u003d Cu (NO 3) 2 + Pd
Як видно, в сумарному рівнянні реакції електрони не фігурують.
Щоб перевірити правильність складеного рівняння, підраховуємо число атомів кожного елемента в його правій і лівій частинах. Наприклад, в правій частині 6 атомів кисню, в лівій також 6 атомів; паладію 1 і 1; міді теж 1 і 1. Отже, рівняння складено правильно.
Переписуємо це рівняння в іонної формі:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ + 2NO 3 - + Рd
І після скорочення однакових іонів отримаємо
Cu + Pd 2+ \u003d Cu 2+ + Рd
Складання рівняння реакції взаємодії оксиду марганцю (IV) з концентрованою соляною кислотою
(За допомогою цієї реакції в лабораторних умовах отримують хлор).
Запишемо формули вихідних і кінцевих речовин реакції:
НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Покажемо зміна ступенів окислення атомів до і після реакції:
Ця реакція окислювально-відновна, так як змінюються ступені окислення атомів хлору і марганцю. НCl - відновник, MnО 2 - окислювач. Складаємо електронні рівняння:
і знаходимо коефіцієнти при відновників та окисників. Вони відповідно рівні 2 і 1. Коефіцієнт 2 (а не 1) ставиться тому, що 2 атома хлору зі ступенем окислення -1 віддають 2 електрони. Цей коефіцієнт вже стоїть в електронному рівнянні:
2НСl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О
Знаходимо коефіцієнти для інших реагуючих речовин. З електронних рівнянь видно, що на 2 моль HCl доводиться 1 моль MnО 2. Однак, з огляду на, що для зв'язування утворюється двозарядний іона марганцю потрібно ще 2 моль кислоти, перед відновником слід поставити коефіцієнт 4. Тоді води вийде 2 моль. Остаточне рівняння має вигляд
4НCl + МnО 2 \u003d Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О
Перевірку правильності написання рівняння можна обмежити підрахунком числа атомів одного будь-якого елементу, наприклад хлору: в лівій частині 4 і в правій 2 + 2 \u003d 4.
Оскільки в методі електронного балансу зображуються рівняння реакцій в молекулярній формі, то після складання і перевірки їх слід написати в іонної формі.
Перепишемо складене рівняння в іонної формі:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 \u003d Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
і після скорочення однакових іонів в обох частинах рівняння отримаємо
4Н + + 2Сl - + МnО 2 \u003d Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О
Складання рівняння реакції взаємодії сірководню з підкисленим розчином перманганату калію.
Напишемо схему реакції - формули вихідних і отриманих речовин:
Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SО 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О
Потім покажемо зміна ступенів окислення атомів до і після реакції:
Змінюються ступеня окислення у атомів сірки і марганцю (Н 2 S - відновник, КМnО 4 - окислювач). Складаємо електронні рівняння, тобто зображуємо процеси віддачі та приєднання електронів:
І нарешті, знаходимо коефіцієнти при окисник і відновник, а потім при інших реагують речовинах. З електронних рівнянь видно, що треба взяти 5 моль Н 2 S і 2 моль КМnО 4, тоді отримаємо 5 моль атомів S і 2 моль МnSО 4. Крім того, з зіставлення атомів в лівій і правій частинах рівняння, знайдемо, що утворюється також 1 моль К 2 SО 4 і 8 моль води. Остаточне рівняння реакції матиме вигляд
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SО 4 \u003d 5S + 2МnSО 4 + К 2 SО 4 + 8Н 2 О
Правильність написання рівняння підтверджується підрахунком атомів одного елемента, наприклад кисню; в лівій частині їх 2 4 + 3 4 \u003d 20 і в правій частиною 2 4 + 4 + 8 \u003d 20.
Переписуємо рівняння в іонної формі:
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О
Відомо, що правильно написане рівняння реакції є виразом закону збереження маси речовин. Тому число одних і тих самих атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції повинно бути однаковим. Повинні зберігатися і заряди. Сума зарядів вихідних речовин завжди повинна дорівнювати сумі зарядів продуктів реакції.
Метод електронно-іонного балансу більш універсальний у порівнянні з методом електронного балансу і має незаперечну перевагу при підборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, в яких навіть процедура визначення ступенів окислення є дуже складною.
Класифікація ОВР
Розрізняють три основних типи окисно-відновних реакцій:
1) Реакції міжмолекулярної окислення-відновлення
(Коли окислювач і відновник - різні речовини);
2) Реакції диспропорціонування
(Коли окислювачем і відновником може служити одне і те ж речовина);
3) Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення
(Коли одна частина молекули виступає в ролі окислювача, а інша - в ролі відновника).\u003e
Розглянемо приклади реакцій трьох типів.
1. Реакціями міжмолекулярної окислення-відновлення є все вже розглянуті нами в цьому параграфі реакції.
Розглянемо кілька більш складний випадок, Коли не весь окислювач може бути витрачений в реакції, оскільки частина його бере участь у звичайній - НЕ окислювально-відновної реакції обміну:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 \u003d Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Частина частинок NO 3 - бере участь в реакції як окислювач, даючи оксид азоту NO, а частина іонів NO 3 - в незмінному вигляді переходить в з'єднання міді Cu (NO 3) 2. Складемо електронний баланс:
Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2
N +5 + 3e- \u003d N +2
Поставимо знайдений для міді коефіцієнт 3 перед Cu і Cu (NO 3) 2. А ось коефіцієнт 2 слід поставити тільки перед NO, тому що весь наявний в ньому азот брав участь в окисно-відновної реакції. Було б помилкою поставити коефіцієнт 2 перед HNO 3, тому що ця речовина включає в себе і ті атоми азоту, які не беруть участі в окисленні-відновлення і входять до складу продукту Cu (NO 3) 2 (частки NO 3 - тут іноді називають "іоном -наблюдателем ").
Решта коефіцієнти підбираються без праці по вже знайденим:
3 Cu + 8HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O
2. Реакції диспропорціонування відбуваються тоді, коли молекули одного і того ж речовини здатні окисляти і відновлювати один одного. Це стає можливим, якщо речовина містить в своєму складі атоми будь-якого елементу в проміжній ступеня окислення.
Отже, ступінь окислення здатна як знижуватися, так і підвищуватися. наприклад:
HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O
Цю реакцію можна представити як реакцію між HNO 2 і HNO 2 як окислювачем і відновником і застосувати метод електронного балансу:
HN +3 O 2 + HN +3 O 2 \u003d HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O
N +3 - 2e- \u003d N +5
N +3 + e- \u003d N +2
Отримуємо рівняння:
2HNO 2 + 1HNO 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O
Або, складаючи разом молі HNO 2:
3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O
Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення відбуваються тоді, коли в молекулі є сусідами атоми-окислювачі і атоми-відновники. Розглянемо розкладання бертолетової солі KClO 3 при нагріванні:
KCl +5 O 3 -2 \u003d KCl - + O 2 0
Це рівняння також підпорядковується вимогу електронного балансу:
Cl +5 + 6e- \u003d Cl -
2O -2 - 2e- \u003d O 2 0
Тут виникає складність - який з двох знайдених коефіцієнтів поставити перед KClO 3 - адже ця молекула містить і окислювач і відновник?
У таких випадках знайдені коефіцієнти ставляться перед продуктами:
KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Тепер ясно, що перед KClO 3 треба поставити коефіцієнт 2.
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Внутрішньомолекулярна реакція розкладання бертолетової солі при нагріванні використовується при отриманні кисню в лабораторії.
метод напівреакцій
Як показує сама назва, цей метод заснований на складанні іонних рівнянь для процесу окислення і процесу відновлення з подальшим підсумовуванням їх в загальне рівняння.
Як приклад складемо рівняння тієї ж реакції, яку використовували при поясненні методу електронного балансу.
При пропущенні сірководню Н 2 S через підкисленою розчин перманганату калію КМnО 4 малинова забарвлення зникає і розчин мутніє.
Досвід показує, що помутніння розчину відбувається в результаті утворення елементної сірки, тобто протікання процесу:
Н 2 S → S + 2H +
Ця схема зрівняна по числу атомів. Для зрівнювання по числу зарядів треба від лівої частини схеми відняти два електрона, після чого можна стрілку замінити на знак рівності:
Н 2 S - 2е - \u003d S + 2H +
Це перша полуреакции - процес окислення відновлювача Н 2 S.
Знебарвлення розчину пов'язано з переходом іона MnO 4 - (він має малинове забарвлення) в іон Mn 2+ (практично безбарвний і лише при великій концентрації має слабо-рожеве забарвлення), що можна виразити схемою
MnO 4 - → Mn 2+
У кислому розчині кисень, що входить до складу іонів МnО 4, разом з іонами водню в кінцевому підсумку утворює воду. Тому процес переходу записуємо так:
MnO 4 - + 8Н + → Мn 2+ + 4Н 2 О
Щоб стрілку замінити на знак рівності, треба зрівняти і заряди. Оскільки вихідні речовини мають сім позитивних зарядів (7 +), а кінцеві - два позитивних (2+), то для виконання умови збереження зарядів треба до лівої частини схеми додати п'ять електронів:
MnO 4 - + 8Н + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4Н 2 О
Це друга полуреакции - процес відновлення окислювача, тобто перманганат-іона
для складання загального рівняння реакції треба рівняння напівреакцій почленно скласти, попередньо зрівнявши числа відданих і отриманих електронів. У цьому випадку за правилами знаходження найменшого кратного визначають відповідні множники, на які множаться рівняння напівреакцій. Скорочено запис проводиться так:
І, скоротивши на 10Н +, остаточно отримаємо
5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О
Перевіряємо правильність складеного в іонної формі рівняння: число атомів кисню в лівій частині 8, в правій 8; число зарядів: у лівій частині (2 -) + (6 +) \u003d 4 +, в правій 2 (2 +) \u003d 4 +. Рівняння складено правильно, так як атоми і заряди зрівняні.
Методом напівреакцій складається рівняння реакції в іонної формі. Щоб від нього перейти до рівняння в молекулярній формі, чинимо так: в лівій частині іонного рівняння до кожного аниону підбираємо відповідний катіон, а до кожного катиону - аніон. Потім ті ж іони в такому ж числі записуємо в праву частину рівняння, після чого іони об'єднуємо в молекули:
Таким чином, за допомогою рівнянь окисно-відновних реакцій за допомогою методу напівреакцій призводить до того результату, що і метод електронного балансу.
Порівняємо обидва методи. Гідність иметода напівреакцій в порівнянні з методом електронного балансу в тому. що в ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі. Справді, в розчині немає іонів, а є іони.
При методі напівреакцій не потрібно знати ступінь окислення атомів.
Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідно для розуміння хімічних процесів в гальванічному елементі і при електролізі. При цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати все виходять речовини, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу і застосовувати його при складанні рівнянь всіх окислювально-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах.
Багато речовин мають особливі властивості, які в хімії прийнято називати окислювальними відновними.
Одні хімічні речовини виявляють властивості окислювачів, інші - відновників, при цьому деякі сполуки можуть проявляти ті і інші властивості одночасно (наприклад - перекис водню Н 2 О 2).
Що ж таке окислювач і відновник, окислення і відновлення?
Окислювально-відновні властивості речовини пов'язані з процесом віддачі і прийому електронів атомами, іонами або молекулами.
Окислювач - це речовина, яка в ході реакції приймає електрони, т. Е. Відновлюється; відновник - віддає електрони, т. е. окислюється. Процеси передачі електронів від одних речовин до інших, зазвичай називають окисно-відновними реакціями.
Сполуки, що містять атоми елементів з максимальним ступенем окислення, можуть бути тільки окислювачами за рахунок цих атомів, тому що вони вже віддали всі свої валентні електрони і здатні тільки приймати електрони. Максимальний ступінь окислення атома елемента дорівнює номеру групи в періодичній таблиці, до якої належить цей елемент. Сполуки, що містять атоми елементів з мінімальним ступенем окислення можуть служити тільки відновниками, оскільки вони здатні лише віддавати електрони, тому, що зовнішній енергетичний рівень у таких атомів завершено вісьмома електронами
При хімічних реакціях число і характер зв'язків між взаємодіючими атомами можуть змінюватися, тобто можуть змінюватися ступеня окислення атомів в молекулах.
Реакції, в результаті яких змінюються ступені окислення атомів, називаються окисно-відновними.
Приклади окислювально-відновних реакцій (скорочено ОВР):
Зміна ступеня окислення пов'язано зі зміщенням або передачею електронів. Незалежно від того, чи переходять електрони з одного атома на інший або лише частково відтягуються одним з атомів, умовно говорять про віддачу і приєднання електронів.
процесвіддачі електронів атомом або іоном називаєтьсяокисленням . процесприєднання електронів називаєтьсявідновленням .
Речовини, атоми або іони яких віддають електрони, називаються восстановителями . В ході реакції вони окислюються. Речовини, атоми або іони яких приєднують електрони, називаються окислювачами . В ході реакції вони відновлюються.
Процеси окислення і відновлення зображуються електронними рівняннями, в яких вказується зміна ступеня окислення взаємодіючих атомів і число електронів, відданих відновником або прийнятих окислювачем.
Приклади рівнянь, що виражають процеси окислення:
Рівняння, що виражають процеси відновлення:
Окислювально-відновна реакція - це єдиний процес, в якому окислення і відновлення протікають одночасно. Окислення одного атома завжди супроводжується відновленням іншого і навпаки. При цьому загальне число електронів, що віддаються відновником, дорівнює числу електронів, що приєднуються окислювачем.
Відповідно до закону еквівалентів маси реагуючих речовин відносяться один до одного як молярні маси їх еквівалентів. Еквівалентну кількість речовини в ОВР залежить від числа електронів, що віддаються або приєднуються його атомами; молярна маса еквівалента розраховується за формулою:
, (1)
де М - молярна маса речовини, г / моль
М екв - молярна маса еквівалента речовини, г / моль
число віддаються або прісоедіняемих.електронов
Наприклад, в реакції
атом марганцю приєднує 5 електронів, тому еквівалентним кількістю 
є 1/5 моль,а атом сірки віддає 2 електрони і еквівалентним кількістю 
є 1/2 моль. Молярні маси еквівалентів відповідно рівні
Типи окислювально-відновних реакцій
Розрізняють три типи хімічних ОВР: міжмолекулярні, внутрішньо-молекулярні і реакції самоокисления-самовідновлення. Окрему групу становлять електрохімічні реакції.
1. Міжмолекулярні ОВР - це реакції, в яких окислювач і відновник є різними речовинами:
2. Внутрішньомолекулярні ОВР - це реакції, в яких змінюються ступені окислення різних атомів однієї молекули:
3. Реакції самоокисления-самовідновлення - це реакції, в яких відбувається окислення і відновлення атомів одного і того ж елемента:
4. Електрохімічні реакції - це ОВР, в яких процеси окислення і відновлення розділені просторово (протікають на окремих електродах), а електрони передаються від відновлювача до окислювача по зовнішньому електричному ланцюзі:
Окислювально-відновні реакції зазвичай мають складний характер, але, знаючи формули реагентів і продуктів реакції і вміючи визначати ступеня окислення атомів, можна легко розставити коефіцієнти в рівнянні будь ОВР.
Окислювально-відновні реакції, або скорочено ОВР, є однією з основ предмета хімії, так як описують взаємодію окремих хімічних елементів один з одним. Як випливає з назви даних реакцій, в них беруть участь як мінімум два різних хімічних речовини одне з яких виступає в якості окислювача, а інше - відновника. Очевидно, що дуже важливо вміти відрізняти і визначати їх в різних хімічних реакціях.
Як визначити окислювач і відновникОсновна складність у визначенні окислювача і відновника в хімічних реакціях полягає в тому, що одні й ті ж речовини в різних випадках можуть бути як окислювачами, так і відновниками. Щоб навчитися правильно визначати роль конкретного хімічного елемента в реакції потрібно чітко усвідомити такі базові поняття.
- окисленням називають процес віддачі електронів з зовнішнього електронного шару хімічного елемента. В свою чергу окислювачем буде атом, молекула або іон, які приймають електрони і тим самим знижують ступінь свого окислення, що є відновлюються . Після хімічної реакції взаємодії з іншою речовиною окислювач завжди набуває позитивний заряд.
- відновленням називають процес приєднання електронів на зовнішній електронний шар хімічного елемента. відновлювачем буде атом, молекула або іон, які віддають свої електрони і тим самим підвищують ступінь свого окислення, тобто окислюються . Після хімічної реакції взаємодії з іншою речовиною відновник завжди набуває позитивний заряд.
- Простіше кажучи окислювач - це речовина, яка «відбирає» електрони, а відновник - речовина, яка віддає їх окислювача. Визначити хто в окисно-відновної реакції виконує роль окислювача, хто відновлення і в яких випадках окислювач стає відновником і навпаки можна, знаючи типова поведінка в хімічних реакціях окремих елементів.
- Типовими восстановителями є метали і водень: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чим менше вони іонізіроани, тим більше їх відновні властивості. Наприклад, частково окислюється залізо, що віддала один електрон і має заряд +1, зможе віддати на один електрон менше в порівнянні з «чистим» залізом. Також восстановителями можуть бути сполуки хімічних елементів в нижчого ступеня окислення, у яких заповнені всі вільні орбіталі і які можуть тільки віддавати електрони, наприклад аміак NH 3, сірководень H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI, хлороводень HCl.
- Типовими окислювачами є багато неметали (F, Cl, I, O, Br). Також окислювачами можуть виступати метали, що мають високий ступінь окислення (Fe +3, Sn +4, Mn +4), також деякі сполуки елементів в високого ступеня окислення: перманганат калію KMnO 4, сірчана кислота Н 2 SO 4, азотна кислота HNO 3, оксид міді CuO, хлорид заліза FeCl 3.
- хімічні сполуки в неповних або проміжних ступенях окислення, наприклад одноосновная азотна кислота HNO 2, пероксид водню H 2 O 2, сірчиста кислота H 2 SO 3 можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості в залежності від окислювально-відновних властивостей бере участь у взаємодії другого реагенту.
Ка випливає з даного прикладу один атом натрію віддає одному атому кисню свій електрон. Отже, натрій є відновником, а кисень окислювачем. При цьому натрій окислиться повністю, так як віддасть максимально можливу кількість електронів, а атом кисню буде відновлений в повному обсязі, так як зможе прийняти ще один електрон від іншого атома кисню.
Завантаження ...