
- •8. Окислительно-восстановительные процессы
- •8.1 Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.1. Степень окисления элементов
- •8.1.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •8.2. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •8.3. Направление окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Электрохимические процессы
- •8.4.1. Электродный потенциал
- •8.4.2. Уравнение Нернста
- •8.4.3. Гальванические элементы
- •8.4.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •8.4.5. Измерение э.Д.С. Гальванического элемента
- •8.5. Химические источники тока
- •8.5.1. Гальванические первичные элементы
- •8.5.2. Аккумуляторы
- •8.5.3 Топливные элементы и электрохимические энергоустановки
- •8.6. Электролиз
- •8.6.1. Электролиз расплавов
- •8.6.2. Электролиз водных растворов
- •8.6.3. Законы электролиза
- •8.6.4. Электрохимическая поляризация при электролизе
- •8.6.5. Перенапряжение. Потенциал разложения
- •8.6.6. Выход по току
- •8.6.7. Применение электролиза
- •8.7. Коррозия металлов
- •8.7.1. Химическая коррозия
- •8.7.2. Электрохимическая коррозия
- •8.7.3. Методы защиты металлов от коррозии
8. Окислительно-восстановительные процессы
8.1 Окислительно-восстановительные реакции
8.1.1. Степень окисления элементов
Во многих химических реакциях происходит перемещение электронов от одних частиц к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными (ОВР).
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.
Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента, называют степенью окисления (С.О.).
Поэтому все реакции, наблюдаемые в природе, делят на 2 группы:
а) протекающие без изменения С.О.: (реакции обмена, нейтрализации)
б) протекающие с изменением С.О.. Такие реакции называют окислительно-восстановительными.
Мысленно её можно разделить на две полуреакции:
Процесс отдачи электронов: 2Na0 - 2e‾ = 2Na+ - называется окислением
Процесс принятия электронов: Cl2 + 2e‾ = 2Cl‾ - называется восстановлением.
Частицы, отдающие электроны, называются восстановители, они окисляются. Частицы, принимающие электроны, называются окислителями, они восстанавливаются. В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны.
Степень окисления можно рассматривать как условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Степень окисления может быть положительная, отрицательная и нулевая.
Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:
1.
Степень окисления кислорода в соединениях
равна (-2).
Исключение составляют: пероксиды - фторид
кислорода
.
2. Степень окисления водорода в соединениях равна (+1), кроме гидридов металлов - LiH, CaH2 и т.п., где степень окисления равна (-1).
3. Степень окисления атомов в простых веществах, например, в металле или в Н2, О2 равна 0.
4. Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна (+1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав нейтральной молекулы равна 0, в сложном ионе – заряду иона.
Примеры:
(+1)
+ x +
4(-2) = 0 х =
+7
(+1)
+ x +
3(-2) = 0 x =
+5
2x +
3(-2) = (-2) х =
+2
В зависимости от С.О. атомы могут проявлять различные функции в ОВР. По этому признаку их можно разделить на три группы:
1. Только восстановительные свойства могут проявлять металлы в свободном состоянии, а также атомы в низких С.О.: Cl‾; Br‾; I‾; S‾2; N‾3. Низшая отрицательная степень окисления для неметаллов равна номеру группы минус 8 .
2.
Только окислительные свойства проявляют
атомы с высшей степенью окисления. Она
равна номеру группы: .
3. Окислительно-восстановительную двойственность проявляют атомы, имеющие промежуточную степень окисления.
Пример: атом серы S0 может принимать два электрона и превращаться в ион S‾2, а также может отдать шесть электронов, приобретая заряд S+6. Т.е. в О.В.Р. сера может проявлять свойства окислителя и восстановителя.
8.1.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Уравнения О.В.Р. имеют очень сложный характер, и их составление представляет иногда трудную задачу. Рассмотрим метод электронного баланса, при котором учитывается:
-
общее число электронов отдаваемых всеми восстановителями равно общему числу электронов, присоединяемых всеми окислителями;
-
одинаковое число одноименных ионов в левой и правой частях уравнения;
-
число молекул воды (в кислой среде) или ионов гидроксида (в щелочной среде), если в реакции участвуют атомы кислорода.
Составление уравнений О.В.Р. легче провести в несколько стадий:
1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции;
2. определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции;
1) определение числа электронов отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем и коэффициентов при восстановителях и окислителях;
2) определение коэффициентов при всех исходных веществах и продуктах реакции, исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения.
Составим уравнение реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде. Так как реакция протекает в кислой среде, то в левой части уравнения кроме окислителя и восстановителя должна быть кислота. Продуктами реакции являются сульфаты марганца (II), калия, железа (III) и вода.
1. Запишем схему реакции без коэффициентов
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2. Определим степени окисления элементов, исходя из вышеприведенных правил
Как видно, С.О. меняется только у марганца и железа, у первого она понижается (восстановление), у второго – повышается (окисление).
3. Определим число электронов, отдаваемых восстановителем FeSO4 и принимаемых окислителем KMnO4:
Как видно, Mn7+ принимает пять, а два иона Fe2+ отдают два электрона. Кратное число отдаваемых и принимаемых электронов равно 10. Отсюда легко найти коэффициенты перед окислителем и восстановителем в уравнении реакции
2КMnO4 + 10FeSO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3
4. Подведем
баланс всех атомов в левой и правой
частях уравнения и определим коэффициенты
при всех веществах. В левой части
уравнения имеются два атома калия,
поэтому для баланса по калию следует
записать в правую часть уравнения
молекулу сульфата калия. Для уравнивания
групп в
левую часть уравнения необходимо
записать 8 молекул H2SO4,
а для уравнивания водорода - 8 молекул
воды:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +8H2O
Число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения одинаково, поэтому данное уравнение является законченным.