- •Реакции и равновесия в неорганической химии (самостоятельно)
- •1. Классификация реакций
- •2. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).
- •3. Основания, кислоты и соли в теории электролитической диссоциации
- •4. Ионные реакции
- •5. Реакции нейтрализации. Гидролиз. Реакции осаждения
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •7. Кислотно-основные реакции. Протонная теория кислот и оснований
- •8. Кислотно-основные реакции в водных растворах
6. Окислительно-восстановительные реакции
а) Степени окисления. Окислители и восстановители
Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, отданных атомом других, атомом при положительной степени описаний или принятых данным атомом от других атомом, при отрицательной стороне окисления.
При определении степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
1. степень окисления простых веществ равна нулю С12, S, Сu.
2. сумма всех степеней в нейтральной молекуле равна нулю, а в заряженном ионе равна заряду.
3. постоянную степень окисления имеют: щелочные Ме – (+1); Ме главной подгруппы, IIa группы, а так же цинк, кадмий – (+2).
4. водород в большинстве соединений – (+1), кроме гидридов Ме (КаН, СаН2), в них он имеет степень окисления (-1).
5. степень окисления кислорода (-2), кроме соединений со фтором ОF2 – (+2).
Большое число элементов имеют переменную степень окисления. Например азот:
NH3, N2H4, NH2OH, N2, N2O, NO, HNO2, NO2, HNO3
Изменение степени окисления элемент в процессе химической реакции называется окислением если элемент отдает электроны и восстановлением если элемент принимает электроны. соответственно элемент принимающий электроны называется окислителем, а элемент отдающий электроны - восстановителем. Например: 4А1+3О2 2А12О3, А1 повышает степень окисления от 0 до +3, он восстановитель а сам окисляется, О2 понижает степень окисления с 0 до -2 то есть он окислитель а сам восстанавливается. Причем следует отметить, что оба процесса и окисление, и восстановление протекают одновременно, а общее число отданных и принятых электронов равно: 4А1 по 3 электрона 4*3=12 и 6О по 2 электрона 6*2=12 электронов.
Как уже говорилось многие вещества могут находится в разных степенях окисления.
Элементы находящиеся в высших степенях окисления, например: S+б d соединении Н2S04, N+5 в НNO3, Мn+7 в Н2МnO7 (перманганаты), Сr+6 в хроматах и дихроматах. Рb+4 в РbO2 и другие, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны только принимать электроны, то есть эти элементы, а следовательно и соединения в которые они входят могут быть только окислителями.
Напротив, элементы находящиеся в низших степенях окисления, например S2- в H2S, N3- в NН3, I1- в HI и так далее, могут только окисляться, так как их атомы способны только отдавать электроны, то есть эти элементы и соединения, содержащие их могут быть только восстановителями.
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут выступать в химических процессах как окислители, так и восстановители. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны. В зависимости от того с каким веществом они взаимодействуют и условий проведения реакции.
Наиболее важные окислители.
1. Типичные неметаллы находящиеся в свободном состоянии: F2>С12, Вг2>I2, O2.
2. Кислородосодержащие кислоты и их соли: КМnO4, К2Сr2O7, К2СrO4, Н2SO4, НNO3.
3. Ионы многовалентных металлов, находящиеся в наивысших степенях окисления (Fе3+; Сu2+; Нg2+)
4. H+ в растворах кислот ( как правило при взаимодействии с металлами окисляется до Н2).
Наиболее важные восстановители.
1. Активные Ме ( щелочные, щелочноземельные, Zn, А1, Fе ) в свободном состоянии.
2. Без кислородные кислоты и их соли ( НС1, HВr, HI, Н2S ).
3. Гидриды щелочных и щелочноземельных Ме ( СаН2, КН ) и так далее.
4. Металлы в низших степенях окисления Sn2+, Fе2+, Си+ и т.д.
б) Составление ОВР. Виды ОВР
При составлении уравнений ОВР рекомендуется придерживаться следующего порядка:
N2H4 + АgNО3 + КOH N2 +Аg + КNО3 + Н2O
1. расставить степени окисления элементов входящих в химическое уравнение.
2. выявить элементы которые меняют степени окисления.
3. составить электронный баланс в котором указывается какое количество электронов принимает окислитель, и отдает восстановитель, а также уравнивается количество отданных и принятых электронов, путем подбора коэффициентов.
4. расставить коэффициенты из электронного баланса в уравнение реакции.
5. уравнять количество элементов в правой и левой части уравнения реакции.
a) уровнять элементы участвующие в электронном балансе.
б) элементы кроме О и Н,
в) уровнять количество О,
г) проверить равенство по Н.
Рассмотрим реакцию 2Н2 + О2 2Н2O, в этой реакции окислитель О и восстановитель Н находятся в разных молекулах. Такие ОВР называются межмолекулярного окисления восстановления. Возможен другой случай ОВР, например (NH4)2СrО7 N2 +Сr2O3+Н2О в данном случае Cr понижает свою степень окисления с (+6) до (+3), а азот окисляется от от (-3) до (0) причем оба элемента Сг и N то есть, окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле. Это так называемая реакция внутримолекулярного окисления восстанавливается.
Кроме того, реакция 4Н3РО3 3Н3РО4+РН3, служит примером реакций самоокисления - самовосстановления. В данной реакции и окислителем и восстановителем является один и тот же элемент Р, принадлежащий одной молекуле. В результате этой реакции образуется более окисленная и более восстановленная форма Р, чем в левой части уравнения.
Наиболее сложными ОВР являются реакции, в которых окислению или восстановлению подвергается не один элемент, а два или более, например:
As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
2Аs+3– 4е 2АS+5 |
- восстановитель |
|
|
3S2- – 24е 3S+6 |
- восстановитель |
28 |
3 |
N+5+3е N+2 |
- окислитель |
3 |
28 |
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO