Окислительно-восстановительные реакции

ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Изменение степеней окисления происходит вследствие перехода электронов от одних атомов к другим. Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атомов, называется окислением:

Fe - 2e ® Fe²⁺.  (1)

Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атомов, называется восстановлением:

S + 2e ® S^2-.  (2)

В ОВР атом, принимающий электроны, называется окислитель, а атом, отдающий электроны, - восстановитель. Следовательно, окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдает электроны и окисляется.

В любой ОВР, как и в любом другом химическом или физическом процессе, должны выполняться законы сохранения вещества (атомов) и заряда (электронов). Следовательно, в ОВР число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. На этом положении основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Наиболее распространенным методом является метод полуреакций. Рассмотрим его на примерах.

Пример 1: C + HNO₃ ® CO₂ + NO + H₂O.

1). указываем степень окисления у тех элементов, которые ее изменяют в ходе реакции:

C⁰ + HN⁺⁵O₃ ® C⁺⁴O₂ + N⁺²O +H₂O.

Отсюда видно, что С⁰-восстановитель,аN⁺⁵-окислитель. 

2). В растворе атом-окислитель находится в составе иона NO₃^-, а атом-восстановитель в виде простого вещества С; продукт восстановления - молекула NO, а продукт окисления - молекула CO₂. Следовательно, реально мы имеем переходы:

C ® CO₂,

NO₃^- ® NO.

Однако в этих переходах не выполняются законы сохранения вещества и зарядов. Углерод должен получить два атома кислорода. Так как реакция протекает в водном растворе, источником кислорода могут быть молекулы воды. Две молекулы воды отдадут два иона кислорода О^-2, однако в качестве побочных продуктов будут четыре иона водорода Н⁺. Ионы кислорода связываются с углеродом с образованием СО₂:

С + 2Н₂О ® СО₂ + 4Н⁺.

В этой полуреакции уже выполнен закон сохранения вещества, однако не выполнен закон сохранения зарядов: суммарный заряд частиц слева от стрелки равен нулю, а справа +4. Следовательно, для соблюдения закона сохранения зарядов из левой части уравнения необходимо вычесть 4 электрона:

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺.

При составлении полуреакции перехода NO₃^- в NO следует воспользоваться «услугами» ионов водорода, которые присутствуют в растворе (HNO₃®H⁺ + NO₃^-):

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O

3).Для двух полученных полуреакций

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O

добьемся равенства чисел отданных и принятых электронов. Очевидно, что для этого первую полуреакцию нужно умножить на 3, а вторую на 4:

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺ ´3,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O ´4.

Сделаем это и сложим обе полуреакции, произведя необходимые сокращения:

3С+4NO₃^- + 4H⁺® 3СО₂ + 4NO + 2H₂O.

В результате мы получили ионное уравнение реакции. Ее молекулярный вид:

3С+4 НNO₃ ® 3СО₂ + 4NO + 2H₂O.

Все коэффициенты в нем уже присутствуют.

Пример 2.

3H₂S^-2+K₂Cr⁺⁶₂O₇+4H₂SO₄®3S⁰+Cr⁺³₂(SO₄)₃+K₂SO₄+ 7H₂O

Н₂S - 2e^- ® S +2H⁺´3,

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e® 2Cr⁺³ +7H₂O ´1.

 

Лабораторная работа.

Цель работы: Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительныеи восстановительные свойства отдельных веществ.

Оборудование и реактивы

Пробирки конические. Сульфит нат­рия. Растворы: серной кисло­ты (2 М), перманганата калия (0,05М), дихромата калия (0,05М), гидроксида натрия (конц.), сульфита натрия (0,1М), иодида калия (0,1М), нитрита натрия (0,1М), серной кислоты (конц.), судьфида натрия (0,1М). Бромная вода. Аммиак (25%-ный).Пероксида водорода(3%-ный).

ОПЫТ 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах

В три пробирки внести по 3—4 капли раствора перман­ганата калия КМnO₄. Затем в первую добавить 3—4 капли разбавленного раствора Н₂SO₄, во вторую — 3—4 капли воды, в третью — 3—4 капли концентрированного раствора NaОН. В каждую пробирку внести сульфита натрия Nа₂SО₃ до изменения цвета раствора.

Отметить наблюдаемые изменения. Написать уравнения реакций между КМnO₄ и Nа₂SО₃ в кислой, нейтральной и ще­лочной средах. Рассчитать ЭДС реакций, используя таблицу стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Сделать заключение об окислительной способности перманганата в разных средах.

 

ОПЫТ 2. Окислительные свойства дихромата калия

Определить возможность протекания реакции

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6е ^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O

при использовании в качестве восстановителей — иодида ка­лия KI и нитрита натрия NaNO₂, рассчитав ЭДС каждой реакции. Подтвердить правильность ответа опытным путем. Для этого в три пробирки внести по 3—4 капли раствора дихромата калия К₂Сг₂О₇ и по 3—4 кап­ли разбавленного раствора H₂SO₄. В первую пробирку доба­вить раствор иодида калия KI, во вторую — раствор нитрита натрия NaNO₂ до появ­ления устойчивой окраски. Записать наблюдения и уравнения реакций.

ОПЫТ 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления

Убедиться в окислительно-восстановительной двойствен­ности нитрита натрия NaNO₂.

Для этого в одну пробирку поместить 3—4 капли раствора перманганата калия КМnO₄, подкислить разбавленным рас­твором Н₂SO₄ и добавить раствор NaNO₂ до обесцвечивания раствора.

В другую пробирку внести 3—4 капли раствора иодида ка­лия KI, подкислить разбавленным раствором H₂SO₄ и доба­вить раствор NaNO₂ до изменения окраски.

Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравне­ния реакций. В каком случае нитрит-ионы проявляют восста­новительные и в каком — окислительные свойства? При вос­становлении нитрит-ионов выделяется азот, а при их окисле­нии образуются нитрат-ионы.