808

16. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в реакцию КОН?

19. К какому классу неорганических соединений относится ZnOHCl?

21

Ответы на тест:

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

(Время на самостоятельную работу – 4 часа)

Окислительно-восстановительные реакции – это химические ре-

акции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления – это кажущийся заряд атома, который воз-

никает при приеме и отдаче электронов.

Если элементы отдают электроны, то они приобретают положительный заряд, если принимают – то отрицательный.

Например: +11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 => в сумме 11 электронов. Для завершения внешнего энергетического уровня атому натрия энергетически более выгодно отдать один электрон и превратиться в положительно заряженный ион Na+, чем принимать семь электронов.

Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.

Например: Na0, O20, P0, Al0 и т.д.

В соединениях некоторые элементы всегда проявляют постоянную степень окисления. Например: Na+, Mg2+, Ca2+, Zn2+, H+ (исклю-

чение Na+H–). Атом кислорода O в соединениях всегда имеет степень окисления минус два, кроме Н2+О2- (степень окисления кислорода минус один), F2–O+2 (степень окисления кислорода плюс два). Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.

Большинство элементов имеют переменную степень окисления.

Например, азот в соединениях может проявлять степени окисления от минус трех до плюс пяти (N+, N+2, N+3, N+4, N+5, N-3). Марганец в со-

единениях может проявлять степени окисления от плюс двух до плюс семи (Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+5, Mn+6, Mn+7).

22

При определении степени окисления элементов в соединениях пользуются следующими правилами:

1.Практически все неорганические соединения начинаются с элементов с положительной степенью окисления и заканчиваются элементом с отрицательной степенью окисления.

2.В нейтральной молекуле алгебраическая сумма степеней окисления атомов равна нулю.

Например:

3.Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, в которой он находится. Например, хром (Cr) находится в шестой группе, следовательно, высшая степень окисления хрома в соединениях равна + 6.

Исключением является медь, она находится в первой группе, но имеет высшую степень окисления плюс два. Золото также находится

впервой группе, но высшая степень окисления его равна плюс три.

4.Низшая степень окисления равна максимальному числу электронов, которые могут быть приняты данным элементом (она вычисляется по формуле «номер группы – 8»). Это правило соблюдается только для неметалов. Для металлов низшая степень окисления равна нулю, так как атомам металлов энергетически выгодно отдавать электроны, а не принимать их.

Например: азот N находится в 5 группе, следовательно, 5 – 8 = -3, низшая степень окисления равна -3 (N–3H3+).

Окисление – процесс отдачи электронов полностью или частично.

Н20 - 2e- → 2H+ – окисление молекулы; Mg0 - 2e- → Mg+2 – окисление атома;

S–2 - 2e- → S0 – окисление иона.

Восстановление – процесс принятия электронов полностью или частично.

Cl20 + 2e- → 2Cl– – восстановление молекулы; S0 + 2e- → S–2 – восстановление атома;

Mg2+ + 2e- → Mg0 – восстановление иона.

Разберем реакцию. 2Zn + O2 → 2ZnO

23

электроны).

Кислород восстанавливается, но является окислителем (т.к. принимает электроны).

Ктипичным окислителям относятся:

1.Элементы с большим значением электроотрицатальности, такие как F2, Cl2, I2, Br2, O2 (у галогенов окислительная способность растет от йода ко фтору).

2.Если элемент с переменной степенью окисления проявляет в соединении высшую степень окисления, то, следовательно, это со-

единение относится к окислителям.

Например: HN+5O3, H2S+6O4, K2Cr+62O7 и т.д.

Ктипичным восстановителям относятся:

1.Атомы металлов (I и II группы, Pb, Sn, все d и f -элементы).

2.Атом водорода практически всегда восстановитель.

3.Соединения, в которых элементы с переменной степенью окисления проявляют низшую степень окисления (KI–, H2S–2 и т.д.).

Окислительно-восстановительная двойственность

Если элемент проявляет промежуточную степень окисления, то в зависимости от свойств элемента-партнера он или его соединение может быть и окислителем, и восстановителем.

Н2О2 – перекись водорода. I2 + 5H2O2 → 2HIO3 + 4H2O.

24

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Все окислительно-восстановительные реакции делятся на 3 груп-

пы.

1.Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель представляют собой различные вещества. Они составляют наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций.

3Н2S–2 + K2Cr+62O7 + 4H2SO4 → 3S0 + Cr+32(SO4)3 + K2SО4 + 7H2O.

2.Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосста- новления). Это реакции, в которых окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента.

4KCl+5O3 → KCl– + 3KCl+7O4.

3.Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества.

(N-3H4)2Cr+62O7 → Cr+32O3 + N02 + 4H2O. 2N-3 - 6e- → N20 восстановитель. 2Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 окислитель.

Окислительно-восстановительный процесс зависит от:

1)активности окислителя и восстановителя;

2)температуры;

3)концентрации;

4)среды раствора.

25

Схемы перехода электронов в окислительно-восстановительных реакциях

Большое влияние на направление окислительно-восстановитель- ных реакций оказывает среда раствора (рН). В зависимости от среды раствора (кислая, щелочная, нейтральная) степень окисления элементов изменяется по-разному. Ниже приводятся некоторые схемы перехода электронов и изменения степени окисления элементов при окис- лительно-восстановительных реакциях.

1.Элементы с высшей положительной степенью окисления в кислой среде восстанавливаются до элементов с низшей положительной степенью окисления, а в щелочной среде, наоборот, из минимальной положительной окисляются до максимальной положительной, например:

2.В кислой среде отрицательно заряженные ионы в большинстве случаев окисляются до нейтральных атомов, а в щелочной ней-

тральные атомы восстанавливаются до отрицательно заряжен-

ных ионов:

Н+

ОН-

S–2 - 2e- → S0 2Cl– - 2e- → Cl20.

3.В присутствии сильных окислителей (НNO3) отрицательно заряженные ионы и нейтральные атомы могут окисляться до по-

26

ложительно заряженных ионов с максимальной степенью окисления по схемам:

4.Окислительно-восстановительные переходы для соединений

марганца характеризуются тем, что в кислой среде наиболее устойчив ион Mn2+ , в нейтральной – соединение Mn4+ (MnO2),

5.Если элемент проявляет две характерные для него степени окисления, то независимо от среды раствора соединения с низшей степенью окисления элемента под действием окислителя переходят в соединения с высшей степенью окисления элемента по следующей схеме:

Следует отметить, что далеко не все окислительно-восстановите- льные реакции протекают по рассмотренным схемам.

Частный случай для азотной кислоты:

В зависимости от условий протекания реакции возможны отклонения от приведенных схем.

Составление уравнений реакций окисления-восстановления

Установить состав продуктов реакции можно, используя правила стяжения:

1. В кислой и нейтральной среде ионы металлов с зарядами +1, +2, +3, (+4) с кислотными остатками образуют соли.

27

KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

2.Образующиеся в реакциях окисления-восстановления атомы с положительными степенями окисления +4,+5,+6,+7 стягиваются с кислородом и образуют отрицательные ионы кислотных остатков. Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды (PbO2, CO2 и др.).

3.Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водо-

рода воду:

О2– + 2Н+ → H2O.

4. Избыточный кислород в нейтральной среде стягивается с мо-

лекулами воды с образованием гидроксидионов:

О2– + Н2О → 2OH– .

5. Ионы водорода в щелочной среде стягиваются с гидроксид-

ионами с образованием молекул воды:

H+ + OH– → H2O.

Применяют два метода составления уравнений для реакций окис- ления-восстановления: метод электронного баланса и ионно-элек- тронный метод.

По существу, оба они базируются на одних и тех же предпосылках законов сохранения массы и энергии:

1.Количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции.

2.Количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса

Пример 1.

H2S–2 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

BO

1.Определяем степени окисления всех элементов.

2.Определяем элементы, изменяющие степень окисления.

3.Составляем электронные полуреакции. Термином «полуреакция» обозначают отдельное уравнение (электронное или электронноионное), характеризующее процесс «восстановления» или процесс

28

«окисления», т.е. лишь одну стадию единого окислительно-восстано- вительного процесса.

3 S–2 - 2e- → S0 – окисление; восстановитель.

12Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 – восстановление; окислитель.

4.Находим наименьшее общее кратное для числа переданных электронов – 6. Расставляем эти коэффициенты.

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

Подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты – 4.

По числу Н+ в левой части находим коэффициент для Н2О – 7.

5.Уравниваем металлы.

6.Уравниваем кислотные остатки.

7.Уравниваем водород.

8.Правильность уравнивания определяем по кислороду.

Пример 2.

Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстанови- тельной реакции, следует:

1.Написать продукты реакции, руководствуясь схемами перехода,

иустановить элементы, изменяющие степень окисления в зависимо-

Mn7+ → Mn2+. S2- → S0.

Следовательно, продуктами реакции будут являться сульфат марганца, сульфат калия, свободная сера и вода:

KMnO4 + Н2S + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + S0 + H2O.

2. Составить электронные уравнения, указать окислитель и вос-

3. В правую и левую части уравнения поставить коэффициенты: 2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O.

Порядок расстановки коэффициентов:

29

1. Сначала ставят найденные коэффициенты в правую и левую части уравнения перед формулами веществ, в которых элементы из-

менили степень окисления:

2KMnO4 + 5Н2S + H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + H2O.

2. Затем уравнивают металлы и кислотные остатки, если они со-

храняются:

2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O. 3.Уравнивают водород и кислород:

2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O.

Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым в схеме электронного баланса находят наименьшее общее кратное и коэффициенты перед окислителем и восстановителем например:

Лабораторная работа № 2

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.

В три пробирки налейте по 1 – 2 мл раствора перманганата калия KMnO4. В одну пробирку добавьте немного 2 N раствора H2SO4 (кислая среда), в другую – 2 N раствора щелочи KOH или NaOH (щелочная среда), а в третью – немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1-2 мл раствора Na2SO3. Наблюдайте за происходящими явлениями. Отметьте изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды раствора изменяется степень окисления иона марганца Mn7+? Напишите уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность.

В одну пробирку влейте немного раствора перманганата марганца KMnO4, добавьте столько же 2 N раствора серной кислоты H2SO4 и несколько капель перекиси водорода H2O2 до обесцвечивания. В другую пробирку влейте немного раствора иодида калия KI, столько

30