32

Министерство образования Республики Беларусь 

УО «Могилевский государственный университет продовольствия»

Кафедра химии

Окислительно-восстановительные реакции

Методические указания и контрольные задания

к самостоятельной работе

для студентов технологических специальностей

Могилев 2004

УДК 541.4

Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии 19 марта 2004 г. Протокол № 9

Составитель профессор Ясинецкий В.В. 

Рецензент доцент Оботуров А.В. 

©  Могилевский государственный университет продовольствия

Содержание

Введение. Особенности окислительно–восстановительных реакций 3

1 Основные понятия……………………………………………………………4

2. Прогнозирование окислительно–восстановительных

возможностей веществ по степеням окисления элементов………...…..5 

3. Основные типы окислительно–восстановительных реакций…...……..7

4. Определение возможности окислительно–восстановительных

реакций по степеням окисления элементов…………………………… 8 

5. Выбор окислителя (восстановителя) с помощью таблиц

электродных потенциалов. Определение направления

окислительно–восстановительных реакций.……………………………. 9

6. Диаграммы Латимера……………………………………………… …..11

7. Влияние кислотности среды на окислительно–восстановительные

свойства веществ и направление реакции................................................. 11

8. Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных

реакций……………………………………………………………………… 13

9. Реакции диспропорционирования в водных растворах………………..17

10. Составление уравнений

окислительно–восстановительных реакций................................................18

11.Задачи для самоподготовки, контрольные задания……………………...25

Знания, необходимые для изучения темы: 

1.Классификация неорганических соединений: электролиты и неэлектролиты (сильные, слабые, растворимые и малорастворимые), комплексные соединения.

2. Ионно–молекулярные (обменные) реакции, условия, необходимые для их протекания.

3. Определение возможных степеней окисления элемента по его положению в периодической таблице. Расчет степеней окисления элементов в соединениях. Окислитель, восстановитель, окисление, восстановление — определения.

Введение. Особенности окислительно–восстановительных реакций.

Все многообразие химических превращений веществ можно условно разделить по следующему признаку: меняются или не меняются при этом степени окисления элементов. Деление это условное, т.к. условным является само понятие “степень окисления”, но в то же время и удобное, т.к. позволяет, исходя из формальных представлений, успешно решать реальные задачи по определению реакционной способности заданных веществ, прогнозированию возможных продуктов реакции и расчету материального баланса.

1 Основные понятия

Степень окисления – это формальный заряд атома в соединении его с другими атомами, рассчитанный исходя из предположения, что все полярные химические связи в этом соединении — чисто ионные. 

Окислитель — это элемент или вещество, принимающие электроны (при этом восстанавливается); восстановитель — это элемент или вещество, отдающие электроны (при этом окисляется). 

Расчет степеней окисления (с.о.) элементов в заданном соединении основан на том, что алгебраическая сумма всех степеней окисления равна заряду этого соединения: если это соединение — молекула, то суммарный заряд равен нулю, если ион — то заряду этого иона.

В простых веществах связи между атомами неполярные, и поэтому с.о. элементов в них равны нулю.

В сложных веществах связи полярные, и более электроотрицательные элементы имеют отрицательные с.о., а менее электроотрицательные — положительные с.о. В большинстве расчетов можно принять, что в сложных соединениях с.о. водорода (за исключением гидридов) равна (+1), а с.о. кислорода, за исключением пероксидов, равна (—2). В пероксидах, например, Н₂О₂, Na₂O₂, BaO₂ с.о. кислорода равна (—). Постоянные степени окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные (+2), алюминий (+3), цинк (+2) и некоторые др.

С учетом изложенного выше рассчитаем, например, с.о. сурьмы в H₃SbO₃ и хрома — в Cr₂O₇^2–:

— В молекуле H₃SbO₃ сумма с.о. всех элементов равна нулю и складывается из с.о. водорода [их три, по (+1) у каждого], неизвестной с.о. сурьмы (обозначим ее ”х“) и с.о. кислорода [их три, по (–2) у каждого]; т.о. можно записать: 3 (+1) + х + 3 (–2) = 0, откуда х = +3, т.е. с.о. сурьмы в сурьмянистой кислоте равна (+3).

— В ионе Cr₂O₇^2– сумма с.о. элементов равна заряду иона, т.е.(–2), и складывается из с.о. кислорода [7(–2)] и с.о. хрома [их два, с.о. каждого обозначим ”х“], т.о.: 2х+7(–2) = –2, откуда х = +6. Обратите внимание, что с.о. (сначала знак, потом величину) пишут над символом элемента.

Встречаются случаи, когда расчет степеней окисления по “брутто–формуле” приводит к маловероятным или вообще невозможным результатам, например, в соединениях Pb₂O₃ и Fe₃O₄. В первом из них для свинца получим (+3), а во втором, для железа, — (+8/3). Дробную степень окисления невозможно представить вообще, а для свинца, на самом деле, характерны четные степени окисления. Подобные несоответствия рассчитанных и действительных степеней окисления элемента возможны в тех случаях, когда в соединении не один, а несколько его атомов, причем, в разных степенях окисления. Так, в Pb₂O₃ один из атомов свинца имеет степень окисления (+2), а второй — (+4); в Fe₃O₄ два атома железа имеют степени окисления по (+3) и один — (+2).

Информация о степенях окисления элементов может быть существенной, например, для названия вещества по международной номенклатуре; в то же время при составлении уравнений окислительно–восстановительных реакций они необходимы при применении метода электронного баланса, но необязательны в ионно–электронном методе, если соединения — окислитель и восстановитель не вызывают сомнений.