Типы оградительных сооружений в морском порту: По расположению оградительных сооружений в плане различают волноломы, обе оконечности...
Состав сооружений: решетки и песколовки: Решетки – это первое устройство в схеме очистных сооружений. Они представляют...
Топ:
Отражение на счетах бухгалтерского учета процесса приобретения: Процесс заготовления представляет систему экономических событий, включающих приобретение организацией у поставщиков сырья...
Методика измерений сопротивления растеканию тока анодного заземления: Анодный заземлитель (анод) – проводник, погруженный в электролитическую среду (грунт, раствор электролита) и подключенный к положительному...
Марксистская теория происхождения государства: По мнению Маркса и Энгельса, в основе развития общества, происходящих в нем изменений лежит...
Интересное:
Наиболее распространенные виды рака: Раковая опухоль — это самостоятельное новообразование, которое может возникнуть и от повышенного давления...
Искусственное повышение поверхности территории: Варианты искусственного повышения поверхности территории необходимо выбирать на основе анализа следующих характеристик защищаемой территории...
Принципы управления денежными потоками: одним из методов контроля за состоянием денежной наличности является...
Дисциплины:
 2017-09-27 |
 397 |
из
5.00
|
Заказать работу |
Содержание книги
Поиск на нашем сайте
|
|
|
|
Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.
Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем.
H20 - 2ē ® 2H + процесс окисления
Fe+2 - ē ® Fe +3 процесс окисления
2I- - 2ē ® I2 0 процесс окисления
Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем.
O2 0 + 4ē ® 2O -2 процесс восстановления
Mn +7 + 5ē ® Mn +2 процесс восстановления
Cu +2 +2ē ® Cu 0 процесс восстановления
Окислитель - вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).
Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).
Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в окислительно – восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по стандартному окислительно-восстановительному потенциалу. Но, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а, зная общие закономерности, определить, что будет являться окислителем, а что восстановителем, и как будет протекать реакция.
Типичными восстановителями являются:
· простые вещества: металлы: Na, Mg, Zn, Al, Fe.
неметаллы: H2, C, S
· сложные вещества: сероводород (H2S) и сульфиды (Na2S), сульфиты (Na2SO3), окисид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KJ, NaBr,), аммиак (NH3)
· катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.
|
|
· катод при электролизе.
Типичными окислителями являются:
· простые вещества - неметаллы: галогены (F2, CI2, Br2, J2), халькогены (О2, О3, S)
· сложные вещества: азотная кислота (HNO3), серная кислота (H2SO4 конц.), прерманганат калия (K2MnO4), бихромат калия (K2Cr2O7), хромат калия (K2CrO4), оксид марганца (IV) (MnO2), оксид свинца (IV) (PbO2), хлорат калия (KCIO3), пероксид водорода (H2O2)
· анод при электролизе.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно – ионный метод).
При составлении уравнений окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим его на примере составления реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.
1) Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
2) Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:
KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2SO4 → Mn+2SO4 + Na2S+6O4 + K2SO4 + H2O
3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.
Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):
5 S +4 – 2 e- → S +6 процесс окисления, восстановитель
2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процесс восстановления, окислитель
4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:
|
|
2KMnO4 +5Na2SO3 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O
5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.
Окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).
а ) Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления
называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ, например:
2Al0 + Fe+32O3 = 2Fe0+Al+32O3
Al 0 – 3e- → Al +3 окисление, востановитель
Fe +3 +3e- → Fe 0 восстановление, окислитель
В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe+3) входят в состав различных молекул.
б ) Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления)
2KCI+5O3 = KCI-1 + 3O02
CI +5 + 6e- → CI -1 восстановление, окислитель
2O -2 - 4е- → O2 0 окисление, восстановитель
В этой реакции восстановитель (O-2) и окислитель (CI+5) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.
В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента - азота, входящие в состав одной молекулы:
N-3H4N+3O2 = N02 + 2H2O
N -3 - 3e- → N 0 восстановление, окислитель
N +3 + 3e- → N 0 окисление, восстановитель
Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования.
в ) Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает и понижает свою степень окисления.
Например:
CI20 + H2O = HCI-1 + HCI+1O
CI 0 + 1e- → CI -1 восстановление, окислитель
CI 0 - 1e- → CI +1 окисление, восстановитель
Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.
Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно – восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).
|
|
Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе снизу вверх.
Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.
Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов. Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, способны реагировать с водой, вытесняя из нее водород.
Например:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 ↑
При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли. Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO4).
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Fe 0 - 2e- = Fe +2 окисление, восстановитель
Cu +2 + 2e- = Cu 0 восстановление, окислитель
В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.
Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.
Ag + ZnCl2 ≠
Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливают его.
Zn + 2HCl = ZnCI2 + H2↑
Zn 0 - 2e- = Zn +2 окисление, восстановитель
2H + + 2e- → Н2 0 восстановление, окислитель
Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.
Cu + HCI ≠
Чтобы определить, окислителем или восстановителем может быть сложное вещество, необходимо определить степени окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями.
|
|
Например, HNO3, KMnO4, H2SO4 в окислительно – восстановительных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N +5), марганца (Mn +7) и серы (S +6) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).
Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя.
Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH3, H2S, НCI) будут только восстановителями, так как степнни окисления азота (N -3), серы (S -2) и хлора (Cl -1) являются для этих элементов низшими.
Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H2O2), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других - восстановительные.
На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N +5) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.
4HNO3(конц.) + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
8HNO3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
10HNO3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
10HNO3(c. разб.) + 4Мg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO4), то в зависимости от среды раствора, Mn+7 будет восстанавливаться по-разному:
в кислой среде - до Mn +2, продуктом восстановления будет соль, например, MnSO4
в нейтральной - до Mn +4, продуктом восстановления будет MnO2 или MnO(OH)2,
в щелочной среде - до Mn +6, продуктом восстановления будет манганат, например, К2MnO4.
Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:
кислая среда -
|
|
1) 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
нейтральная среда -
2) 2KMnO4 + 3Na2SО3 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
щелочная среда -
3) 2KMnO4 + Na2SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + Na2MnO4 + K2MnO4 + H2O
Температура также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.
При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:
CI20 + KOH → KCI-1 + KCI+1O + H2O
CI 0 + 1e- → CI -1 восстановление, окислитель
CI 0 - 1e- → CI +1 окисление, восстановитель
Если взять горячий концентрированный раствор КОН, то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:
3CI20 + 6KOH → 5KCI -1 + KCI+5O3 + 3H2O
5 │ CI 0 + 1e- → CI -1 восстановление, окислитель
1 │ CI 0 - 5e- → CI +5 окисление, восстановитель
Экспериментальная часть
Целью работы является практическое ознакомление с наиболее распространенными окислителями и восстановителями и с различными типами окислительно-восстановительных реакций.
|
|
|
Семя – орган полового размножения и расселения растений: наружи у семян имеется плотный покров – кожура...
Типы сооружений для обработки осадков: Септиками называются сооружения, в которых одновременно происходят осветление сточной жидкости...
Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого...
Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!
