Repetitor_po_Khimii

Таким образом, любая ОВР представляет собой совокуп-

ность процессов отдачи и присоединения электронов.

•Процесс отдачи электронов называется окислением.

Врезультате процесса окисления алгебраическая величина степени окисления элемента повышается.

В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.

• Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгеб-

раическая величина степени окисления понижается.

Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.

• Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и НCl.

• Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно О2 и КМnО4.

Следовательно, в общем виде окислительно-восстанови- тельную реакцию можно представить следующей схемой:

ne

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окис-

ляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ

Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисле-

150

ния элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в про-

цессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свой-

ства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать

в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество

может только присоединять электроны и выступать только

в роли окислителя.

Например, свойства перманганата калия КMnО4 определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в КMnО4 имеет высшую степень окисления +7, поэтому

КMnО4 может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать

в процессе окисления. Следовательно, данное вещество мо-

жет только отдавать электроны и выступать только в роли

восстановителя.

Например, свойства аммиака NH3 определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH3 имеет низшую степень окисления –3, поэтому NH3 может быть только

восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и пони-

жать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления,

и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это за-

висит от второго участника реакции.

Например, свойства сульфита натрия Na2SO3 определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточ-

ную степень окисления +4. Поэтому Ка2SО3 проявляет окис- лительно-восстановительную двойственность. В реакции

с перманганатом калия:

151

+4 +7

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4

+6 +2

Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

сульфит натрия окисляется до сульфата натрия, т. е. выступает в роли восстановителя. Это обусловлено тем, что КMnО4 может быть только окислителем (см. выше). А в реакции с сероводородом:

Na2SO3 + H2S + НСl S + NaCl + Н2О

сульфит натрия восстанавливается до свободной серы, т. е. выступает в роли окислителя, так как H2S может быть только восстановителем (сера в H2S находится в низшей степени

окисления).

Важнейшими окислителями являются:

а) простые вещества-неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности — фтор F2, кислород О2;

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления — перманганат калия

КМnО4, хроматы и дихроматы (например, дихромат калия К2Сr2О7), азотная кислота HNO3 и ее соли — нитра-

ты, концентрированная серная кислота H2SO4, оксид свинца РbО2, хлорная кислота НСlO4 и ее соли — перхлораты и др.

Важнейшими восстановителями являются:

а) все простые вещества-металлы. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы, магний Mg, алюминий Al, цинк Zn;

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления — метан СН4, силан

SiH4, аммиак NH3, фосфин РН3, нитриды и фосфиды металлов (например, Na3N, Са3Р2), сероводород H2S и сульфиды металлов, галогеноводороды HI, НBr, НCl и

галогениды металлов, гидриды металлов (например,

NaH, СаН2) и др.

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более харак-

терными являются или окислительные, или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены

152

Сl2 и Br2, хлорноватистая кислота HClO и ее соли — гипохлориты, хлораты (КClO3 и др.), оксид марганца (IV) МnО2, со-

ли трехвалентного железа (FeCI3 и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н2, углерод С, оксид уг-

лерода (II) СО, сульфиты металлов (Na2SO3 и др.), соли двухвалентного железа (FeSO4 и др.).

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций.

1)Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и эле- мент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Примерами данного типа реакций являются:

0 0 –3+1

N2 + Н2 NH3

FеСl2 + Сl2 FeCl3; FeCl3 + KI FeCl3 + I2 + KCl

2)Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В. этих реакциях элемент-окислитель и элементвосстановитель входят в состав одного вещества. Например:

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2О3 + Н2O

NH4NO2 N2 + Н2О

К этому типу ОВР относятся многие реакции термичес-

кого разложения веществ.

3) Реакции самоокисления-самовосстановления, называемые также реакциями диспропорционирования. Это

ОВР, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает электроны другой части атомов этого же элемента. Например:

153

NO2 + Н2О HNO3 + HNO2

Сl2 + Са(ОН)2 СаСl2 + Са(СlО)2 + Н2О

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительно-восстанови-

тельных реакций часто используется специальный метод — метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдает восстано-

витель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

КMnО4+ КBr + H2SO4 MnSO4 + Br2 + K2SO4 + Н2О

а) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

КMnО4+ КBr + H2SO4 MnSO4 + Br2 + K2SO4 + Н2О

б) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:

КMnО4+ КBr + H2SO4 MnSO4 + Br2 + K2SO4 + Н2О

в) Составим уравнения процессов окисления и восстановления:

Mn+7 + 5e# Mn+2 (восстановление) 2Вr–1 – 2e# Br2 (окисление)

Обратите внимание, что в левой части уравнения процесса окисления взято два атома брома, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Br2.

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны. Так как наименьшим общим кратным чисел «5» и «2» является «10», то уравнение процесса восстановления нужно умножить на «2», а уравнение процесса окисления — на «5»:

154

2 Mn+7 + 5e# Mn+2

5 2Вr–1 – 2e# Br2

Два атома Mn+7 присоединяют 10 электронов, а 10 атомов Br–1 отдают 10 электронов, т. е. выполняется основное правило метода электронного баланса.

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

2КMnО4+ 10КBr + H2SO42MnSO4 + 5Br2 + K2SO4 + Н2О

е) После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.

2КMnО4+ 10КBr + 8H2SO4 =

= 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8Н2О

Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают

впоследнюю очередь. Во многих случаях равенство чисел атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения ОВР свидетельствует о том, что это уравнение составлено правильно (в составленном уравнении 40 атомов кислорода и

влевой, и в правой частях).

Рассмотрим некоторые более сложные примеры составления уравнений ОВР.

Составим уравнение реакции, которая протекает по следующей схеме:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + Н2О Определим степени окисления всех элементов и подчер-

кнем символы элементов, которые изменяют свои степени окисления:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + Н2О

Составим уравнения процессов окисления и восстановления и найдем множители, на которые нужно умножить эти уравнения:

3 Cu0 – 2e# Cu+2

2 N+5 + 3e# N+2

155

Обратите внимание, что не все атомы азота, которые входят в состав HNO3, изменяют свою степень окисления: часть атомов азота без изменения степени окисления переходит в молекулы Cu(NO3)2. Поэтому найденные методом электронного баланса коэффициенты напишем перед всеми формулами, содержащими Cu и N, кроме формулы HNO3:

3Cu + HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2О

Коэффициент перед формулой НМО3 равен общему числу атомов азота в правой части уравнения, т. е. равен 8 (из них 6 атомов, которые не изменяют степень окисления):

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2О

Впоследнюю очередь уравниваем числа атомов водорода

икислорода:

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О

В некоторых ОВР более двух элементов изменяют свои степени окисления. В качестве примера рассмотрим следующую реакцию:

P2S3 + HNO3 Н3PО4 + SО2 + NO2 + H2O

Два элемента — фосфор и сера — в ходе этой реакции окисляются, один элемент — азот — восстанавливается:

{ 2P+3 – 4e# 2P+5 1 3S–2 – 18e# 3S+4 22 N+5 + 1e# N+4

Общее число электронов, которые участвуют в процессах окисления, равно 22; в процессе восстановления участвует 1 электрон. Поэтому общий множитель для двух уравнений процессов окисления равен 1, а множитель для уравнения процесса восстановления равен 22. Запишем эти множители в качестве коэффициентов перед формулами соответствующих веществ:

P2S3 + 22HNO3 2Н3РО4 + 3SO2 + 22NO2 + Н2О

В заключение уравняем числа атомов водорода и кислорода:

156

P2S3 + 22HNO3 = 2Н3РО4 + 3SO2 + 22NO2 + 8Н2О

Роль окислительно-восстановительных реакций в природе и в практической деятельности человека

Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстанови- тельные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы:

а) процесс фотосинтеза:

хлорофилл

6СO2 + 6H2O С6H12О6 + 6O2; б) горение природного газа:

t°

СН4 + 2O2 СО2 + 2Н2О;

в) получение металлов из руд; например, железа:

t°

2Fe2O3 + 3С 4Fe + 3СО2; г) синтез аммиака: N2 + 3Н2 2NH3.

Вопросы для контроля

1.Что такое окислительно-восстановительные реакции? Чем обусловлено изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстано- вительных реакций?

2.Как называется: а) процесс отдачи электронов; б) процесс присоединения электронов? Как изменяются степени окисления атомов в этих процессах?

3.Как называются частицы (атомы, молекулы, ионы), которые: а) отдают электроны; б) присоединяют электроны?

4.Какие вещества могут выступать в роли: а) только окислителей; б) только восстановителей? Какие вещества могут проявлять окис- лительно-восстановительную двойственность? Приведите примеры.

5.Приведите формулы и названия: а) важнейших веществ-окислите- лей; б) важнейших веществ-восстановителей.

6.На какие типы разделяются все окислительно-восстановительные реакции?

7.Что такое: а) межмолекулярные ОВР; б) внутримолекулярные ОВР; в) реакции диспропорционирования?

8.Как называется метод, который используется для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?

9.Какое правило лежит в основе метода электронного баланса?

10. Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций:

157

а) протекающих в природе; б) осуществляемых человеком в его практической деятельности.

Задания для самостоятельной работы

1.Какие из следующих реакций являются окислительно-восстанови- тельными:

а) КОН + CuСl2 КСl + Cu(ОН)2; б) КBr + Сl2 КСl + Br2;

в) Fe(OH)3 Fe2O3 + Н2O;

г) Pb(NO3)3 PbO + NO2 + O2?

2.Закончите уравнения следующих процессов: а) Аl0 – 3e# =

б) S+6 + 8e# = в) N–3 – 5e# = г) Fe+3 + 1e# =

д) Br2 + 2e# = е) Mn+2 – 5e# =

Какие из этих процессов являются процессами восстановления?

3.Какие из следующих веществ могут быть: а) только окислителями; б) только восстановителями; в) и окислителями, и восстановителя-

ми: CrО3, Mg3P2, Na2CrO4, SO2, KI, KNO2, LiClO4, KH, Fe, H2O2, (NH4)2S?

4.Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановитель- ных реакций:

а) Р + КОН + Н2О РН3 + КН2РО2; б) H2SO3 + H2S S + Н2О;

в) КСlO3 КСl + КСlO4; г) NH4NO3 N2O + Н2О;

д) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O; е) AgNO3 Ag + NO2 + O2;

ж) Fe + Cl2 FeCl3.

5.Методом электронного баланса составьте уравнения окислительновосстановительных реакций, которые протекают по схемам:

а) Н2S + K2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SО4)з + K2SO4 + H2O; б) С + HNO3 CO2 + NO + H2O;

в) MnО2 + NaBiO3 + HNO3 HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 + H2O; г) NaI + NaIO3 + H2SO4 I2 + Na2SO4 + H2O;

д) Mg + HNO3 Mg(NO3)2 + N2O + Н2О;

е) PbO2 + MnSO4 + HNO3 PbSO4 + Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O; ж) KMnO4 + NH3 KNO3 + MnO2 + KOH + H2O;

з) K2Cr2O7 + HClO4 + HI Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O;

158

и) H2C2O4 + KMnO4 CO2 + K2CO3 + MnO2 + H2O;

к) C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Для каждой реакции укажите вещество-окислитель и веществовосстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.

6.К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждая из следующих реакций:

а) Н2О2 + К2Cr2О7 + НСl CrСl3 + КСl + О2 + Н2О; б) Н2О2 Н2O + O2;

в) Н2О2 + KNO2 KNO3 + Н2О?

Какую роль (окислителя; восстановителя; и окислителя, и восстановителя) играет пероксид водорода в каждой из этих реакций? Составьте уравнения реакций методом электронного баланса.

7.Проанализируйте следующие уравнения реакций:

2КMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O; 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO3 + 3K2SO4 + 2KOH;

2KMnO4 + K2SO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O.

В каком случае глубина восстановления КMnО4: а) наибольшая; б) наименьшая?

§ 4.2. Тепловые эффекты реакций. Закон Гесса и следствия из него

Химические реакции протекают с выделением или с поглощением энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты.

Например, горение угля и природного газа, взаимодействие кислот со щелочами сопровождаются выделением большого количества теплоты:

Наоборот, для разложения карбоната кальция, образования оксида азота (II) необходим приток энергии — эти реакции идут с поглощением теплоты:

159