Учебное пособие 29
.pdfФедеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Методические указания
квыполнению самостоятельной работы для студентов специальности 330400 «Пожарная безопасность»
Воронеж 2010
УДК 54.00 ББК 24.00
Составители О.Б. Рудаков, Е.А. Хорохордина
Окислительно-восстановительные реакции: метод. указания к
выполнению самостоятельной работы по дисциплине «Химия» для студ. спец. 330400 / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: О.Б. Рудаков, Е.А. Хорохордина. – Воронеж, 2010. – 21 с.
Содержат краткие теоретические сведения по теме курса «Химия»: методические указания «Окислительно-восстановительные реакции» и примеры решения типовых задач, задания для самостоятельного решения.
Предназначены для студентов специальности 330400 «Пожарная безопасность» 1-го курса дневной формы обучения.
Ил. 1. Библиогр.: 3 назв.
УДК 54.00 ББК 24.00
Печатается по решению редакционно-издательского совета Воронежского государственного архитектурно-строительного университета
Рецензент – Л.В. Рудакова, к.х.н., доцент кафедры фармацевтической химии и клинической фармации Воронежской государственной
медицинской академии им. Н.Н Бурденко
2
ВВЕДЕНИЕ
Методические указания предназначены для организации самостоятельной работы, контроля усвоения материала, приобретения навыков поиска справочных данных и решения задач по разделу «Окислительновосстановительные реакции» студентов, обучающихся по специальности 330400 «Пожарная безопасность».
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительновосстановительными. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны являются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, проявляют свойства окислителей. Во время реакции они восстанавливаются. Таким образом, окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить в виде окислительновосстановительных реакций, которые представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.
Окислительно-восстановительные реакции относятся к числу самых распространенных химических реакций. Эти реакции протекают при горении твердого, жидкого и газообразного топлива. Почти все металлы получают восстановлением из руд, а коррозия металлов заключается в их окислении.
Многие важные химические продукты могут быть получены посредством окислительно-восстановительных реакций, например, азотная кислота из аммиака, серная кислота из серы и сульфидов.
Вся электрохимическая промышленность (получение хлора, водорода, щелочей, хлоратов, пероксидов и т.д.) основана на реакциях окисления и восстановления по электрохимическому механизму. За счет этих реакций работают химические источники тока (аккумуляторы и элементы), эти реакции лежат в основе процесса электролиза.
Окисление и восстановление лежит в основе фотографических процессов, процессов пищеварения, дыхания, брожения, фотосинтеза.
В методических указаниях подробно разбирается метод электронного баланса, в котором сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, приведены основные дефиниции по рассматриваемой теме и правила расстановки стехиометрических коэффициентов, даны примеры решения задач и примеры контрольных заданий в виде тестов.
3
1.Окислительно-восстановительные реакции
1.1.Вопросы для подготовки к лабораторному занятию
1.Сущность понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, процесс окисления и восстановления.
2.Типы окислительно-восстановительных реакций.
3.Правила расчета коэффициентов в схемах окислительно-восстанови- тельных процессов.
4.Типичные окислители и восстановители, вещества с двойственной природой.
5.Пожаровзыровоопасные свойства важнейших окислителей и восстановителей.
Литература: [1- гл. 9, § 9.1]; [2- гл. 9, § 93-97].
1.2. Степень окисления
Понятие степень окисления введено для характеристики состояния атома в соединении. При определении степени окисления предполагают, что в соединениях валентные электроны переходят к более электроотрицательным атомам, потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности полного смещения электронной пары от одного атома к другому не происходит. Однако понятие «степень окисления» очень полезно для классификации веществ, составления химических формул соединений и нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций.
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления может иметь положительное, отрицательное, нулевое и даже дробное значение, которое обычно принято указывать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «–» перед цифрой.
Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:
1)атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю. Это объясняется тем, что в таких молекулах смещения электронной пары не происходит, так как значение электроотрицательностей атомов элементов одинаково;
2)в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления атомов с учетом их числа равна нулю (молекула электронейтральна);
3)сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав сложного иона, равна заряду этого иона;
4)степень окисления щелочных металлов (первая группа, главная
4
подгруппа, S-элементы Li, Na, K ...) всегда равна +1. У атомов этих элементов на внешнем уровне имеется только один валентный электрон, который они отдают более электроотрицательному атому и приобретают заряд +1;
5)степень окисления щелочноземельных металлов (вторая группа, главная подгруппа, S-элементы Be, Mg, Ca ...) всегда равна +2;
6)водород во всех соединениях, кроме гидридов, имеет степень окисления +1. В гидридах NaH, CaH2 и др. степень окисления водорода равна –1;
7)степень окисления кислорода –2. Исключение составляют пероксиды (H2O2, степень окисления кислорода –1), надпероксиды (степень окисления –1/2)
иозониды (степень окисления кислорода –1/3), а также фторид кислорода (F2O, степень окисления кислорода +2);
8)фтор в соединениях всегда имеет степень окисления –1. У атома фтора самая большая электроотрицательность, поэтому он может только присоединять электроны. До заполнения последнего электронного уровня атому фтора не хватает одного электрона, приняв электрон, атом приобретает заряд –1.
Пользуясь этими правилами, можно определить степень окисления атомов в сложных соединениях или ионах.
Рассчитаем степень окисления хрома в молекуле дихромата калия
K2Cr2O7:
+1 x -2
K2 Cr2 O7
Зная степени окисления калия (+1), кислорода (–2) и, приняв за x степень окисления хрома, составляем уравнение:
2 · (+ 1) + 2x + 7· (–2)=0.
Решаем полученное уравнение:
+2 + 2x –14 =0,
2x =+14 –2,
x=+6.
Степень окисления хрома равна +6:
+1 +6 -2
K2 Cr2 O7
Можно вычислить степень окисления атома элемента и другим способом. Например, определим степень окисления хлора в молекуле хлорной кислоты HClO4 .
5
Записываем молекулу хлорной кислоты и указываем степени окисления водорода (+1) и кислорода (–2):
+1 x –2
H Cl O4
Самым электроотрицательным элементом в данном соединении является кислород. Определяем общий заряд на 4 атомах кислорода 4 · (–2)= –8 и записываем его над химическим символом кислорода:
+8 -8
+1 x -2
H Cl O4
Поскольку молекула электронейтральна, то сумма степеней окисления атомов водорода и хлора должна быть равна +8. Зная степень окисления атома водорода (+1), вычисляем степень окисления хлора:
+1 + x = 8,
x= +7.
Степеньокисленияхлоразаписываемнадхимическимсимволомэлемента:
+8 -8
+1 +7 -2
H Cl O4
Полезно помнить заряды часто встречающихся кислотных остатков:
F–, Cl–, Br–, I–, NO2–, NO3–, S2-, SO32-, SO42-, CO32- ,PO43- . Это поможет при оп-
ределении степеней окисления (или зарядов катионов) металлов в молекулах солей.
Рассчитаем степень окисления меди и серы в молекуле сульфата меди
CuSO4.
Сульфат-ион имеет заряд (2–). Он является кислотным остатком серной кислоты H2SO4, поэтому степень окисления меди определяем по уравнению:
x +(–2)= 0 и x = +2.
Степень окисления меди в этой молекуле равна +2. Степень окисления серы в ионе SO42- находим, учитывая правило 3, из следующего уравнения:
x + 4·(–2)= –2, x = +6.
+2 +6 -2
Cu S O4
6
1.3. Классификация химических реакций
Все химические реакции можно разделить на 2 группы:
1. Обменные реакции – это реакции, при которых происходит лишь рекомбинация ионов или атомов, но степень их окисления не изменяется.
+1 -1 |
+1 -2 +1 |
+1 -1 |
+1 -2 |
H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O |
|||
+2 -1 |
+1 +6 -2 |
+2 +6 -2 |
+1 -1 |
Ca Cl2 + Na2 SO4 → Ca SO4↓ + 2Na Cl
2. Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при кото-
рых происходит изменение степени окисления атомов реагирующих веществ.
+1 +7 -2 |
+1 -1 |
+2 -1 |
0 |
+1 -1 |
+1 -2 |
2K Mn O4 +16H Cl → 2Mn Cl2 + 5Cl2 + 2K Cl + 8H2O
-2 +1 -2 +1 |
0 |
+4 -2 |
+1 -2 |
C2 H5OH + 3O2 → 2C O2 + 3H2 O
1.4. Окислители и восстановители
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ио-
ном.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Окислитель – это частица, присоединяющая электроны. Окислитель
входе реакции восстанавливается, степень окисления его понижается. Восстановитель – это частица, отдающая электроны. Восстановитель
входе реакции окисляется, степень его окисления увеличивается.
ВОССТАНОВЛЕНИЕ
понижение степени окисления
… - 3 -2 -1 0 1 2 3 …
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
Рисунок. Схема процессов окисления и восстановления
Рассмотримэтиположениянапримеререакциицинкассолянойкислотой.
7
0 |
+1 -1 |
+2 -1 |
0 |
Zn + 2H Cl → Zn Cl2 + H2
0 +2
окисление Zn –2e → Zn; Zn − восстановитель;
+1 0
восстановление 2H + 2e→ H2; H+ − окислитель.
Окисление и восстановление – стадии одного процесса, они всегда взаимосвязаны. Окислители и восстановители могут быть как простыми веществами, т. е. состоящими из одного элемента, так и сложными.
Только окислительные свойства проявляют:
1)свободные F2 и O2 (атомы этих элементов обладают наибольшей электроотрицательностью 4,0 и 3,5 соответственно и поэтому могут только присоединять электроны);
2)атомыэлементоввсоставепростых(H+, K+, Cu2+, Al3+) исложныхионов
+5 +6 +6 +7
NO3, SO42-, Cr2O72-, MnO4– , имеющие высшую положительную степень окисления. Эти атомы уже отдали все валентные электроны другим более электроотрицательным атомам и могут только присоединять электроны. Высшая
положительная степень окисления соответствует номеру группы, в кото-
рой находится элемент в периодической системе.
Только восстановительные свойства проявляют:
1)атомы металлов в свободном состоянии (K, Ca, Zn, Al), потому что они обладают малой электроотрицательностью и, следовательно, могут только отдавать электроны;
2)атомы неметаллов, имеющие низшую отрицательную степень окисления S2-, Cl–, N-3H3 . Эти атомы имеют полностью заполненный валентный уровень, поэтому не могут больше присоединять электроны, а способны только отдавать их. Низшую отрицательную степень окисления атома элемента можно рассчитать по формуле (8 – № группы).
Атомы, имеющие в соединениях промежуточные степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К ним относятся:
+4 |
+4 |
+4 |
2+ |
MnO2, SO2, NO2, Fe .
1.5. Факторы пожарной опасности окислителей и восстановителей
Большинство типичных окислителей и восстановителей являются пожароопасными, потому что в силу своих свойств каким-либо образом благоприятствуют возникновению или развитию пожара.
Многие сильные окислители являются негорючими веществами, но способствуют самовозгоранию горючих материалов. При их контакте с орга-
8
ническими веществами начинает протекать сильно экзотермическая окисли- тельно-восстановительная реакция, которая приводит к самонагреванию материалов и, как следствие, к их самовозгоранию.
1.Жидкий кислород (О2) – не горит сам, но поддерживает горение, при температуре -183◦С сжижается.
2.Бертоллетова соль (KClO3) – при температуре 40◦С и катализатора МnО2 разлагается: 2KClO3 → 2KCl + 3О2. Реакция бертоллетовой соли с серой, фосфором, углеродом и органическими соединениями протекает со взрывом.
3.Перманганат калия (KMnO4) – фиолетовые кристаллы, растворимые
вводе. При взаимодействии с глицерином – самовозгорание, с фосфором и серой – взрыв. При соприкосновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается. Тушить можно водой.
4.Азотная кислота и ее соли. Азотная кислота (HNO3) – является сильным окислителем, концентрированная кислота окисляет серу до серной, фосфор – до фосфорной кислоты, некоторые органические соединения (например, амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой. Дымящая азотная кислота при хранении под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2
Соли азотной кислоты (селитры) все растворимы в воде и тоже могут разлагаться: NH4NO3 → N2O + 2H2O − реакция со взрывом. Тушить азотную кислоту и ее соли можно водой.
5. Хромовый ангидрит (CrO3) – кристаллы темно-красного цвета, растворимые в воде с образованием хромовой кислоты. Данный ангидрид химически активное вещество, которое при соприкосновении с органическим веществом способен вызвать возгорания и взрывы, например при контакте с ацетоном. Тушится водой.
Суть пожарной опасности восстановителя состоит в том, что некоторые из них способны: а) легко воспламенятся и самостоятельно гореть (H2S, NH3, H2 и др.); б) образовывать при взаимодействии с другими соединениями горючие вещества (Al, Zn и др. при взаимодействии с разбавленными кислотами); в) самовозгораться при контакте с водой (Na, K, Ca; Al и Zn в виде пыли, порошков; гидриды NaH, KH, CaH2 и др.); г) самовозгораться при контакте с кислородом воздуха (уголь, сульфиды). Кратко охарактеризуем наиболее важные восстановители.
1. Сероводород (H2S) – бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц. Сероводород – сильный восстановитель, на воздухе горит синим пламенем:
2 H2S + 3O2 → 2H2O + 2 SO2
2. Водород (H2) – газ без цвета, без вкуса и запаха. Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь – так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объемном отношении во-
9
дорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближенно 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21%. Также водород пожароопасен.
3. Гидриды металлов при взаимодействии с водой образуют гремучие смеси:
МеН2 + 2H2O → Ме(ОН)2 + 2H2
В зависимости от того, где находятся окислитель и восстановитель, различают три типа окислительно-восстановительных реакций.
1.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные реакции – степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ:
0 +3 -2 |
+3 -2 |
0 |
2Al + Cr2 O3 → Al2 O3 + 2Cr
2. Внутримолекулярные реакции – атомы, изменяющие степень окисления, входят в состав одного соединения:
+1 +5 -2 |
+1 -1 |
0 |
2K ClO3 → 2K Cl + 3O2
3. Реакции диспропорционирования – атомы одного элемента проявля-
ют свойства окислителя и восстановителя:
+1-1 |
0 +2 -1 |
2Cu I → Cu + Cu I2
1.7. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют метод электронного баланса. В основу метода положено определение степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции с последующим нахождением числа электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем.
Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:
1)записывают формулы исходных веществ и продуктов реакции;
2)определяют степени окисления атомов элементов в исходных веществах и продуктах реакции;
3)находят элементы, которые повышают и понижают степени окисления, и выписывают их отдельно, с указание степени их окисления;
4)определяют число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем;
10