Тема 1.6. Окислительно-восстановительные реакции.
Вопросы по ранее изученной теме:
- В каких случаях при электролизе водных растворов солей:
a) на катоде выделяется водород;
b) на аноде выделяется кислород;
c) проходит одновременное восстановление катионов металла и катионов водорода воды?
- Какие процессы, протекающие на электродах, объединяются общим названием ''электролиз''?
- Чем отличаются электролиз расплава едкого натра от электролиза его раствора?
- С каким полюсом батареи - положительным или отрицательным должна быть соединена металлическая деталь при её хромировании.
- Раскрыть значение электролиз; понятие - электролиз.
- Какие химические процессы происходят у катода и анода при электролизе раствора иодида калия? Расплава иодида калия?
- Составьте схемы электролиза с использованием угольных электродов расплавов и растворов следующих солей: КСl.
- В какой последовательности будут восстанавливаться катионы при электролизе их солей одинаковой концентрации (анод нерастворимый) следующего состава: Al, Sn, Ag, Mn?
- Объясните, почему металлический калий нельзя получить на угольных электродах электролизом водного раствора хлорида калия, но можно получить электролизом расплава этой соли?
- При электролизе водного раствора нитрата серебра на катоде образуется:
a) Аg b) NО2 c) NO d) H2?
Следует:
знать основные понятия и сущность окислительно-восстановительных реакций, правила составления окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса;
уметь классифицировать реакции с точки зрения степени окисления; определять и применять понятия: “степень окисления”, “окислители и восстановители”, “процессы окисления и восстановления”; составлять электронный баланс для окислительно- восстановительных реакций и применять его для расстановки коэффициентов в молекулярном уравнении.
Изменение свойств элементов в зависимости от строения их атомов
Изучив ранее типы химических реакций, строение молекул, взаимосвязь основных классов химических соединений, можно сказать, что большинство реакций - присоединения, разложения и замещения, протекают с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ, и только в реакциях обмена этого не происходит.
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Существует несколько способов составления уравнений окислитеьно- восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов. Например:
МnО2 + КСlO3 + КОН = К2МnО4 + КСl + Н2О
Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления:
+4 +6 +5 -1
Мn → Мn Сl → Сl
Определяем число потерянных (–) и полученных (+) электронов:
+4 +6 +5 -1
Мn – 2 e → Мn Сl + 6 e → Сl
Число потерянных и полученных электронов должно быть одинаковым. Оба процесса полуреакций изобразим следующим образом:
+4 +6
восстановитель Мn – 2 е ˉ → Мn 3 3Мn – 6 е ˉ → 3Мn окисление
+5 -1 +5 -1
окислитель Сl + 6 е ˉ → Сl 1 Сl + 6 е ˉ → Сl восстановление
Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции
3МnО2 + КСlO3 + 6КОН = 3К2МnО4 + КСl + 3Н2О
Процесс превращения марганца +4 в марганец +6 есть провес отдачи (потери) электронов, т.е. окисление; процесс превращения Сl(+5) в Сl(-1) есть процесс получения электронов, т.е. процесс восстановления. Вещество МnО2 при этом является восстановителем, а КСlO3 - окислителем.
Иногда одно из веществ, участвующих в реакции, выполняет сразу две функции: окислителя (или восстановителя) и солеобразователя. Рассмотрим в качестве примера реакцию
Zn + НNО3 = Zn(NO3) 2 + NН4NО3 + H2O
Составим полуреакции для окислителя и восстановителя. Цинк теряет два электрона, а азот N(+5) приобретает восемь электронов:
0 +2
Zn – 2 e ˉ → Zn 8 4
+5 -3
N + 8 e ˉ → N 2 1
Таким образом, на окисление четырех атомов цинка необходимо восемь молекул НNО3 и две молекулы НNO3 на солеобразование.
4Zn + 2НNО3 + 8НNO3 = 4Zn(NО3) 2 + NН4NО3 + 3Н2О
В итоге:
4Zn + 10НNO3 = 4Zn(NО3) 2 + NН4NО3 + 3Н2О
Типы уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Oсновные окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительные реакции разделяются на три группы: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.
Реакции, в которых одно вещество служит окислителем, а другое - восстановителем, называются межмолекулярными реакциями, например:
+7 -1 +2 0
2КМnО4 + 16НСl = 2МnСl2 + 5Сl2 + 2КСl + 8Н2О
К межмолекулярным реакциям относятся также реакции между веществами, в которых взаимодействующие атомы одного и того же элемента имеют различную степень окисления:
-2 +4 0
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле, называются внутримолекулярными реакциями, например:
+5 -2 -1 0
2KClO3 = 2KCl + 3O2
К внутримолекулярным можно отнести реакции, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
-3 +5 +1
NH4NO3 = N2O + H2O
Реакции, в которых окислительные и восстановительные функции выполняют атомы одного элемента в одной и той же степени окисления, называются реакциями диспропорционирования, например:
-1 -2 0
2Nа2O2 + 2СО2 = 2NаСО3 + О2
Окислители
Мерой окислительной способности атома или иона, как уже говорилось, является сродство к электрону, т.е. способность их принимать электроны.
Окислителями являются:
1. Все атомы неметаллов. Самые сильные окислители - атомы галогенов, так как они способны принять только один, электрон. С уменьшением номера группы окислительные способности атомов неметаллов, расположенных в них, падают. Поэтому атомы неметаллов IV группы - самые слабые окислители. В группах сверху вниз окислительные свойства атомов неметаллов также уменьшаются вследствие увеличения радиусов атомов.
2. Положительно заряженные ионы металлов в состоянии высокой степени окисле- ния, например:
+7 +6 +5 +4
КМnО4, К2СrО4, V2O5, МnО2 и т.д.
Кроме того, окислителями являются ионы металлов с низкой степенью окисления, например:
+1 +2 +3 +2
Аg, Нg, Fе, Сu и др.
3. Концентрированные НNО3 и Н2SO4 кислоты.
Восстановители
Восстановителями могут быть:
1. Атомы всех элементов, кроме Не, Nе, Аr, F. Наиболее легко теряют электроны атомы тех элементов, которые на последнем слое имеют один, два, три электрона.
2. Положительно заряженные ионы металлов, находящиеся в низкой степени окисле- ния, например:
+2 +3 +2 +2 +1
Fе, Сг, Мn, Sn, Сu.
3. Отрицательно заряженные ионы, например: Сlˉ, Вгˉ, Iˉ, S2ˉ.
4. Слабые кислоты и их соли, например: Н2SО3 и К2SО3; НNО2 и КNО2.
Вопросы по изученной теме:
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции от других химических реакций?
- Почему металлы в соединениях проявляют только положительные степени окисления, а неметаллы - как положительные, так и отрицательные?
- Какие вещества называются окислителями и какие восстановителями?
- Как по относительной электроотрицательности можно судить о характере связи между атомами в молекуле?
- Какая связь между энергией сродства к электрону и окислительной способностью химического элемента?
- Для каких сложных веществ характерны только окислительные свойства? В каких случаях сложные вещества могут выступать в роли окислителей и восстановителей?
- В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстановитель, их степень окисления, расставьте коэффициенты:
a) НgS + НNО3 + НСl → НgСl2 + S + NO + Н2O
b) SnСl2 + К2Сr2О7 + Н2SО4 → Sn(SО4) 2 + SnCl4 + Сr2(SО4)3 + К2SО4 + Н2O
c) АsН3 + АgNО3 + Н2О → Н3AsO4 + Аg + НNО3
- В следующих реакциях, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (реакции внутримолекулярного окисления - восстановления), расставьте коэффициенты:
a) NН4NО3 → N2О + Н2О
b) КСlO3 → КСl + О2
c) Аg2О → Аg + О2
- Для реакций диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления) напишите электронные схемы и расставьте коэффициенты:
a) К2МnО4 + Н2О → КМnО4 + МnО2 +КОН
b) НСlO3 → СlO2 + НСlO4
c) НNО2 → НNО3 + NO + Н2О
- Какие из приведенных реакций относятся к внутримолекулярным и какие - к реакциям диспропорционирования:
a) Нg(NO3) 2 → Нg + NO2 + О2
b) Сu(NO3) 2 → СuО + NO2 + О2
c) К2SО3 → К2SО4 + К2S
d) (NH4) 2Сr2О7 → N2 + Сr2О3 + Н2O
Подберите коэффициенты к каждой реакции.
Литература: 1, 2,3.
Тема 1.5.1. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА ПО ТЕМЕ:
Окислительно-восстановительные реакции
Задание. Уравнять окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса (указать окислитель и восстановитель).
Для сильных и средних учащихся:
Вариант I
- NaClO + P → NaCl + P2O5
- Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
Вариант II
- H2S + O2 → SO2 + H2O
- Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Вариант III
- Fe2O3 + H2 → Fe + H2O
- H2SO4 + C → SO2 + CO2 + H2O
Вариант IV
- HCl + O2 → H2O + Cl2
- Cu +HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Вариант V
- H2S + O2 → S + H2O
- Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + N2O + H2O
Для слабых учащихся:
Вариант I
- Li + O2 → Li2O
- Mg + HCl → MgCl2 + H2
Вариант II
- H2 + O2 → H2O
- Cl2 + NaBr → NaCl + Br2
Вариант III
- С + O2 → CO2
- F2 + H2O → HF + O2
Вариант IV
- Расставьте степени окисления атомов элементов в формулах следующих соединений: SО3, СаS, N2О3, Li2О, Мg3(РО4)2.
- По приведенной схеме реакции определить окислитель и восстановитель, составить электронный баланс, уравнять химическую реакцию, указать процессы окисления и восстановления:
Сl2 + NaI → NaCl + I2
- Схема Сr° - 3 e ˉ → Сr+3 отражает процесс:
a) восстановления
b) окисления
c) и окисления и восстановления?
Вариант V
- Расставьте степени окисления атомов элементов в формулах следующих соединений: SО2, N2O5, NaН, Аl2(SО4)3.
- По приведенной схеме реакции определить окислитель и восстановитель, составить электронный баланс, уравнять химическую реакцию, указать процессы окисления и восстановления:
Н2 + Са → Са3N2
- Схема Р° + 3 е ˉ → Рˉ3 отражает процесс:
a) восстановления
b) окисления
c) и окисления и восстановления?
Вариант VI
- Расставьте степени окисления атомов элементов в формулах следующих соединений: SF6, РСl3, SiS2, NН3.
- По приведенной схеме реакции определить окислитель и восстановитель, составить электронный баланс, уравнять химическую реакцию, указать процессы окисления и восстановления:
НgS + О2 = SО + 2НgO
Р + O2 = Р2O5
- Допишите реакцию и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Рb(NО3)2 + Zn →