Окислительно-восстановительная реакция

Информация - Химия

Другие материалы по предмету Химия

?, как углерод и окись углерода (восстановление металлов из окислов)

 

ZnO + С= Zn + СО, FeO +СО = Fe + СО2

 

сульфит натрия Na2SO3 и гидросульфит натрия NaHSO3 - в фотографии и красильном деле, металлический натрий и свободный водород - для получения чистых металлов

4 + 4Na = Ti + 4NaCI,2 +2Н2 = Ge + 2H2O

 

Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов (в особенности галогенов и кислорода), положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (Sn4+ + 2 = Sn2+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в более высокой степени окисления ( , , ). Промышленное значение как окислители имеют: кислород (особенно в металлургии), озон, хромовая и двухромовая кислоты и их соли, азотная кислота, перекись водорода, перманганат калия, хлорная известь и др. Самый сильный окислитель - электрический ток (окисление происходит на аноде).

Для подбора коэффициентов в уравнениях реакций О.-в. служит общее правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем. Применяют обычно два метода подбора коэффициентов: метод электронного баланса и электронно-ионный метод.

В методе электронного баланса подсчёт числа принятых и отданных электронов производят на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Например,

 

 

Таким образом, является окислителем, а - восстановителем. Составляют частные реакции окисления и восстановления:

 

 

В соответствии с приведённым выше правилом числа отданных и принятых электронов уравнивают. Полученные величины подставляют в исходное уравнение:

 

2KClO3 = 2KCl + 3O2

В электронно-ионном методе схему реакции записывают в соответствии с общими правилами составления ионных реакций, т. е. сильные электролиты записывают в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, газы и осадки - в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в такую схему не входят. Например,

 

KMnO4 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2+ MnSO4 + H2O,

 

в ионном виде:

 

 

Рассчитав степени окисления, определяют окислитель и восстановитель и составляют частные реакции окисления и восстановления:

 

2I- - 2 = I2,

 

Во втором уравнении, перед тем как записать переход электронов, необходимо составить "материальный" баланс, т.к. в левой части уравнения есть атомы О, а в правой их нет. Избыточные атомы О связываются в молекулы воды ионами Н+, присутствующими в сфере реакции (кислая среда):

 

 

Далее, как и в первом методе, находят коэффициенты-множители к частным уравнениям для достижения электронного баланса (в приведённом примере 5 и 2 соответственно).

Окончательное уравнение имеет вид:

 

.

 

Полученные коэффициенты подставляют в исходное уравнение:

 

KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 5I2 + 2MnSO4 + 8H2O.

 

Аналогично составляют и уравнения реакций О.-в. в щелочной среде (вместо ионов Н+ в частных уравнениях фигурируют ионы OH-). Т. о., в уравнивании реакций по второму методу учитывают характер реакционной среды (кислая или щелочная либо нейтральная), которая сильно влияет и на направление реакции О.-в. и на продукты, получаемые в результате реакции. Например, равновесие окислительно-восстановительной реакции в кислой среде смещено влево, а в щелочной - вправо. Сильный окислитель ион в кислой среде восстанавливается до иона Mn2+, в щелочной среде - до иона , в нейтральной - до молекулы .

 

Заключение

 

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например:

 

=

=

 

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например:

 

=

=

 

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы брома и хлора изменяют степень окисления. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.

Окислительно-восстановительные реакции - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

- 3e- = Al3+ Fe2+ - e- = Fe3+2 - 2e- = 2H+ 2Cl- - 2e- = Cl2

окисление восстановление металл восстановление

При окислении степень окисления повышается.

. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

+ 2е- = S2- Сl2 + 2е- = 2Сl- Fe3+ + e- = Fe2+

 

При восстановлении степень окисления понижается.

. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

 

 

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением,