МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Факультет общих математических и естественнонаучных дисциплин

Кафедра химии

Практические занятия по теме «окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы» по дисциплине «химия»

Учебно-методическое пособие

Череповец

2005

Практические занятия по теме «Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы» по дисциплине «Химия»: Учеб.-метод. пособие. Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. 45 с.

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 11 от 09.06.2004 г.

Одобрено редакционно-издательской комиссией Института металлургии и химии ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 6 от 21.06.2004 г.

Составители: О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент; Н.В. Кунина

Рецензенты: Т.А. Окунева, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

Г.В. Козлова, канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

© ГОУ ВПО Череповецкий государст­-

венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

Пособие включает в себя краткие теоретические сведения, примеры решения задач и варианты контрольных заданий по теме «Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы» курса общей химии. Содержание учебно-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Химия» для химических и инженерно-технических специальностей.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов в веществах, называются окислительно-восстановительными.

Степенью окисления элемента (СО) называют число электронов смещенных к данному атому от других (отрицательная СО) или от данного атома к другим (положительная СО) в химическом соединении или ионе.

При определении СО рекомендуется использовать следующие правила:

1. СО элемента в простом веществе равна нулю, например: , .

2. СО элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении равна заряду иона, например: , , .

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательную СО имеет атом с наибольшим значением электроотрицательности (ЭО), причем для некоторых элементов характерны следующие СО:

– для фтора – «-1»;

– для кислорода – «-2», за исключением пероксидов, где СО = -1, надпероксидов (СО = -1/2), озонидов (СО = -1/3) и ОF₂ (СО = +2);

- для водорода – «+1», за исключением солеобразных гидридов (СО = ‑1), например: ;

- для щелочных и щелочно-земельных металлов СО = +1 и +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма СО всех элементов в нейтральной молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.

Большинство элементов в веществах проявляют переменную СО. Например, определим СО азота в различных веществах:

.

Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) состоит из двух сопряженных процессов:

1. Окисление – это процесс отдачи электронов частицей, который приводит к повышению СО элемента:

2. Восстановление – это процесс приема электронов частицей, который сопровождается уменьшением СО элемента:

Вещества, отдающие свои электроны в процессе окисления, называют восстановителями, а вещества, принимающие электроны в процессе восстановления, являются окислителями. Если обозначить через Ох окисленную форму вещества, а через Red – восстановленную, то любая ОВР может быть представлена в виде суммы двух процессов:

Red₁ – n ē  Ox₁ (окисление);

Ox₂ + n ē  Red₂ (восстановление).

Проявление тех или иных окислительно-восстановительных свойств атомов зависит от многих факторов, важнейшие из которых – положение элемента в Периодической системе, его СО в веществе, характер свойств, проявляемых другими участниками реакции. По окислительно-восстановительной активности вещества можно условно разделить на три группы:

1. Типичные восстановители – это простые вещества, атомы которых имеют невысокие значения ЭО (например, металлы, водород, углерод), а также частицы, в которых имеются атомы в минимальной (низшей) для них степени окисления (например, хлор в соединении ).

2. Типичные окислители – это простые вещества, атомы которых характеризуются высокой ЭО (например, фтор и кислород), а также частицы, в составе которых имеются атомы в высшей (максимальной) СО (например, хром в соединении ).

3. Вещества, обладающие окислительно-восстановительной двой­­ственностью свойств, – это многие неметаллы (например, сера и фосфор), а также вещества, содержащие элементы в промежуточной СО (например, марганец в соединении ).

Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества, называются межмолекулярными. Например:

В некоторых реакциях окислителем и восстановителем являются атомы различных по природе элементов одной и той же молекулы, такие ОВР называются внутримолекулярными, например:

Реакции, в ходе которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента, находящегося в составе одного и того же вещества, называются реакциями диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), например:

Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений (иначе метод полуреакций). Оба метода основаны на реализации двух принципов:

1. Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым;

2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса является универсальным, то есть им можно пользоваться для уравнивания ОВР, протекающих в любых условиях. Метод полуреакций применим для составления уравнений только таких окислительно-восстановительных процессов, которые протекают в растворах. Однако он имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса. В частности, при его использовании нет необходимости определять степени окисления элементов, кроме того, учитывается роль среды и реальное состояние частиц в растворе.

Основные этапы составления уравнений реакций по методу электронного баланса состоят в следующем:

1. Записывают схему реакции, определяют СО элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

…

Очевидно, что СО изменяется у марганца (уменьшается) и у железа (увеличивается). Таким образом, KMnO₄ – окислитель, а FeSO₄ – восстановитель.

2. Составляют полуреакции окисления и восстановления:

(восстановление)

(окисление)

3. Балансируют количество принятых и отданных электронов путем переноса коэффициентов, стоящих перед электронами, в виде множителей, поменяв их местами:

 1 2

 5 10

Если коэффициенты кратны друг другу, их следует уменьшить, поделив каждый на наибольшее общее кратное. Если коэффициенты нечетные, а формула хотя бы одного вещества содержит четное количество атомов, то коэффициенты следует удвоить.

Так, в рассматриваемом примере коэффициенты перед электронами нечетные (1 и 5), а формула Fe₂(SO₄)₃ содержит два атома железа, поэтому коэффициенты увеличиваем в два раза.

4. Записывают суммарную реакцию электронного баланса. При этом количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым и должно сократиться на данном этапе уравнивания.

5. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции и вносят недостающие вещества. При этом коэффициенты перед веществами, которые содержат атомы элементов изменявших СО, берутся из суммарной реакции электронного баланса, а атомы остальных элементов уравнивают обычным способом, соблюдая следующую последовательность:

– атомы металлов;

– атомы неметаллов (кроме кислорода и водорода);

– атомы водорода;

– атомы кислорода.

Для рассматриваемого примера

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

При уравнивании реакций методом ионно-электронных уравнений соблюдают следующую последовательность действий:

1. Записывают схему реакции, определяют СО элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

СО изменяется у хрома (уменьшается) и у железа (увеличивается). Таким образом, K₂Сr₂O₇ – окислитель, а Fe – восстановитель.

2. Записывают ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и малорастворимые вещества, а также газы оставляют в молекулярном виде. Для рассматриваемого процесса

K⁺ + Cr₂O + Fe + H⁺ + SO  Cr³⁺ + SO + Fe²⁺ + H₂O

3. Составляют уравнения ионных полуреакций. Для этого сначала уравнивают количество частиц, содержащих атомы элементов, изменявших свои СО:

Cr₂O  2Cr³⁺

Fe  Fe²⁺

Далее уравнивают кислород и водород, используя:

а) в кислых средах Н₂О и (или) Н⁺;

б) в нейтральных средах Н₂О и Н⁺ (или Н₂О и ОН^-);

в) в щелочных средах Н₂О и (или) ОН^-.

Cr₂O + 14Н⁺ 2Cr³⁺ + 7Н₂О

Fe  Fe²⁺

Затем уравнивают заряды с помощью прибавления или отнятия определенного количества электронов:

[Cr₂O + 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē  [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺

Fe⁰ – 2 ē  Fe²⁺

4. Балансируют количество принятых и отданных электронов так, как это описано в методе электронного баланса

[Cr₂O + 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē  [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺ 21

Fe⁰ – 2 ē  Fe²⁺ 63

5. Записывают суммарную реакцию ионно-электронного баланса:

Cr₂O + 14H⁺ + 6 ē + 3Fe – 6 ē  2Cr³⁺ + 7H₂O + 3Fe²⁺

6. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции:

K₂Cr₂O₇ + 3Fe + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3FeSO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

Расчет молярных эквивалентных масс М_Э окислителя или восстановителя в ОВР следует осуществлять по формуле

М_Э = , (1)

где М – молярная масса вещества, г/моль; N_ē – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления.

Пример. Уравнять реакцию методом ионно-электронного баланса, вычислить молярные эквивалентные массы окислителя и восстановителя

As₂S₃ + HNO₃  H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

Р е ш е н и е

Определяем степени окисления элементов, выявляем окислитель и восстановитель

В данном процессе окислитель – НNO₃, восстановитель – As₂S₃.

Составляем ионную схему реакции

As₂S₃ + H⁺ + NO  H⁺ + AsO + SO + NO

Записываем ионно-электронные полуреакции и балансируем количество принятых и отданных электронов:

[As₂S₃ + 20H₂O]⁰ – 28ē  [2AsO + 3SO + 40H⁺]²⁸⁺ 3

[NO + 4H⁺]³⁺ + 3ē  [NO + 2H₂O]⁰ 28

Складываем полуреакции и упрощаем суммарную схему:

3As₂S₃ + 60H₂O + 28NO + 112H⁺   6AsO + 9SO + 120H⁺ + 28NO + 56H₂O

3As₂S₃ + 4H₂O + 28NO  6AsO + 9SO + 8H⁺ + 28NO

Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравниваем количество атомов каждого элемента:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4Н₂О = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

Вычисляем молярные эквивалентные массы окислителя и восстановителя по формуле (1):

М_{э, окислителя} = г/моль;

М_{э, восстановителя} = г/моль.