Модуль ііі Лабораторна робота № 8

Тема: Окисно-відновні реакції

Мета: закріпити теорію окисно-відновних процесів, встановити вплив середовища на характер окисно-відновного процесу.

Знати: сутність процесів окиснення-відновлення, основний принцип складання окисно-відновних реакцій методом електронного балансу

Вміти: визначати окисник і відновник в реакції, тип окисно-відновної реакції, підбирати коефіцієнти в окисно-відновних реакціях методом електронного балансу

Теоретичні передумови до заняття

Реакції, які супроводяться зміною ступенів окислення елементів, називаються окисно-відновними реакціями. Окисно-відновні процеси супроводжуються переходом валентних електронів від одних елементів до інших.

Процес віддачі електронів називається окисненням. При окисненні ступінь окиснення збільшується:

H₂⁰ - 2ē → 2H⁺

Коли елемент віддає електрони, він окиснюється. Такий елемент у реакціях називають відновником.

Процес приєднання електронів називається відновленням. При відновлені ступінь окиснення зменшується:

Mn⁺⁴ + 2ē → Mn⁺²

Приєднуючи електрони, елемент відновлюється й виступає в реакції окисником.

Процеси приєднання і віддавання електронів відбуваються одночасно: одні сполуки відновлюються, а інші окиснюються. Тому в окисно-відновних реакціях кількість електронів, які віддає відновник, має дорівнювати кількості електронів, які приймає окисник.

Для обчислення ступеня окиснення елемента слід враховувати наступні положення:

1. Ступінь окиснення атомів у простих речовинах дорівнює нулю ( , ).

2. Алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів, що входять до складу молекули, завжди дорівнює нулю, а в складному йоні ця сума дорівнює заряду йона.

3. Постійний ступінь окиснення мають атоми: лужних металів (+1), лужноземельних металів (+2), Гідрогену (+1) (крім гідридів NaH, CaH₂ і ін., де ступінь окиснення Гідрогену –1), Оксигену (–2) (крім F₂O і пероксидів, що містять групу –O–O–, у якій ступінь окиснення Оксигену –1).

4. Для елементів позитивний ступінь окиснення не може перевищувати величину, рівну номеру групи періодичної системи.

Приклади: ;  ;  ;  ;  ;  .

Розрізняють три основні типи окислювально - відновних реакцій:

1. Міжмолекулярні окислювально-відновні реакції.

До міжмолекулярних відносяться реакції, в яких окисник і відновник знаходяться у складі молекул або атомів різних речовин.

Наприклад: 2Са + О₂ = 2СаО

2.Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення.

В таких реакціях змінюється ступінь окиснення елементів, що входять до складу однієї речовини, тобто окисник і відновник знаходяться в одній молекулі. При цьому атом з більш високим ступенем окиснення буде окислювати атом з низьким ступенем окиснення.

Наприклад: 2КСlO₃ = 3О₂ + 2КСl

3.Реакції диспропорціонування.

Сюди відносяться реакції, в яких один і той же елемент є одночасно окисником і відновником.

2К₂МnО₄ + К₂МnО₄ + 2Н₂О = 2КМnО₄ + МnO₂ + 4КОН

При складанні окисно-відновних реакцій застосовують два методи: метод електронного балансу та йонно-електронний метод.

Метод електронного балансу ґрунтується на порівнянні ступіней окиснення атомів вихідних речовин і продуктів реакції. При складанні електронного балансу слід дотримуватись такої послідовності.

1. Записують схему реакції в молекулярній формі:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂↑+ H₂O

2. Розставляють ступені окиснення елементів, які змінюються:

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 → KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl2⁰↑ + H₂O

3. Визначають кількість електронів, які віддає відновник, і кількість електронів, які приєднує окисник. Для цього складають рівняння, в яких кількість електронів, що приєднується або віддається, визначається як різниця між ступенями окиснення окисника і відновника до реакції і після неї:

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē→ Cl₂⁰

4) Зрівнюють число приєднаних і відданих електронів, додаткові множники і будуть коефіцієнтами для відновника та окисника.

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 2

2Cl^-1 - 2ē → Cl₂⁰ 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 → 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5. Розставляють коефіцієнти для всіх інших речовин, що беруть участь у реакції:

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 → 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O