Лекция 9

Тема: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ.

Цель: Ознакомить студентов с понятием степени окисления, рассмотреть протекание ОВР,

охарактеризовать типы ОВР

1.Степень окисления. Окисление и восстановление. Основные типы ОВР

2.Окислители и восстановители.

3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1.Степень окисления.

Окисление и восстановление.

Основные типы ОВР

Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной степени окисления) или от других атомов к атому данного элемента (при отрицательной степени окисления).

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элемента в простых веществах принимаются равными нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы второй группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂), где его степень окисления равна -1;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода ОF₂ (+2).

Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов. Отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисления, называется окислением; присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем; вещество, содержащее восстанавливающий элемент, называется окислителем. Так, в реакции

4Al +3O₂ = 2Al₂O₃

Al -3ē = Al³⁺ 3 4 восстановитель

O₂ +4ē = 2O^2- 4 3 окислитель

Алюминий повышает степень окисления от 0 до +3 и служит восстановителем; в результате реакции восстановленная форма алюминия (свободный алюминий) окисляется и превращается в сопряженную с ней окисленную форму (алюминий в степени окисления +3). Кислород в этой реакции понижает степень окисления от 0 до -2 и служит окислителем; в результате реакции окисленная форма кислорода (свободный кислород) восстанавливается и превращается в сопряженную с ней восстановленную форму (кислород в степени окисления -2). Оба процесса протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

В рассмотренной реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит окислителем (кислород), а другое – восстановителем (алюминий). Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления – восстановления.

Реакция

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

S + 2ē = S^2- 2 2 окислитель

S - 4ē = S⁴⁺ 4 1 восстановитель

служит примером реакций самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), в которых функции окислителя и восстановителя выполняет один о тот же элемент. В последней реакции свободная сера (СО=0) выступает одновременно в роли окислителя, восстанавливаясь до СО = -2 (K₂S), и в роли восстановителя, окисляясь до СО = +4(K₂SO₃). Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в исходном соединении в промежуточной степени окисления. Так СО свободной серы (0) имеет промежуточное значение между возможными максимальной (+6) и минимальной (-2) степенями окисления этого элемента.

В реакции

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Cr⁶⁺ + 3ē = Cr³⁺ 3 2 окислитель

2N^3-- 2*3ē = N₂ 6 1 восстановитель

восстанавливается хром, понижающий степень окисления от +6 до +3, а окисляется азот, повышающий СО от -3 до 0. Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления. К ним относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

Независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов. Процесс окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи. Пусть в стакан 2 налит раствор иодида калия (рис.1), а в стакан 4 – раствор хлорида железа (III). Растворы соединены между собой так называемым «электролитическим ключом» 3, U-образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия, обеспечивающим ионную проводимость. В растворы опущены платиновые электроды 1 и 5. Если замкнуть цепь, включив в нее чувствительный амперметр, то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление. Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида железа (III), т. е. от восстановителя – ионов I^- – к окислителю – ионам Fe³⁺. При этом ионы I^-окисляются до молекул I₂, а ионы Fe³⁺ восстанавливаются до ионов Fe²⁺. Через некоторое время продукты реакции можно обнаружить по характерным реакциям: иод – раствором крахмала, а ионы Fe²⁺ - раствором гексациано(II)феррата калия (красной кровяной соли) K₃[Fe(CN)₆].

Рис 1.

Приведенная на рисунке схема представляет собой гальванический элемент, построенный на основе ОВР. Он состоит из двух полуэлементов: в первом протекает процесс окисления восстановителя:

2I^- - 2ē = I₂

а во втором – процесс восстановления окислителя:

Fe³⁺ + ē = Fe²⁺

Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умножив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения, получим уравнение реакции:

2I^- + 2Fe³⁺ = I₂ + 2 Fe²⁺

или

2KI + 2FeCl₃ = I₂ + 2FeCl₂ + 2KCl

Всякая ОВР может служить источником электрического тока, если она протекает в гальваническом элементе.