Главная Случайная страница


Категории:

ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника






Полуреакций. Направление протекания ОВР.

Основные понятия и определения:

Окислитель-восстановительные реакции(ОВР) - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов
Степень окисления - условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов
Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом Са – 2 = Са+2
Восстановление - процесс присоединения электронов атомам, молекулой или ионом N + 3 = N-3
Окислитель - атом, молекула или ион, присоединяющие электроны
Восстановитель - атом, молекула или ион, отдающие электроны
Межмолекулярные ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в разных молекулах  
Внутримолекулярные ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле
Реакции диспропорционирования - реакции, в ходе которых повышается и понижается степень окисления одного и тоже элемента

Окислители:

Окислитель Число принятых электронов Восстановленная форма Условия протекания реакции
Ме+, Ме2+, Ме3+ 1,2,3 Ме Ионы благородных металлов
+ Н2  
HNO3(конц) NO2 При взаимодействии с малоактивными металлами (Cu, Ag) и неметаллами (C,P,S)
2 HNO3(конц) N2O При взаимодействии с активными металлами
HNO3(разб) NO При взаимодействии с малоактивными металлами
HNO3(разб) NH При взаимодействии с активными металлами
NO NH3 При нагревании в щелочной среде
HNO2 NO В кислой среде с йодидом калия
О3 О2 + О2- В кислой среде: О3 +2Н+ + 2 = О2 + Н2О В нейтральной среде: О3 + Н2О + 2 = О2 + 2ОН-
Н2О2 -2 В кислой среде: Н2О2 + 2Н+ + 2 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: Н2О2 + + 2 = 4ОН-
О2 -2 В кислой среде: О2 + 4Н+ + 4 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН-
Hal2 2 Hal- CI2,Br, I2
HOHal Hal- HOCI, HOBr и их соли
HalO Hal- К CIО3, КBrO3. При высокой температуре
CaOCI2 2CI- При взаимодействии с малоактивными металлами и неметаллами
H2SO4(конц) SO2 Mn2+ , Cr3+
S2O 2 SO  
H2SeO4 2,4,8 SeO2, Se, Se2-  
SeO2 Se  
2Cr3+ В кислой среде
Cr2O Cr3+ В щелочной среде
CrO3 Cr3+  
MnO4 Mn2+ В кислой среде
MnO4 MnO2 В нейтральной и слабощелочной среде
MnO4 MnО В сильнощелочной среде
MnO2 Mn2+ В кислой среде
Fe3+ Fe2+  
FeO Fe3+ В кислой среде
FeO Fe(OН)3 В щелочной среде
PbO2 Pb2+  
BiO Bi3+ В азотнокислой среде

Восстановители:

Восстановитель Число отданных электронов Окисленная форма Условия протекания реакции
металлы 1,2,3 Ме+, Ме2+, Ме3+ В кислой и нейтральной средах металлы переходят в катионы Zn -2e= Zn2+ В щелочной среде амфотерные металлы образуют гидроксокомплексы Zn + 2ОН- + 2Н2О - 2e=[ Zn(ОН)4]2- + Н2
Н2 +  
С СО При высокой температуре и недостатке кислорода
С СО2 При горении угля, восстановлении некоторых оксидов (СuО, PbO)
СО СО2 При температуре ~ 450-7000 С
NH3 NO В присутствии катализатора (Pt)
2NH3 N2  
N2H4 N2 В водных растворах N2H4 восстанавливает I2 до HI, соли серебра и ртути, Cu2+ до Cu+
HNO2 и нитраты NO В реакциях с сильными и средними окислителями
Н2О2 О2  
2 Hal- Hal2  
Р2О5 При сгорании фосфора в избытке кислорода
Р2О3 При медленном окислении и недостатке кислорода
[РО3Н]2- РО В реакциях с сильными и средними окислителями
H2S и сульфиды S При действии сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7,H2SO4 (конц))
SO2 При обжиге
SO В реакциях очень сильными окислителями (HNO3, хлорная вода)
S SO2 В избытке кислорода В растворах кислой среде S + 2Н2О - 4 = SO2 + 4Н+
SO В кислой среде сильными окислителями S + 4Н2О – 6 = SO + 8Н+
SO В щелочной среде S + 6ОН- - 4 = S2O + 3Н2О
2S2O S4O В реакциях со слабыми окислителями (I2, FeCl3)
S2O S + SO При недостатке сильных окислителей (CI2, 2)
S2O 2SO В избытке сильных окислителей
SO2 SO В реакциях с сильными окислителями
SO SO В реакциях со средними окислителями
2Cr3+ В кислой среде 2Cr3+ + 7Н2О – 6 = + 14Н+
[Cr(ОН)6]3- CrO В щелочной среде [Cr(ОН)6]3- + 2ОН- - 3 = CrO + 4 Н2О
Mn2+ MnO2 В нейтральной и слабощелочных среде
Mn2+ MnО В сильщелочной среде
Mn2+ MnО При сплавлении (NaNO3, KCIO3) В реакции сNaBiО3 в азотнокислой среде
MnO2 MnО При сплавлении со щелочами в присутствии окислителей
Fe2+ Fe3+ В кислой и нейтральных средах
[Fe (CN)6]4- [Fe (CN)6]3- При рН=1
Fe(OН)2 Fe(OН)3 Окисление кислородом воздуха
Fe(OН)3 FeO При взаимодействии с сильными окислителями в щелочной среде
As3+ AsО  
Sn2+ Sn4+ В соляной среде Sn2+ +6Cl- - 2 = [SnCl6]2-
[Sn(ОН)4]2- [Sn(ОН)6]2- В щелочной среде [Sn(ОН)4]2-+ 2ОН- - 2 = [Sn(ОН)6]2-

 

Окислительно-воссстановительные процессы играют особенную роль в жизнедеятельности клетки и биосферы, так как именно они лежат в основе клеточного биосинтеза и биоэнергетике. Источник энергии в клетке – реакции окисления углеводов и липидов кислородом воздуха, которые происходят вследствие дыхания растений и животных.

Примерами технически важных окислительно – восстановительных реакций являются процессы горения топлива, синтеза органических и неорганических соединений, анализ и очистка многих веществ.

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов. Под степенью окисления понимают условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Окислением называется процесс отдачи электронов. Степень окисления при этом повышается. Например:

Fe+2 - e = Fe+3

2Cl- - 2e = Cl20.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Степень окисления при этом понижается. Например:

Cl2 + 2e = 2Cl-.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями (в рассмотренных примерах это Fe+2, Cl-). Восстановители во время реакции окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (в рассмотренных примерах это Fe+3, Cl20). Окислители во время реакции восстанавливаются.

В пределах периода таблицы Менделеева восстановительные свойства простых веществ уменьшаются слева направо (самые сильные восстановители – щелочные металлы). В этом же направлении увеличиваются окислительные свойства простых веществ (самые сильные окислители – галогены). В группе восстановительные свойства возрастают сверху вниз, а окислительные – убывают.

Реакции окисления и восстановления всегда протекают как единый процесс. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Элементы в высших степенях окисления проявляют только окислительные свойства, в низших степенях окисления – только восстановительные свойства, а в промежуточных степенях окисления проявляют окислительно-восстановительную двойственность. На направление окислительно-восстановительных реакций большое влияние оказывает реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная).

Основным методом составления окислительно-восстановительных реакций является метод полуреакций, или ионно-электронный метод, который учитывает реально существующие ионы и характер среды.

Метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Слабые электролиты, неэлектролиты, вода, газы, осадки – записываются в молекулярном виде. При составлении уравнений полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами:

1) если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то избыток их в кислой среде устраняется ионами H+-2 + 2H+ = H2O), а в нейтральной и щелочной средах – водой (О-2 + H2O = 2ОH-). Например:

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2¯ + 4OH-;

2) если исходные соединения или ионы содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных средах за счет молекул воды (H2O = О-2 + 2H+), а в щелочных средах – за счет гидроксид-ионов (2ОH- = О-2 + H2O). Например:

SO3-2 + H2O - 2e = 2H+ + SO4-2

SO3-2 + 2OH- - 2e = SO4-2 +H2O.

Каждая из полуреакций (окисление восстановителя и восстановление окислителя) должна быть уравнена по элементам и по зарядам. С целью сведения реакций окисления и восстановления в единый процесс уравнивают общее количество участвующих во взаимодействии электронов подбором дополнительных множителей по правилу наименьшего общего кратного. Суммирование обеих полуреакций с учетом дополнительных коэффициентов приводит к ионному уравнению окислительно-восстановительной реакции. Переход к молекулярному уравнению осуществляется добавлением соответствующих катионов к анионам и анионов – к катионам.

Пример 1

H2S + KMnO4 + H2SO4 ® S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Решение.

H2S - 2e = S + 2H+

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O

 

5H2S + 2MnO4- + 16H+ = 5S + 10H+ 2Mn+2 + 8H2O

После сокращения на 10H+:

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn+2 + 8H2O.

В молекулярном виде:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-23

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...